Електронні конфігурації атомів елементів Періодичної системи.

Електрони

Поняття атом виникло ще в античному світідля позначення частинок речовини. У перекладі з грецької атом означає «неподільний».

Ірландський фізик Стоні на підставі дослідів дійшов висновку, що електрика переноситься найдрібнішими частинками, що існує в атомах всіх хімічних елементів. У 1891 р. Стоні запропонував ці частки назвати електронами, що грецькою означає «бурштин». Через кілька років після того, як електрон отримав свою назву, англійський фізик Джозеф Томсон та французький фізик Жан Перрен довели, що електрони несуть на собі негативний заряд. Це найменший негативний заряд, який у хімії прийнято за одиницю (-1). Томсон навіть зумів визначити швидкість руху електрона (швидкість електрона на орбіті обернено пропорційна номеру орбіти n. Радіуси орбіт ростуть пропорційно квадрату номера орбіти. На першій орбіті атома водню (n=1; Z=1) швидкість дорівнює ≈ 2,2·106 м/ с, тобто приблизно в сотню разів менше швидкості світла з = 3 · 108 м / с.) І масу електрона (вона майже в 2000 разів менше маси атома водню).

Стан електронів в атомі

Під станом електрона в атомі розуміють сукупність інформації про енергію певного електроната просторі, в якому він знаходиться. Електрон в атомі не має траєкторії руху, тобто можна говорити лише про ймовірності знаходження його у просторі навколо ядра.

Він може бути в будь-якій частині цього простору, що оточує ядро, і сукупність його різних положень розглядають як електронну хмару з певною щільністю негативного заряду. Образно це можна уявити так: якби вдалося через соті або мільйонні частки секунди сфотографувати положення електрона в атомі, як при фотофініші, то електрон на таких фотографіях був би представлений у вигляді крапок. При накладенні незліченної множини таких фотографій вийшла б картина електронної хмари з найбільшою щільністю там, де цих точок буде найбільше.

Простір навколо атомного ядра, В якому найбільш імовірно знаходження електрона, називається орбіталлю. У ньому міститься приблизно 90% електронної хмари, і це означає, що близько 90% часу електрон знаходиться в цій частині простору. За формою розрізняють 4 відомих нині типу орбіталей, які позначаються латинськими літерами s, p, d і f. Графічне зображеннядеяких форм електронних орбіталейпредставлено малюнку.

Найважливішою характеристикою руху електрона на певній орбіталі є енергія його зв'язку з ядром. Електрони, що мають близькі значення енергії, утворюють єдиний електронний шари, або енергетичний рівень. Енергетичні рівні нумерують, починаючи від ядра, - 1, 2, 3, 4, 5, 6 та 7.

Ціле число n, що означає номер енергетичного рівня, називають основним квантовим числом. Воно характеризує енергію електронів, які займають цей енергетичний рівень. Найменшу енергію мають електрони першого енергетичного рівня, найближчого до ядра.Порівняно з електронами першого рівня, електрони наступних рівнів будуть характеризуватись великим запасом енергії. Отже, найменш міцно пов'язані з ядром атома електрони зовнішнього рівня.

Найбільше електронів на енергетичному рівні визначається за формулою:

N = 2n 2 ,

де N - максимальна кількістьелектронів; n - номер рівня, чи головне квантове число. Отже, першому, найближчому до ядра енергетичному рівні може бути трохи більше двох електронів; на другому – не більше 8; на третьому – не більше 18; на четвертому – не більше 32.

Починаючи з другого енергетичного рівня (n = 2) кожен із рівнів поділяється на підрівні (підшари), які дещо відрізняються один від одного енергією зв'язку з ядром. Число підрівнів дорівнює значенню головного квантового числа: перший енергетичний рівень має один рівень; другий – два; третій – три; четвертий - чотири підрівні. Підрівні у свою чергу утворені орбіталями. Кожному значеннюn відповідає число орбіталей, що дорівнює n.

Підрівні прийнято позначати латинськими літерами, Так само як і форму орбіталей, з яких вони складаються: s, p, d, f.

Протони та нейтрони

Атом будь-якого хімічного елемента порівняємо з крихітною Сонячною системою. Тому таку модель атома, запропоновану Е. Резерфордом, називають планетарної.

Атомне ядро, в якому зосереджена вся маса атома, складається з частинок двох видів. протонів та нейтронів.

Протони мають заряд, рівний зарядуелектронів, але протилежний за знаком (+1), і масу, рівну масіатома водню (вона прийнята у хімії за одиницю). Нейтрони не несуть заряду, вони нейтральні і мають масу, що дорівнює масі протона.

Протони та нейтрони разом називають нуклонами (від лат. Nucleus - ядро). Сума числа протонів та нейтронів в атомі називається масовим числом. Наприклад, масове числоатома алюмінію:

13 + 14 = 27

число протонів 13, число нейтронів 14, масове число 27

Оскільки масою електрона, мізерно малою, можна знехтувати, очевидно, що у ядрі зосереджена вся маса атома. Електрони позначають e - .

Оскільки атом електронейтральний, то очевидно, що число протонів і електронів в атомі однаково. Воно дорівнює порядковому номеру хімічного елемента, присвоєного йому Періодичної системі. Маса атома складається з маси протонів та нейтронів. Знаючи порядковий номер елемента (Z), тобто число протонів і масове число (А), рівну сумічисел протонів та нейтронів, можна знайти число нейтронів (N) за формулою:

N = A - Z

Наприклад, число нейтронів в атомі заліза дорівнює:

56 — 26 = 30

Ізотопи

Різновиди атомів одного і того ж елемента, що мають однаковий зарядядра, але різне масове число, називаються ізотопами. Хімічні елементи, які у природі, є сумішшю ізотопів. Так, вуглець має три ізотопи з масою 12, 13, 14; кисень - три ізотопи з масою 16, 17, 18 і т. д. Зазвичай приводна в Періодичній системі відносна атомна маса хімічного елемента є середнім значенням атомних мас природної суміші ізотопів даного елементаз урахуванням їхнього відносного змісту у природі. Хімічні властивості ізотопів більшості хімічних елементів абсолютно однакові. Однак ізотопи водню сильно різняться за властивостями через різке кратне збільшення їх відносної атомної маси; їм навіть присвоєно індивідуальні назви та хімічні знаки.

Елементи першого періоду

Схема електронної будовиатома водню:

Схеми електронної будови атомів показують розподіл електронів за електронними шарами (енергетичними рівнями).

Графічна електронна формулаатома водню (показує розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями):

Графічні електронні формули атомів показують розподіл електронів як за рівнями і подуровням, а й у орбіталям.

В атомі гелію перший електронний шар завершено - у ньому 2 електрони. Водень та гелій - s-елементи; у цих атомів заповнюється електронами s-орбіталь.

У всіх елементів другого періоду перший електронний шар заповнений, і електрони заповнюють s- та р-орбіталі другого електронного шару відповідно до принципу найменшої енергії (спочатку s, а потім р) та правилами Паулі та Хунда.

В атомі неону другий електронний шар завершено – у ньому 8 електронів.

У атомів елементів третього періоду перший і другий електронні шари завершені, тому заповнюється третій електронний шар, в якому електрони можуть займати 3s-, 3р- та 3d-підрівні.

У атома магнію добудовується 3s-електронна орбіталь. Na та Mg – s-елементи.

У алюмінію та наступних елементів заповнюється електронами 3р-підрівень.

У елементів третього періоду залишаються незаповненими 3d-орбіталі.

Усі елементи від Al до Ar – р-елементи. s- та р-елементи утворюють головні підгрупи в Періодичній системі.

Елементи четвертого – сьомого періодів

У атомів калію та кальцію з'являється четвертий електронний шар, заповнюється 4s-підрівень, тому що він має меншу енергію, ніж 3d-підрівень.

К, Са - s-елементи, що входять до основних підгруп. У атомів від Sc до Zn заповнюється електронами 3d-підрівень. Це 3d-елементи. Вони входять у побічні підгрупи, у них заповнюється зовнішній електронний шар, їх відносять до перехідних елементів.

Зверніть увагу на будову електронних оболонок атомів хрому та міді. У них відбувається «провал» одного електрона з 4s- на 3d-підрівень, що пояснюється більшою енергетичною стійкістю електронних конфігурацій, що утворюються при цьому 3d 5 і 3d 10:

В атомі цинку третій електронний шар завершено - в ньому заповнені всі рівні 3s, 3р і 3d, всього на них 18 електронів. У наступних за цинком елементів продовжує заповнюватись четвертий електронний шар, 4р-підрівень.

Елементи від Ga до Кr – р-елементи.

У атома криптону зовнішній шар(четвертий) завершено, має 8 електронів. Але всього в четвертому електронному шаріможе бути 32 електрони; у атома криптону поки що залишаються незаповненими 4d- і 4f-підрівні. І також зустрічаються винятки, пов'язані з « проваломелектронів, у 41 Nb, 42 Мо, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

У шостому та сьомому періодах з'являються f-елементи, тобто елементи, у яких йде заповнення відповідно 4f- та 5f-підрівнів третього зовні електронного шару.

4f-елементи називають лантаноїдами.

5f-елементи називають актиноїдами.

Порядок заповнення електронних підрівнів в атомах елементів шостого періоду: 55 Cs та 56 Ва - 6s-елементи; 57 La … 6s 2 5d x - 5d-елемент; 58 Се - 71 Lu - 4f-елементи; 72 Hf - 80 Hg - 5d-елементи; 81 Т1 - 86 Rn - 6d-елементи. Але й тут зустрічаються елементи, у яких «порушується» порядок заповнення електронних орбіталей, що, наприклад, пов'язано з більшою енергетичною стійкістю наполовину та повністю заповненими f-підрівнями, тобто nf 7 і nf 14 . Залежно від того, який підрівень атома заповнюється електронами останнім, всі елементи ділять на чотири електронні сімейства, або блоки:

• s-елементи. Електронами заповнюється s-підрівень зовнішнього рівня атома; до s-елементів відносяться водень, гелій та елементи головних підгруп I та II груп.

• p-елементи. Електронами заповнюється р-підрівень зовнішнього рівня атома; до р-елементів відносяться елементи головних підгруп III-VIII груп.

• d-елементи. Електронами заповнюється d-підрівень переднього рівня атома; до d-елементів відносяться елементи побічних підгруп I-VIII груп, тобто елементи вставних декад великих періодів, розташованих між s- та р-елементами. Їх також називають перехідними елементами.

• f-елементи. Електронами заповнюється f-підрівень третього зовні рівня атома; до них відносяться лантаноїди та антиноїди.

Швейцарський фізик В. Паулі в 1925 р. встановив, що в атомі на одній орбіталі може перебувати не більше двох електронів, що мають протилежні (антипаралельні) спини (у перекладі з англійської – «веретено»), тобто які мають такі властивості, які умовно можна уявити собі як обертання електрона навколо своєї уявної осі: за годинниковою або проти годинникової стрілки.

Цей принцип має назву принципу Паулі. Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, він називається неспареним, якщо два, це спарені електрони, т. е. електрони з протилежними спинами. На малюнку показано схему підрозділу енергетичних рівнівна підрівні та черговість їх заповнення.

Найчастіше будову електронних оболонок атомів зображують з допомогою енергетичних чи квантових осередків - записують звані графічні електронні формули. Для цього запису використовують такі позначення: кожен квантовий осередок позначається клітиною, яка відповідає одній орбіталі; кожен електрон позначається стрілкою, що відповідає напрямку спина. При записі графічної електронної формули слід пам'ятати два правила: принцип Паулі та правило Ф. Хунда, згідно з яким електрони займають вільні осередки спочатку по одному і мають при цьому однакове значенняспина, а лише потім спарюються, але спини, при цьому за принципом Паулі будуть протилежно спрямованими.

Правило Хунда та принцип Паулі

Правило Хунда- правило квантової хіміїщо визначає порядок заповнення орбіталей певного підшару і формулюється наступним чином: сумарне значення спінового квантового числа електронів даного підшару має бути максимальним. Сформульовано Фрідріхом Хундом у 1925 році.

Це означає, що в кожній з орбіталей підшару заповнюється спочатку один електрон, а тільки після вичерпання незаповнених орбіталей на цю орбіталь додається другий електрон. При цьому на одній орбіталі знаходяться два електрони з напівцілими спинами. протилежного знака, які спаровуються (утворюють двоелектронну хмару) і, в результаті, сумарний спин орбіталі стає рівним нулю.

Інше формулювання: Нижче за енергією лежить той атомний терм, для якого виконуються дві умови.

1. Мультиплетність максимальна
2. При збігу мультиплетностей сумарний орбітальний момент L максимальний.

Розберемо це правило на прикладі заповнення орбіталей p-підрівня p-Елементів другого періоду (тобто від бору до неону (у наведеній нижче схемі горизонтальними рисками позначені орбіталі, вертикальними стрілками - електрони, причому напрямок стрілки позначає орієнтацію спина).

Правило Клечковського

Правило Клечковського -у міру збільшення сумарного числа електронів в атомах (у разі зростання зарядів їх ядер, або порядкових номерівхімічних елементів) атомні орбіталізаселяються таким чином, що поява електронів на орбіталі з більш високою енергієюзалежить від головного квантового числа n і залежить від решти квантових чисел, зокрема і з l. Фізично це означає, що в водородоподібному атомі(Відсутність міжелектронного відштовхування) орбітальна енергія електрона визначається тільки просторовою віддаленістю зарядової щільності електрона від ядра і не залежить від особливостей його руху в полі ядра.

Емпіричне правило Клечковського і схема чергов, що випливає з нього, кілька протирічатреальної енергетичної послідовності атомних орбіталей тільки в двох однотипних випадках: у атомів Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au має місце "провал" електрона з s -підрівня зовнішнього шару d-підрівень попереднього шару, що призводить до енергетично більш стійкого стану атома, а саме: після заповнення двома електронами орбіталі 6 s

Електронні конфігураціїатомів елементів Періодичної системи.

Розподіл електронів за різними АТ називають електронною конфігурацією атома. Електронна конфігурація з найменшою енергією відповідає основним станоматома, інші зміни відносяться до збудженим станам.

Електронну конфігурацію атома зображують двома способами - як електронних формул і електронографічних діаграм. При написанні електронних формул використовують головне та орбітальне квантові числа. Підрівень позначають за допомогою головного квантового числа (цифрою) та орбітального квантового числа (відповідною літерою). Число електронів на підрівні характеризує верхній індекс. Наприклад, для основного стану атома водню електронна формула: 1 s 1 .

Більш повно будова електронних рівнівможна описати за допомогою електронографічних діаграм, де розподіл за підрівнями представляють у вигляді квантових осередків. Орбіталь у разі прийнято умовно зображати квадратом, біля якого проставлено позначення подуровня. Підрівні на кожному рівні повинні бути трохи зміщені по висоті, оскільки їхня енергія дещо різниться. Електрони зображуються стрілками або в залежності від знака спинового квантового числа. Електронографічна діаграма атома водню:

Принцип побудови електронних змін багатоелектронних атомів полягає у додаванні протонів та електронів до атома водню. Розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями підпорядковуються розглянутим раніше правилам: принципу найменшої енергії, принципу Паулі та правилу Хунда.

З урахуванням структури електронних конфігурацій атомів усі відомі елементивідповідно до значення орбітального квантового числа останнього заповненого підрівня можна розбити на чотири групи: s-Елементи, p-Елементи, d-Елементи, f-Елементи.

В атомі гелію Не (Z=2) другий електрон займає 1 s-орбіталь, його електронна формула: 1 s 2 . Електронографічна діаграма:

Гелієм закінчується перший найкоротший період періодичної системи елементів. Електронну конфігурацію гелію позначають.

Другий період відкриває літій Li (Z=3), його електронна формула: Електронографічна діаграма:

Далі наведено спрощені електрографічні діаграми атомів елементів, орбіталі одного енергетичного рівня яких розташовані на одній висоті. Внутрішні повністю заповнені підрівні не показані.

Після літію слідує берилій Ве (Z=4), в якому додатковий електрон заселяє 2 s-орбіталь. Електронна формула Ве: 2 s 2

В основному стані наступний електрон бору (z=5) займає 2 р-орбіталь, В:1 s 2 2s 2 2p 1; його електрографічна діаграма:

Наступні п'ять елементів мають електронні конфігурації:

(Z=6): 2 s 2 2p 2 N (Z=7): 2 s 2 2p 3

O (Z = 8): 2 s 2 2p 4 F (Z=9): 2 s 2 2p 5

Ne (Z=10): 2 s 2 2p 6

Наведені електронні зміни визначаються правилом Хунда.

Перший та другий енергетичні рівні неону повністю заповнені. Позначимо його електронну конфігурацію і будемо використовувати надалі для стислості запису електронних формул атомів елементів.

Натрій Na (Z=11) та Mg (Z=12) відкривають третій період. Зовнішні електронизаймають 3 s-орбіталь:

Na (Z=11): 3 s 1

Mg (Z=12): 3 s 2

Потім, починаючи з алюмінію (Z=13), заповнюється 3 р-підрівень. Третій період закінчується аргоном Ar (Z=18):

Al (Z=13): 3 s 2 3p 1

Ar (Z=18): 3 s 2 3p 6

Елементи третього періоду відрізняються від елементів другого тим, що мають вільні 3 d-орбіталі, які можуть брати участь в освіті хімічного зв'язку. Це пояснює валентні стани, що виявляються елементами.

У четвертому періоді, відповідно до правила ( n+l), калію К (Z=19) і кальцію Са (Z=20) електрони займають 4 s-підрівень, а не 3 d.Починаючи зі скандія Sc (Z=21) і закінчуючи цинком Zn (Z=30), відбувається заповнення3 d-підрівня:

Електронні формули d-Елементів можна представити в іонному вигляді: підрівні перераховуються в порядку зростання головного квантового числа, а при постійному n- У порядку збільшення орбітального квантового числа. Наприклад, для Zn такий запис виглядатиме так: Обидва ці записи еквівалентні, але наведена раніше формула цинку правильно відображає порядок заповнення підрівнів.

У рядку 3 d-Елементів у хрому Сr (Z=24) спостерігається відхилення від правила ( n+l). Відповідно до цього правила конфігурація Сr має виглядати так: Встановлено, що його реальна конфігурація Іноді цей ефект називають «провалом» електрона. Подібні ефекти пояснюються підвищеною стійкістю наполовину ( p 3 , d 5 , f 7) і повністю ( p 6 , d 10 , f 14) заповнених підрівнів.

Відхилення від правила ( n+l) спостерігаються і в інших елементів (табл. 6). Це з тим, що з збільшення головного квантового числа різницю між енергіями підрівнів зменшуються.

Далі відбувається заповнення 4 p-підрівня (Ga - Kr). У четвертому періоді міститься лише 18 елементів. Аналогічно відбувається заповнення 5 s-, 4d- і 5 p- підрівнів у 18-ти елементів п'ятого періоду. Зазначимо, що енергія 5 s- і 4 d-підрівнів дуже близькі, і електрон з 5 s-підрівня може легко переходити на 4 d-підрівень. На 5 s-підрівні у Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag знаходиться лише один електрон. В основному стані 5 s-Підрівень Pd не заповнений. Спостерігається "провал" двох електронів.

У шостому періоді після заповнення 6 s-підрівня у цезію Cs (Z=55) та барію Ba (Z=56) наступний електрон, згідно з правилом ( n+l), повинен зайняти 4 f-підрівень. Однак у лантана La (Z=57) електрон надходить на 5 d-підрівень. Заповнений на половину (4 f 7) 4f-підрівень має підвищену стійкість, тому у гадолінію Gd (Z=64), наступного за європієм Eu (Z=63), на 4 f-підрівні зберігається колишня кількість електронів (7), а новий електрон надходить на 5 d-підрівень, порушуючи правило ( n+l). У тербію Tb (Z=65) черговий електрон займає 4 f-підрівень і відбувається перехід електрона з 5 d-підрівня (конфігурація 4 f 9 6s 2). Заповнення 4 f-підрівня закінчується у ітербія Yb (Z = 70). Наступний електрон атома лютеція Lu займає 5 d-підрівень. Його електронна конфігурація відрізняється від конфігурації атома лантану тільки повністю заповненим 4 f-підрівнем.

Таблиця 6

Винятки з ( n+l) – правила для перших 86 елементів

Нині у Періодичній системі елементів Д.І. Менделєєва під скандією Sc та ітрієм Y розташовуються іноді лютецій (а не лантан) як перший d-Елемент, а всі 14 елементів перед ним, включаючи лантан, виносячи в особливу групу лантаноїдівза межі періодичної системи елементів.

Хімічні властивості елементів визначаються головним чином структурою зовнішніх електронних рівнів. Зміна числа електронів на третьому зовні 4 f-Підрівні слабо відбивається на хімічних властивостях елементів. Тому всі 4 f-Елементи схожі за своїми властивостями. Потім у шостому періоді відбувається заповнення 5 d-підрівня (Hf – Hg) та 6 p-підрівня (Tl - Rn).

У сьомому періоді 7 s-підрівень заповнюється у Франція Fr (Z = 87) і радію Ra (Z = 88). У актинія спостерігається відхилення від правила ( n+l), і черговий електрон заселяє 6 d-підрівень, а не 5 f. Далі слідує група елементів (Th – No) з 5 f-підрівнем, які утворюють сімейство актиноїдів. Зазначимо, що 6 d- і 5 f- підрівні мають такі близькі енергії, що електронна конфігурація атомів актиноїдів часто не підкоряється правилу ( n+l). Але в даному випадкузначення точної конфігурації 5 f т 5d mне так важливо, оскільки вона досить слабко впливає на Хімічні властивостіелемент.

У лоуренсія Lr (Z=103) новий електрон надходить на 6 d-підрівень. Цей елемент іноді поміщають у Періодичній системі під лютецтвом. Сьомий період не завершено. Елементи 104 – 109 нестійкі та його властивості маловідомі. Таким чином, зі зростанням заряду ядра періодично повторюються подібні електронні структуризовнішніх рівнів. У зв'язку з цим слід очікувати і на періодичні зміни різних властивостейелементів.

Зазначимо, що описані електронні конфігурації відносяться до ізольованих атомів у газовій фазі. Конфігурація атома елемента може бути зовсім іншою, якщо атом знаходиться у твердому тілі або розчині.

Електронна конфігураціяатома - це чисельне уявленняйого електронних орбіталей. Електронні орбіталі - це області різної формирозташовані навколо атомного ядра, в яких математично можливе знаходження електрона. Електронна конфігурація допомагає швидко і легко сказати читачеві, скільки електронних орбіталей є в атома, а також визначити кількість електронів, що знаходяться на кожній орбіталі. Прочитавши цю статтю, ви освоїте спосіб складання електронних конфігурацій.

Кроки

Розподіл електронів за допомогою періодичної системи Д. І. Менделєєва

Знайдіть атомний номервашого атома.Кожен атом має певна кількістьелектронів, пов'язаних із ним. Знайдіть символ вашого атома в таблиці Менделєєва. Атомний номер – це ціле додатне числощо починається від 1 (у водню) і зростає на одиницю у кожного наступного атома. Атомний номер - це число протонів в атомі, і, отже, це і число електронів атома з нульовим зарядом.

Визначте заряд атома.Нейтральні атоми матимуть стільки ж електронів, скільки показано у таблиці Менделєєва. Проте заряджені атоми матимуть більшу чи меншу кількість електронів - залежно від величини їхнього заряду. Якщо ви працюєте з зарядженим атомом, додавайте або віднімайте електрони таким чином: додайте один електрон на кожен негативний заряд і віднімайте один на кожен позитивний.

• Наприклад, атом натрію із зарядом -1 матиме додатковий електрон. в додатокдо свого базового атомного числа 11. Інакше висловлюючись, у сумі атома буде 12 електронів.
• Якщо мова йдепро атом натрію із зарядом +1, від базового атомного числа 11 потрібно відібрати один електрон. Таким чином, атом матиме 10 електронів.

1. Запам'ятайте базовий перелік орбіталей.У міру того, як у атома збільшується число електронів, вони заповнюють різні підрівні електронної оболонки атома згідно певної послідовності. Кожен підрівень електронної оболонки, заповнений, містить парне числоелектронів. Є такі підрівні:

   Розберіть запис електронної конфігурації.Електронні конфігурації записуються для того, щоб чітко відобразити кількість електронів на кожній орбіталі. Орбіталі записуються послідовно, причому кількість атомів у кожній орбіталі записується як верхній індекс праворуч від назви орбіталі. Завершена електронна конфігурація має вигляд послідовності позначень підрівнів та верхніх індексів.

   • Ось, наприклад, найпростіша електронна конфігурація: 1s 2 2s 2 2p 6 .Ця конфігурація показує, що на підрівні 1s є два електрони, два електрони - на підрівні 2s і шість електронів на підрівні 2p. 2 + 2 + 6 = 10 електронів у сумі. Це електронна конфігурація нейтрального атоманеона (атомний номер неону – 10).

2. Запам'ятайте порядок орбіталей.Майте на увазі, що електронні орбіталі нумеруються в порядку зростання номера електронної оболонки, але розташовуються за зростанням енергії. Наприклад, заповнена орбіталь 4s 2 має меншу енергію (або менш рухлива), ніж частково заповнена або заповнена 3d 10 тому спочатку записується орбіталь 4s. Як тільки ви знатимете порядок орбіталей, ви зможете з легкістю заповнювати їх відповідно до кількості електронів в атомі. Порядок заповнення орбіталей наступний: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Електронна конфігурація атома, в якому заповнені всі орбіталі, матиме наступний вигляд: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10
   • Зверніть увагу, що наведений вище запис, коли заповнені всі орбіталі, є електронною конфігурацією елемента Uuo (унуноктія) 118, атома періодичної системи з найбільшим номером. Тому дана електронна конфігурація містить усі відомі нашого часу електронні підрівні нейтрально зарядженого атома.

3. Заповнюйте орбіталі згідно з кількістю електронів у вашому атомі.Наприклад, якщо ми хочемо записати електронну конфігурацію нейтрального атома кальцію, ми повинні розпочати пошук його атомного номера в таблиці Менделєєва. Його атомний номер - 20, тому ми напишемо конфігурацію атома з 20 електронами згідно з наведеним вище порядком.

   • Заповнюйте орбіталі згідно з наведеним вище порядком, поки не досягнете двадцятого електрона. На першій 1s орбіталі будуть два електрони, на 2s орбіталі - також два, на 2p - шість, на 3s - два, на 3p - 6, і на 4s - 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Іншими словами, електронна конфігурація кальцію має вигляд: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Зверніть увагу: орбіталі розташовуються у порядку зростання енергії. Наприклад, коли ви вже готові перейти на 4-й енергетичний рівень, спочатку записуйте 4s орбіталь, а потім 3d. Після четвертого енергетичного рівня ви переходите на п'ятий, у якому повторюється такий самий порядок. Це відбувається лише після третього енергетичного рівня.

4. Використовуйте таблицю Менделєєва як візуальну підказку.Ви, мабуть, помітили, що форма періодичної системи відповідає порядку електронних підрівнів в електронних конфігураціях. Наприклад, атоми в другій колонці ліворуч завжди закінчуються на "s 2", а атоми на правому краю тонкої середньої частини закінчуються на "d 10" і т.д. Використовуйте періодичну систему як візуальний посібник для написання конфігурацій - як порядок, згідно з яким ви додаєте до орбіталів відповідає вашому положенню в таблиці. Дивіться нижче:

   • Зокрема, дві ліві колонки містять атоми, чиї електронні конфігурації закінчуються s-орбіталями, в правому блоці таблиці представлені атоми, чиї конфігурації закінчуються p-орбіталями, а в нижній частині атоми закінчуються f-орбіталями.
   • Наприклад, коли ви записуєте електронну конфігурацію хлору, розмірковуйте так: "Цей атом розташований у третьому ряду (або "періоді") таблиці Менделєєва. Також він розташовується в п'ятій групі орбітального блоку p періодичної системи. Тому, його електронна конфігурація буде закінчуватися на. ..3p 5
   • Зверніть увагу: елементи в області орбіталей d та f таблиці характеризуються енергетичними рівнями, які не відповідають періоду, в якому вони розташовані. Наприклад, перший ряд блоків елементів з d-орбіталями відповідає 3d орбіталям, хоча і розташовується в 4 періоді, а перший ряд елементів з f-орбіталями відповідає орбіталі 4f, незважаючи на те, що він знаходиться в 6 періоді.

5. Вивчіть скорочення написання довгих електронних конфігурацій.Атоми на правому краю періодичної системи називаються благородними газами.Ці елементи хімічно дуже стійкі. Щоб скоротити процес написання довгих електронних конфігурацій, просто записуйте у квадратних дужках хімічний символ найближчого благородного газу з меншим у порівнянні з вашим атомом числом електронів, а потім продовжуйте писати електронну конфігурацію наступних орбітальних рівнів. Дивіться нижче:

   • Щоб зрозуміти цю концепцію, корисно написати приклад конфігурації. Напишемо конфігурацію цинку (атомний номер 30), використовуючи скорочення, що включає благородний газ. Повна конфігурація цинку виглядає так: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Однак бачимо, що 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 - це електронна конфігурація аргону, благородного газу. Просто замініть частину запису електронної конфігурації цинку хімічним символом аргону у квадратних дужках (.)
   • Отже, електронна конфігурація цинку, записана у скороченому вигляді, має вигляд: 4s 2 3d 10 .
   • Врахуйте, якщо ви пишете електронну конфігурацію благородного газу, скажімо, аргону, писати не можна! Потрібно використати скорочення благородного газу, що стоїть перед цим елементом; для аргону це буде неон().

   За допомогою періодичної таблиці ADOMAH

   1. Освойте періодичну таблицю ADOMAH. Цей методзаписи електронної конфігурації не потребує запам'ятовування, проте потребує наявності переробленої періодичної таблиці, оскільки у традиційній таблиці Менделєєва, починаючи з четвертого періоду, номер періоду відповідає електронної оболонці. Знайдіть періодичну таблицю ADOMAH - особливий типперіодичної таблиці, розробленої вченим Валерієм Циммерманом. Її легко знайти за допомогою короткого пошуку в Інтернеті.

      • У періодичної таблиці ADOMAH горизонтальні ряди представляють групи елементів, такі як галогени, інертні гази, лужні метали, лужноземельні металиі т.д. Вертикальні стовпчики відповідають електронним рівням, а так звані "каскади" (діагональні лінії, що з'єднують блоки s,p,dта f) відповідають періодам.
      • Гелій переміщений до водню, оскільки обидва ці елементи характеризуються орбіталлю 1s. Блоки періодів (s, p, d і f) показані з правого боку, а номери рівнів наведені на підставі. Елементи представлені у прямокутниках, пронумерованих від 1 до 120. Ці номери є звичайними атомними номерами, які представляють Загальна кількістьелектронів у нейтральному атомі.

   2. Знайдіть атом у таблиці ADOMAH.Щоб записати електронну конфігурацію елемента, знайдіть його символ у періодичній таблиці ADOMAH та викресліть усі елементи з великим атомним номером. Наприклад, якщо вам потрібно записати електронну конфігурацію ербію (68), викресліть усі елементи від 69 до 120.

      • Зверніть увагу на номери від 1 до 8 на підставі таблиці. Це номери електронних рівнів або номери колонок. Ігноруйте колонки, які містять лише викреслені елементи. Для ербія залишаються колонки з номерами 1,2,3,4,5 та 6.

   3. Порахуйте орбітальні рівні до вашого елемента.Дивлячись на символи блоків, наведені праворуч від таблиці (s, p, d, and f), і номери колонок, показані на підставі, ігноруйте діагональні лінії між блоками і розбийте колонки на блоки-колонки, перерахувавши їх у порядку знизу вгору. І знову ігноруйте блоки, де викреслені всі елементи. Запишіть блоки-колонки, починаючи від номера колонки, за яким слідує символ блоку, таким чином: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4f 5s 5p 6s (для ербія).

      • Зверніть увагу: Наведена вище електронна конфігурація Er записана у порядку зростання номера електронного рівня. Її можна записати в порядку заповнення орбіталей. Для цього слідуйте по каскадах знизу вгору, а не по колонках, коли ви записуєте блоки-колонки: 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 4.

   4. Порахуйте електрони для кожного електронного рівня.Підрахуйте елементи, в кожному блоці-колонці які не були викреслені, прикріплюючи по одному електрону від кожного елемента, і запишіть їх кількість поруч із символом блоку для кожного блоку-колонки таким чином: 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 . У прикладі це електронна конфігурація ербія.

   5. Зважайте на неправильні електронні конфігурації.Існує вісімнадцять типових винятків, що належать до електронних конфігурацій атомів у стані з найменшою енергією, також званому основним енергетичним станом. Вони не підкоряються загальному правилутільки за останніми двома-трьома положеннями, займаними електронами. При цьому дійсна електронна конфігурація передбачає знаходження електронів у стані з нижчою енергією порівняно зі стандартною конфігурацією атома. До атомів-виключень відносяться:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) та Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Щоб знайти атомний номер атома, коли він записаний у формі електронної конфігурації, просто складіть усі числа, які йдуть за літерами (s, p, d та f). Це працює тільки для нейтральних атомів, якщо ви маєте справу з іоном, то нічого не вийде - вам доведеться додати або відняти кількість додаткових або втрачених електронів.
   • Число, що йде за літерою – це верхній індекс, не зробіть помилку в контрольній.
   • "Стабільності напівзаповненого" підрівня немає. Це спрощення. Будь-яка стабільність, яка належить до "наполовину заповненим" підрівням, має місце через те, що кожна орбіталь зайнята одним електроном, тому мінімізується відштовхування між електронами.
   • Кожен атом прагне стабільного стану, а найстабільніші зміни мають заповнені підрівні s і p (s2 і p6). Така конфігурація є у благородних газівтому вони рідко вступають у реакції і в таблиці Менделєєва розташовані праворуч. Тому, якщо конфігурація закінчується на 3p 4 то для досягнення стабільного стану їй необхідно два електрони (щоб втратити шість, включаючи електрони s-підрівня, потрібно більше енергії, тому втратити чотири легше). А якщо конфігурація закінчується на 4d 3 то для досягнення стабільного стану їй необхідно втратити три електрони. Крім того, напівзаповнені підрівні (s1, p3, d5..) є стабільнішими, ніж, наприклад, p4 або p2; однак s2 та p6 будуть ще більш стійкими.
   • Коли ви маєте справу з іоном, це означає, що кількість протонів не дорівнює кількості електронів. Заряд атома в цьому випадку буде зображено зверху праворуч (як правило) від хімічний символ. Тому атом сурми із зарядом +2 має електронну конфігурацію 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Зверніть увагу, що 5p 3 змінилося на 5p 1 . Будьте уважні, коли конфігурація нейтрального атома закінчується на рівні, відмінні від s і p.Коли ви забираєте електрони, можна забрати їх тільки з валентних орбіталей (s і p орбіталей). Тому якщо конфігурація закінчується на 4s 2 3d 7 і атом отримує заряд +2, то конфігурація буде закінчуватися 4s 0 3d 7 . Зверніть увагу, що 3d 7 незмінюється, натомість губляться електрони s-орбіталі.
   • Існують умови, коли електрон змушений "перейти на вищий енергетичний рівень". Коли підрівню не вистачає одного електрона до половинної або повної заповненості, заберіть один електрон із найближчого s або p-підрівня та перемістіть його на той підрівень, якому необхідний електрон.
   • Є два варіанти запису електронної конфігурації. Їх можна записувати у порядку зростання номерів енергетичних рівнів або у порядку заповнення електронних орбіталей, як було показано вище для ербію.
   • Також ви можете записувати електронну конфігурацію елемента, записавши лише валентну конфігурацію, яка є останнім s і p підрівнем. Таким чином, валентна конфігурація сурми матиме вигляд 5s 2 5p 3 .
   • Іони не те саме. З ними набагато складніше. Пропустіть два рівні та дійте за тією ж схемою залежно від того, де ви почали, і від того, наскільки велика кількість електронів.

Розподіл електронів за різними АТ називають електронною конфігурацією атома. Електронна конфігурація з найменшою енергією відповідає основним станоматома, інші зміни відносяться до збудженим станам.

Електронну конфігурацію атома зображують двома способами - як електронних формул і електронографічних діаграм. При написанні електронних формул використовують головне та орбітальне квантові числа. Підрівень позначають за допомогою головного квантового числа (цифрою) та орбітального квантового числа (відповідною літерою). Число електронів на підрівні характеризує верхній індекс. Наприклад, для основного стану атома водню електронна формула: 1 s 1 .

Більше повно будову електронних рівнів можна описати з допомогою електронографічних діаграм, де розподіл за підрівнями представляють як квантових осередків. Орбіталь у разі прийнято умовно зображати квадратом, біля якого проставлено позначення подуровня. Підрівні на кожному рівні повинні бути трохи зміщені по висоті, оскільки їхня енергія дещо різниться. Електрони зображуються стрілками або в залежності від знака спинового квантового числа. Електронографічна діаграма атома водню:

Принцип побудови електронних змін багатоелектронних атомів полягає у додаванні протонів та електронів до атома водню. Розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями підпорядковуються розглянутим раніше правилам: принципу найменшої енергії, принципу Паулі та правилу Хунда.

З урахуванням структури електронних конфігурацій атомів всі відомі елементи відповідно до значення орбітального квантового числа останнього підрівня, що заповнюється, можна розбити на чотири групи: s-Елементи, p-Елементи, d-Елементи, f-Елементи.

В атомі гелію Не (Z=2) другий електрон займає 1 s-орбіталь, його електронна формула: 1 s 2 . Електронографічна діаграма:

Гелієм закінчується перший найкоротший період періодичної системи елементів. Електронну конфігурацію гелію позначають.

Другий період відкриває літій Li (Z=3), його електронна формула:
Електронографічна діаграма:

Далі наведено спрощені електрографічні діаграми атомів елементів, орбіталі одного енергетичного рівня яких розташовані на одній висоті. Внутрішні повністю заповнені підрівні не показані.

Після літію слідує берилій Ве (Z=4), в якому додатковий електрон заселяє 2 s-орбіталь. Електронна формула Ве: 2 s 2

В основному стані наступний електрон бору (z=5) займає 2 р-орбіталь, В:1 s 2 2s 2 2p 1; його електрографічна діаграма:

Наступні п'ять елементів мають електронні конфігурації:

(Z=6): 2 s 2 2p 2 N (Z=7): 2 s 2 2p 3

O (Z = 8): 2 s 2 2p 4 F (Z=9): 2 s 2 2p 5

Ne (Z=10): 2 s 2 2p 6

Наведені електронні зміни визначаються правилом Хунда.

Перший та другий енергетичні рівні неону повністю заповнені. Позначимо його електронну конфігурацію і будемо використовувати надалі для стислості запису електронних формул атомів елементів.

Натрій Na (Z=11) та Mg (Z=12) відкривають третій період. Зовнішні електрони займають 3 s-орбіталь:

Na (Z=11): 3 s 1

Mg (Z=12): 3 s 2

Потім, починаючи з алюмінію (Z=13), заповнюється 3 р-підрівень. Третій період закінчується аргоном Ar (Z=18):

Al (Z=13): 3 s 2 3p 1

Ar (Z=18): 3 s 2 3p 6

Елементи третього періоду відрізняються від елементів другого тим, що мають вільні 3 d-орбіталі, які можуть брати участь в утворенні хімічного зв'язку Це пояснює валентні стани, що виявляються елементами.

У четвертому періоді, відповідно до правила ( n+l), калію К (Z=19) і кальцію Са (Z=20) електрони займають 4 s-підрівень, а не 3 d. Починаючи зі скандію Sc (Z=21) і закінчуючи цинком Zn (Z=30), відбувається заповнення 3 d-підрівня:

Електронні формули d-Елементів можна представити в іонному вигляді: підрівні перераховуються в порядку зростання головного квантового числа, а при постійному n- У порядку збільшення орбітального квантового числа. Наприклад, для Zn такий запис виглядатиме так:
Обидва ці записи еквівалентні, але наведена раніше формула цинку правильно відображає порядок заповнення підрівнів.

У рядку 3 d-Елементів у хрому Сr (Z=24) спостерігається відхилення від правила ( n+l). Відповідно до цього правила конфігурація Сr має виглядати так:
Встановлено, що реальна конфігурація -
Іноді цей ефект називають "провалом" електрона. Подібні ефекти пояснюються підвищеною стійкістю наполовину ( p 3 , d 5 , f 7) і повністю ( p 6 , d 10 , f 14) заповнених підрівнів.

Відхилення від правила ( n+l) спостерігаються і в інших елементів (табл. 2). Це з тим, що з збільшення головного квантового числа різницю між енергіями підрівнів зменшуються.

Далі відбувається заповнення 4 p-підрівня (Ga - Kr). У четвертому періоді міститься лише 18 елементів. Аналогічно відбувається заповнення 5 s-, 4d- і 5 p- підрівнів у 18-ти елементів п'ятого періоду. Зазначимо, що енергія 5 s- і 4 d-підрівнів дуже близькі, і електрон з 5 s-підрівня може легко переходити на 4 d-підрівень. На 5 s-підрівні у Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag знаходиться лише один електрон. В основному стані 5 s-Підрівень Pd не заповнений. Спостерігається "провал" двох електронів.

Таблиця 2

Винятки з ( n+l) – правила для перших 86 елементів

У шостому періоді після заповнення 6 s-підрівня у цезію Cs (Z=55) та барію Ba (Z=56) наступний електрон, згідно з правилом ( n+l), повинен зайняти 4 f-підрівень. Однак у лантана La (Z=57) електрон надходить на 5 d-підрівень. Заповнений на половину (4 f 7) 4f-підрівень має підвищену стійкість, тому у гадолінію Gd (Z=64), наступного за європієм Eu (Z=63), на 4 f-підрівні зберігається колишня кількість електронів (7), а новий електрон надходить на 5 d-підрівень, порушуючи правило ( n+l). У тербію Tb (Z=65) черговий електрон займає 4 f-підрівень і відбувається перехід електрона з 5 d-підрівня (конфігурація 4 f 9 6s 2). Заповнення 4 f-підрівня закінчується у ітербія Yb (Z = 70). Наступний електрон атома лютеція Lu займає 5 d-підрівень. Його електронна конфігурація відрізняється від конфігурації атома лантану тільки повністю заповненим 4 f-підрівнем.

Нині у Періодичній системі елементів Д.І. Менделєєва під скандією Sc та ітрієм Y розташовуються іноді лютецій (а не лантан) як перший d-Елемент, а всі 14 елементів перед ним, включаючи лантан, виносячи в особливу групу лантаноїдівза межі періодичної системи елементів.

Хімічні властивості елементів визначаються головним чином структурою зовнішніх електронних рівнів. Зміна числа електронів на третьому зовні 4 f-Підрівні слабо відбивається на хімічних властивостях елементів. Тому всі 4 f-Елементи схожі за своїми властивостями. Потім у шостому періоді відбувається заповнення 5 d-підрівня (Hf – Hg) та 6 p-підрівня (Tl - Rn).

У сьомому періоді 7 s-підрівень заповнюється у Франція Fr (Z = 87) і радію Ra (Z = 88). У актинія спостерігається відхилення від правила ( n+l), і черговий електрон заселяє 6 d-підрівень, а не 5 f. Далі слідує група елементів (Th – No) з 5 f-підрівнем, які утворюють сімейство актиноїдів. Зазначимо, що 6 d- і 5 f- підрівні мають такі близькі енергії, що електронна конфігурація атомів актиноїдів часто не підкоряється правилу ( n+l). Але в даному випадку значення точної конфігурації 5 f т 5d m менш важливо, оскільки вона досить слабко впливає хімічні властивості елемента.

У лоуренсія Lr (Z=103) новий електрон надходить на 6 d-підрівень. Цей елемент іноді поміщають у Періодичній системі під лютецтвом. Сьомий період не завершено. Елементи 104 – 109 нестійкі та його властивості маловідомі. Отже, зі зростанням заряду ядра періодично повторюються подібні електронні структури зовнішніх рівнів. У зв'язку з цим слід очікувати і на періодичну зміну різних властивостей елементів.

Періодична зміна властивостей атомів хімічних елементів

Хімічні властивості атомів елементів проявляються за її взаємодії. Типи змін зовнішніх енергетичних рівнів атомів визначають основні особливості їхньої хімічної поведінки.

Характеристиками атома кожного елемента, що визначають його поведінку в хімічних реакціях, є енергія іонізації, спорідненість до електрона, електронегативність.

Енергія іонізації – це енергія, необхідна відриву і видалення електрона від атома. Чим нижча енергія іонізації, тим вища відновна здатність атома. Тому енергія іонізації є мірою відновлювальної здатності атома.

Енергія іонізації, необхідна відриву першого електрона, називається першої енергією іонізації I 1 . Енергія, необхідна для відриву другого електрона, називається другою енергією іонізації I 2 і т.д. При цьому має місце така нерівність

I 1< I 2 < I 3 .

Відрив та видалення електрона від нейтрального атома відбувається легше, ніж від зарядженого іона.

Максимальне значення енергії іонізації відповідає благородним газам. Мінімальне значення енергії іонізації мають лужні метали.

У межах періоду енергія іонізації змінюється немонотонно. Спочатку вона знижується під час переходу від s-елементів до перших р-елементів. Потім у наступних р-елементів вона підвищується.

У межах однієї групи із збільшенням порядкового номера елемента енергія іонізації зменшується, що зумовлено збільшенням відстані між зовнішнім рівнем та ядром.

Спорідненість до електрона - це енергія (позначається через Е), яка виділяється при приєднанні електрона до атома. Приймаючи електрон, атом перетворюється на негативно заряджений іон. Спорідненість до електрона в періоді зростає, а в групі, як правило, зменшується.

Галогени мають найвищу спорідненість до електрона. Приєднуючи недостатній завершення оболонки електрон, вони набувають закінчену конфігурацію атома благородного газу.

Електронегативність – це сума енергії іонізації та спорідненості до електрона

Електронегативність зростає в періоді та зменшується в підгрупі.

Атоми та іони не мають строго визначених меж в силу хвильової природиелектрону. Тому радіуси атомів та іонів визначають умовно.

Найбільше збільшення радіусу атомів спостерігається у елементів малих періодів, у яких відбувається заповнення лише зовнішнього енергетичного рівня, що притаманно s- та р-елементів. Для d-і f-елементів спостерігається більш плавне збільшення радіусу зі зростанням заряду ядра.

У межах підгрупи радіус атомів збільшується, оскільки зростає кількість енергетичних рівнів.