Wypełnianie orbitali w niewzbudzonym atomie odbywa się w taki sposób, aby energia atomu była minimalna (zasada minimalnej energii). Najpierw wypełniane są orbitale pierwszego poziomu energii, potem drugi, a jako pierwszy wypełniany jest orbital podpoziomu s, a dopiero potem orbitale podpoziomu p. W 1925 r. szwajcarski fizyk W. Pauli ustanowił podstawową zasadę mechaniki kwantowej nauk przyrodniczych (zasadę Pauliego, zwaną także zasadą wykluczenia lub zasadą wykluczenia). Zgodnie z zasadą Pauliego:

Atom nie może mieć dwóch elektronów, które mają ten sam zestaw wszystkich czterech liczb kwantowych.

Konfigurację elektronową atomu przekazuje wzór, w którym wypełnione orbity są oznaczone kombinacją liczby równej głównej liczbie kwantowej i litery odpowiadającej orbitalnej liczbie kwantowej. Indeks górny wskazuje liczbę elektronów na tych orbitalach.

Wodór i hel

Konfiguracja elektronowa atomu wodoru wynosi 1s 1, a helu 1s 2. Atom wodoru ma jeden niesparowany elektron, a atom helu ma dwa sparowane elektrony. Sparowane elektrony mają te same wartości wszystkich liczb kwantowych, z wyjątkiem spinu. Atom wodoru może oddać swój elektron i zamienić się w dodatnio naładowany jon - kation H + (proton), który nie ma elektronów (konfiguracja elektroniczna 1s 0). Atom wodoru może dołączyć jeden elektron i przekształcić się w ujemnie naładowany jon H - (jon wodorkowy) o konfiguracji elektronicznej 1s 2.

Lit

Rozkład trzech elektronów w atomie litu wygląda następująco: 1s 2 1s 1 . W tworzeniu wiązania chemicznego biorą udział tylko elektrony zewnętrznego poziomu energii, zwane elektronami walencyjnymi. W atomie litu elektron walencyjny jest podpoziomem 2s, a dwa elektrony podpoziomu 1s są elektronami wewnętrznymi. Atom litu dość łatwo traci elektron walencyjny, przechodząc do jonu Li +, który ma konfigurację 1s 2 2s 0 . Zauważ, że jon wodorkowy, atom helu i kation litu mają tę samą liczbę elektronów. Takie cząstki nazywane są izoelektronicznymi. Mają podobną konfigurację elektroniczną, ale inny ładunek jądrowy. Atom helu jest bardzo obojętny chemicznie, co wiąże się ze szczególną stabilnością konfiguracji elektronowej 1s 2 . Orbitale, które nie są wypełnione elektronami, nazywane są orbitalami pustymi. W atomie litu trzy orbitale podpoziomu 2p są wolne.

Beryl

Konfiguracja elektronowa atomu berylu to 1s 2 2s 2 . Gdy atom jest wzbudzony, elektrony z niższego podpoziomu energetycznego przemieszczają się na puste orbitale wyższego podpoziomu energetycznego. Proces wzbudzania atomu berylu można przedstawić za pomocą następującego schematu:

1s 2 2s 2 (stan podstawowy) + hv→ 1s 2 2s 1 2p 1 (stan wzbudzony).

Porównanie stanów podstawowych i wzbudzonych atomu berylu pokazuje, że różnią się one liczbą niesparowanych elektronów. W stanie podstawowym atomu berylu nie ma niesparowanych elektronów, w stanie wzbudzonym są ich dwa. Pomimo faktu, że w zasadzie dowolne elektrony z orbitali o niższych energiach mogą przenosić się na orbitale wyższe po wzbudzeniu atomu, tylko przejścia między podpoziomami energii o podobnych energiach są niezbędne do rozważenia procesów chemicznych.

Wyjaśniono to w następujący sposób. Kiedy tworzy się wiązanie chemiczne, energia jest zawsze uwalniana, tj. agregat dwóch atomów przechodzi w energetycznie bardziej korzystny stan. Proces wzbudzania wymaga energii. Przy niszczeniu elektronów na tym samym poziomie energii, koszty wzbudzenia są kompensowane przez tworzenie wiązania chemicznego. Przy niszczeniu elektronów na różnych poziomach koszt wzbudzenia jest tak wysoki, że nie można go zrekompensować tworzeniem wiązania chemicznego. W przypadku braku partnera w ewentualnej reakcji chemicznej wzbudzony atom uwalnia kwant energii i powraca do stanu podstawowego – taki proces nazywamy relaksacją.

Bor

Konfiguracje elektronowe atomów pierwiastków III okresu Układu Okresowego Pierwiastków będą w pewnym stopniu podobne do tych podanych powyżej (liczbę atomową oznaczono indeksem dolnym):

11 Na 3s 1
12 mg 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15 P 2s 2 3p 3

Jednak analogia nie jest kompletna, ponieważ trzeci poziom energii jest podzielony na trzy podpoziomy, a wszystkie wymienione pierwiastki mają wolne orbitale d, do których elektrony mogą przejść podczas wzbudzenia, zwiększając krotność. Jest to szczególnie ważne w przypadku pierwiastków takich jak fosfor, siarka i chlor.

Maksymalna liczba niesparowanych elektronów w atomie fosforu może osiągnąć pięć:

Tłumaczy to możliwość istnienia związków, w których wartościowość fosforu wynosi 5. Atom azotu mający konfigurację elektronów walencyjnych w stanie podstawowym jest taki sam jak atom fosforu, nie może tworzyć pięciu wiązań kowalencyjnych.

Podobna sytuacja ma miejsce przy porównaniu zdolności walencyjnych tlenu i siarki, fluoru i chloru. Deparacja elektronów w atomie siarki prowadzi do pojawienia się sześciu niesparowanych elektronów:

3s 2 3p 4 (stan podstawowy) → 3s 1 3p 3 3d 2 (stan wzbudzony).

Odpowiada to stanowi sześciowartościowości, który jest nieosiągalny dla tlenu. Maksymalna wartościowość azotu (4) i tlenu (3) wymaga bardziej szczegółowego wyjaśnienia, które zostanie podane później.

Maksymalna wartościowość chloru wynosi 7, co odpowiada konfiguracji stanu wzbudzonego atomu 3s 1 3p 3 d 3 .

Obecność pustych orbitali 3D we wszystkich elementach trzeciego okresu tłumaczy się tym, że począwszy od trzeciego poziomu energii następuje częściowe nakładanie się podpoziomów różnych poziomów, gdy są wypełnione elektronami. Zatem podpoziom 3d zaczyna się wypełniać dopiero po wypełnieniu podpoziomu 4s. Zapas energii elektronów na orbitalach atomowych różnych podpoziomów, a co za tym idzie, kolejność ich wypełniania wzrasta w następującej kolejności:

Orbitale są wypełniane wcześniej, dla których suma pierwszych dwóch liczb kwantowych (n + l) jest mniejsza; jeśli te sumy są równe, orbitale o mniejszej głównej liczbie kwantowej są wypełniane jako pierwsze.

Prawidłowość tę sformułował V.M. Klechkovsky w 1951 roku.

Pierwiastki, w których atomach podpoziom s jest wypełniony elektronami, nazywane są s-elementami. Należą do nich dwa pierwsze pierwiastki każdego okresu: wodór, Jednak już w następnym d-pierwiastku - chromie - występuje pewne „odchylenie” w ułożeniu elektronów według poziomów energii w stanie podstawowym: zamiast oczekiwanych czterech niesparowanych elektrony na podpoziomie 3d w atomie chromu, w podpoziomie 3d znajduje się pięć niesparowanych elektronów i jeden niesparowany elektron na podpoziomie s: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Zjawisko przejścia jednego s-elektronu do podpoziomu d jest często nazywane „przełomem” elektronu. Można to wytłumaczyć faktem, że orbitale podpoziomu d wypełnione elektronami zbliżają się do jądra ze względu na wzrost przyciągania elektrostatycznego między elektronami a jądrem. W rezultacie stan 4s 1 3d 5 staje się energetycznie korzystniejszy niż 4s 2 3d 4 . Tak więc do połowy wypełniony podpoziom d (d 5) ma zwiększoną stabilność w porównaniu z innymi możliwymi wariantami rozkładu elektronów. Konfiguracja elektronowa odpowiadająca istnieniu maksymalnej możliwej liczby sparowanych elektronów, osiągalnej w poprzednich pierwiastkach d tylko w wyniku wzbudzenia, jest charakterystyczna dla stanu podstawowego atomu chromu. Konfiguracja elektronowa d 5 jest również charakterystyczna dla atomu manganu: 4s 2 3d 5 . Dla następujących pierwiastków d każde ogniwo energetyczne podpoziomu d jest wypełnione drugim elektronem: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

Na atomie miedzi stan całkowicie wypełnionego podpoziomu d (d 10) staje się osiągalny dzięki przejściu jednego elektronu z podpoziomu 4s do podpoziomu 3d: 29 Cu 4s 1 3d 10 . Ostatni element pierwszego rzędu d-elementów ma konfigurację elektroniczną 30 Zn 4s 23 d 10 .

Ogólny trend, przejawiający się stabilnością konfiguracji d 5 i d 10, obserwowany jest również dla elementów niższych okresów. Molibden ma konfigurację elektroniczną zbliżoną do chromu: 42 Mo 5s 1 4d 5, a srebro - miedź: 47 Ag5s 0 d 10. Co więcej, konfiguracja d10 jest już osiągnięta w palladzie dzięki przejściu obu elektronów z orbitalu 5s na orbital 4d: 46Pd 5s 0 d 10 . Istnieją inne odchylenia od monotonicznego wypełnienia orbitali d, a także f.

Elektroniczna Konfiguracja- wzór na rozmieszczenie elektronów w różnych powłokach elektronowych atomu pierwiastka chemicznego lub cząsteczki.

Konfiguracja elektronowa jest zwykle zapisywana dla atomów w ich stanie podstawowym. Aby określić konfigurację elektroniczną elementu, istnieją następujące zasady:

Zasada napełniania. Zgodnie z zasadą wypełnienia, elektrony w stanie podstawowym atomu wypełniają orbity w sekwencji rosnących poziomów energii orbitalnych. Orbitale o najniższej energii są zawsze wypełniane jako pierwsze.
Zasada wykluczenia Pauliego. Zgodnie z tą zasadą na dowolnym orbicie mogą znajdować się nie więcej niż dwa elektrony i to tylko wtedy, gdy mają przeciwne spiny (nierówne liczby spinów).
Zasada Hunda. Zgodnie z tą zasadą wypełnianie orbitali jednej podpowłoki rozpoczyna się od pojedynczych elektronów o równoległych (takich samych) spinach i dopiero po zajęciu przez pojedyncze elektrony wszystkich orbitali, ostateczne wypełnienie orbitali parami elektronów o przeciwnych spinach może wystąpić.

Z punktu widzenia mechaniki kwantowej konfiguracja elektronowa jest kompletną listą funkcji falowych jednoelektronowych, z których z dostateczną dokładnością można skomponować pełną funkcję falową atomu (w przybliżeniu samospójne pole).

Ogólnie rzecz biorąc, atom, jako układ złożony, może być w pełni opisany tylko przez funkcję pełnej fali . Jednak taki opis jest praktycznie niemożliwy dla atomów bardziej złożonych niż atom wodoru, najprostszy ze wszystkich atomów pierwiastków chemicznych. Wygodnym przybliżonym opisem jest metoda pól samoustalonych. Ta metoda wprowadza pojęcie funkcji falowej każdego elektronu. Funkcja falowa całego układu jest zapisana jako odpowiednio symetryczny iloczyn funkcji falowych jednego elektronu. Przy obliczaniu funkcji falowej każdego elektronu pole wszystkich innych elektronów jest brane pod uwagę jako potencjał zewnętrzny, który z kolei zależy od funkcji falowych tych innych elektronów.

W wyniku zastosowania metody pola samouzgodnionego otrzymuje się złożony układ nieliniowych równań całkowo-różniczkowych, który wciąż jest trudny do rozwiązania. Jednak samo-zgodne równania pola mają symetrię obrotową pierwotnego problemu (czyli są sferycznie symetryczne). Umożliwia to pełną klasyfikację funkcji falowych jednego elektronu, które składają się na pełną funkcję falową atomu.

Po pierwsze, jak w każdym centralnie symetrycznym potencjale, funkcję falową w polu samozgodnym można scharakteryzować liczbą kwantową całkowitego momentu pędu l (\styl wyświetlania l) i liczba kwantowa rzutu momentu pędu na jakąś oś m (\styl wyświetlania m). Funkcje falowe o różnych wartościach m (\styl wyświetlania m) odpowiadają temu samemu poziomowi energii, tj. są zdegenerowane. Również jeden poziom energii odpowiada stanom o różnych rzutach spinu elektronu na dowolnej osi. Suma dla danego poziomu energii 2 (2 l + 1) (\displaystyle 2(2l+1)) funkcje falowe. Ponadto dla danej wartości momentu pędu można przenumerować poziomy energii. Analogicznie do atomu wodoru zwyczajowo numeruje się poziomy energii dla danego l (\styl wyświetlania l) zaczynając od n = l + 1 (\displaystyle n=l+1). Pełna lista liczb kwantowych jednoelektronowych funkcji falowych, z których może składać się funkcja falowa atomu, nazywa się konfiguracją elektronową. Ponieważ wszystko jest zdegenerowane w liczbie kwantowej m (\styl wyświetlania m) a na spinie wystarczy wskazać całkowitą liczbę elektronów w stanie z danymi n (\styl wyświetlania n), l (\styl wyświetlania l).

Encyklopedyczny YouTube

1 / 5

Ze względów historycznych w formule konfiguracji elektronicznej liczba kwantowa l (\styl wyświetlania l) napisany alfabetem łacińskim. Stan z jest oznaczony literą s (\styl wyświetlania), p (\displaystyle p): l = 1 (\displaystyle l=1), d (\ Displaystyle d): l = 2 (\displaystyle l=2), f (\styl wyświetlania f): l = 3 (\displaystyle l=3), g (\styl wyświetlania g): l = 4 (\displaystyle l=4) i tak dalej alfabetycznie. Na lewo od liczby l (\styl wyświetlania l) napisz numer n (\styl wyświetlania n), a na górze liczby l (\styl wyświetlania l) to liczba elektronów w stanie danych n (\styl wyświetlania n) oraz l (\styl wyświetlania l). Na przykład 2 s 2 (\displaystyle 2s^(2)) odpowiada dwóm elektronom w stanie z n = 2 (\displaystyle n=2), l = 0 (\displaystyle l=0). Ze względu na praktyczną wygodę (patrz reguła Klechkowskiego) w pełnym wzorze na konfigurację elektroniczną terminy są zapisane w porządku rosnącym liczby kwantowej n (\styl wyświetlania n), a następnie liczba kwantowa l (\styl wyświetlania l), na przykład 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3 (\displaystyle 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(3)). Ponieważ taki zapis jest nieco zbędny, czasami formuła jest sprowadzana do 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 3 (\displaystyle 1s^(2)2s^(2)p^(6)3s^(2)p^(3)), czyli pomiń liczbę n (\styl wyświetlania n) gdzie można go odgadnąć z terminu reguła porządkowania.

Prawo okresowe i budowa atomu

Wszyscy zaangażowani w strukturę atomu w jakichkolwiek swoich badaniach wychodzą od narzędzi, które zapewnia im prawo okresowe, odkryte przez chemika D. I. Mendelejewa; tylko w swoim rozumieniu tego prawa fizycy i matematycy posługują się swoim „językiem” do interpretacji pokazywanych przez niego zależności (choć znany jest dość ironiczny aforyzm J.W. Gibbsa na ten temat), ale jednocześnie odizolowani od studiujących chemików materii, z całą doskonałością, zaletami i uniwersalnością swojego aparatu, oczywiście ani fizycy, ani matematycy nie mogą budować własnych badań.

Współdziałanie przedstawicieli tych dyscyplin obserwuje się również w dalszym rozwoju tematu. Odkrycie okresowości wtórnej przez E. V. Birona (1915) dało kolejny aspekt w zrozumieniu zagadnień związanych z regularnościami budowy powłok elektronowych. S. A. Shukarew, uczeń E. V. Birona i

Symbol Lewisa: Diagram elektronowy: Pojedynczy elektron atomu wodoru może brać udział w tworzeniu tylko jednego wiązania chemicznego z innymi atomami: Liczba wiązań kowalencyjnych , który tworzy atom w danym związku, charakteryzuje go wartościowość . We wszystkich związkach atom wodoru jest jednowartościowy. Hel Hel, podobnie jak wodór, jest pierwiastkiem pierwszego okresu. W swojej pojedynczej warstwie kwantowej ma jedną s-orbital, który zawiera dwa elektrony o antyrównoległych spinach (samotna para elektronów). Symbol Lewisa: Nie:. Konfiguracja elektroniczna 1 s 2, jego graficzna reprezentacja: w atomie helu nie ma niesparowanych elektronów, nie ma wolnych orbitali. Jego poziom energii jest kompletny. Atomy z ukończoną warstwą kwantową nie mogą tworzyć wiązań chemicznych z innymi atomami. Nazywają się szlachetny lub gazy obojętne. Hel jest ich pierwszym przedstawicielem. DRUGI OKRES Lit Atomy wszystkich pierwiastków druga okres ma dwa poziomy energii. Wewnętrzna warstwa kwantowa to kompletny poziom energetyczny atomu helu. Jak pokazano powyżej, jego konfiguracja wygląda jak 1 s 2, ale dla jego wizerunku można użyć również skróconej notacji: . W niektórych źródłach literackich jest oznaczony [K] (nazwa pierwszej powłoki elektronowej). Druga warstwa kwantowa litu zawiera cztery orbitale (22 = 4): jeden s i trzy R. Elektroniczna konfiguracja atomu litu: 1 s 22s 1 lub 2 s 1. Używając ostatniego zapisu, wyróżnia się tylko elektrony zewnętrznej warstwy kwantowej (elektrony walencyjne). Symbol Lewisa dla litu to Li. Graficzna reprezentacja konfiguracji elektronicznej:
Beryl Konfiguracja elektroniczna to 2s2. Schemat elektroniczny zewnętrznej warstwy kwantowej:
Bor Konfiguracja elektroniczna to 2s22p1. Atom boru może przejść w stan wzbudzony. Schemat elektroniczny zewnętrznej warstwy kwantowej:

W stanie wzbudzonym atom boru ma trzy niesparowane elektrony i może tworzyć trzy wiązania chemiczne: BF3, B2O3. W tym przypadku atom boru ma wolny orbital, który może uczestniczyć w tworzeniu wiązania przez mechanizm donor-akceptor. Węgiel Konfiguracja elektroniczna to 2s22p2. Schematy elektroniczne zewnętrznej warstwy kwantowej atomu węgla w stanie podstawowym i wzbudzonym:

Niewzbudzony atom węgla może tworzyć dwa wiązania kowalencyjne poprzez parowanie elektronów i jedno poprzez mechanizm donor-akceptor. Przykładem takiego związku jest tlenek węgla (II), który ma wzór CO i jest nazywany tlenkiem węgla. Jego struktura zostanie szerzej omówiona w rozdziale 2.1.2. Wzbudzony atom węgla jest wyjątkowy: wszystkie orbitale jego zewnętrznej warstwy kwantowej są wypełnione niesparowanymi elektronami, tj. ma taką samą liczbę orbitali walencyjnych i elektronów walencyjnych. Idealnym partnerem do tego jest atom wodoru, który ma jeden elektron na jednym orbicie. To wyjaśnia ich zdolność do tworzenia węglowodorów. Mając cztery niesparowane elektrony, atom węgla tworzy cztery wiązania chemiczne: CH4, CF4, CO2. W cząsteczkach związków organicznych atom węgla jest zawsze w stanie wzbudzonym:
Atom azotu nie może być wzbudzony, ponieważ w jego zewnętrznej warstwie kwantowej nie ma wolnego orbitalu. Tworzy trzy wiązania kowalencyjne poprzez parowanie elektronów:
Mając dwa niesparowane elektrony w warstwie zewnętrznej, atom tlenu tworzy dwa wiązania kowalencyjne:
Neon Konfiguracja elektroniczna to 2s22p6. Symbol Lewisa: Schemat elektroniczny zewnętrznej warstwy kwantowej:

Atom neonu ma ukończony poziom energii zewnętrznej i nie tworzy wiązań chemicznych z żadnymi atomami. Jest to drugi gaz szlachetny. TRZECI OKRES Atomy wszystkich pierwiastków trzeciego okresu mają trzy warstwy kwantowe. Elektroniczna konfiguracja dwóch wewnętrznych poziomów energii może być przedstawiona jako . Zewnętrzna warstwa elektronowa zawiera dziewięć orbitali, które są wypełnione elektronami, zgodnie z ogólnymi prawami. Tak więc dla atomu sodu konfiguracja elektronowa wygląda następująco: 3s1, dla wapnia - 3s2 (w stanie wzbudzonym - 3s13p1), dla aluminium - 3s23p1 (w stanie wzbudzonym - 3s13p2). W przeciwieństwie do pierwiastków drugiego okresu atomy pierwiastków grup V-VII trzeciego okresu mogą istnieć zarówno w stanie podstawowym, jak i wzbudzonym. Fosfor Fosfor to pierwiastek piątej grupy. Jego konfiguracja elektroniczna to 3s23p3. Podobnie jak azot, ma na swoim zewnętrznym poziomie energetycznym trzy niesparowane elektrony i tworzy trzy wiązania kowalencyjne. Przykładem jest fosfina, która ma wzór PH3 (porównaj z amoniakiem). Ale fosfor, w przeciwieństwie do azotu, zawiera wolne orbitale d w zewnętrznej warstwie kwantowej i może przejść w stan wzbudzony - 3s13p3d1:

Daje mu to możliwość tworzenia pięciu wiązań kowalencyjnych w związkach takich jak np. P2O5 i H3PO4.

Siarka Konfiguracja elektroniczna stanu podstawowego to 3s23p4. Schemat elektroniczny:
Można go jednak wzbudzić, przenosząc najpierw elektron z R- na d-orbitalny (pierwszy stan wzbudzony), a następnie z s- na d-orbitalny (drugi stan wzbudzony):

W pierwszym stanie wzbudzonym atom siarki tworzy cztery wiązania chemiczne w związkach takich jak SO2 i H2SO3. Drugi stan wzbudzony atomu siarki można zobrazować za pomocą diagramu elektronicznego:

Taki atom siarki tworzy sześć wiązań chemicznych w związkach SO3 i H2SO4.

1.3.3. Konfiguracje elektronowe atomów dużych pierwiastków okresy OKRES CZWARTY

Okres zaczyna się od konfiguracji elektronowej potasu (19K): 1s22s22p63s23p64s1 lub 4s1 i wapnia (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 lub 4s2. Tak więc, zgodnie z regułą Klechkowskiego, zewnętrzny podpoziom 4s, który ma niższą energię, jest wypełniony po orbitalach Ar p. orbital 4s penetruje bliżej jądra; Podpoziom 3d pozostaje pusty (3d0). Począwszy od skandu, orbitale podpoziomu 3D zamieszkuje 10 pierwiastków. Nazywają się d-elementy.

Zgodnie z zasadą sekwencyjnego wypełniania orbitali, atom chromu powinien mieć konfigurację elektronową 4s23d4, ma jednak „wyciek” elektronu, który polega na przejściu elektronu 4s na orbital 3d o bliskiej energii (rys. 11).

Ustalono eksperymentalnie, że stany atomu, w których orbitale p-, d-, f-są w połowie wypełnione (p3, d5, f7), całkowicie (p6, d10, f14) lub wolne (p0, d0 , f0), mają zwiększoną stabilność. Dlatego też, jeśli atomowi brakuje jednego elektronu przed połową ukończenia lub zakończeniem podpoziomu, obserwuje się jego „wyciek” z wcześniej wypełnionego orbitalu (w tym przypadku 4s).

Z wyjątkiem Cr i Cu, wszystkie pierwiastki od Ca do Zn mają taką samą liczbę elektronów na swoim zewnętrznym poziomie - dwa. Wyjaśnia to stosunkowo niewielką zmianę właściwości w serii metali przejściowych. Niemniej jednak, dla wymienionych pierwiastków, zarówno elektrony 4s zewnętrznego, jak i 3d-elektrony podpoziomu przed-zewnętrznego są wartościowością (z wyjątkiem atomu cynku, w którym trzeci poziom energii jest całkowicie ukończony).

31Ga 4s23d104p1 32Ge 4s23d104p2 33Jako 4s23d104p3

34Se 4s23d104p4 35Br 4s23d104p5 36 kr 4s23d104p6

Orbitale 4d i 4f pozostały wolne, chociaż czwarty okres już minął.

PIĄTY OKRES

Kolejność wypełniania orbity jest taka sama jak w poprzednim okresie: najpierw wypełniany jest orbital 5s ( 37Rb 5s1), następnie 4d i 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Orbitale 5s i 4d są jeszcze bliżej energii, więc większość pierwiastków 4d (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) ma przejście elektronowe z 5s do podpoziomu 4d.

OKRES SZÓSTY I SIÓDMY

W przeciwieństwie do poprzedniego szóstego okresu zawiera 32 elementy. Cez i bar to pierwiastki 6s. Kolejne energetycznie korzystne stany to 6p, 4f i 5d. W przeciwieństwie do zasady Klechkowskiego, dla lantanu nie jest wypełniony orbital 4f, ale 5d ( 57La 6s25d1), ale kolejne elementy mają wypełniony podpoziom 4f ( 58Ce 6s24f2), na którym istnieje czternaście możliwych stanów elektronicznych. Atomy od ceru (Ce) do lutetu (Lu) nazywane są lantanowcami - są to pierwiastki f. W szeregu lantanowców czasami występuje „przeregulowanie” elektronu, a także w szeregu pierwiastków d. Kiedy podpoziom 4f jest ukończony, podpoziom 5d (dziewięć elementów) jest nadal wypełniany, a szósty okres jest zakończony, jak każdy inny, z wyjątkiem pierwszego, sześciu elementów p.

Pierwsze dwa pierwiastki s w siódmym okresie to frans i rad, a następnie jeden pierwiastek 6d, aktyn ( 89ac 7s26d1). Po aktynie następuje czternaście pierwiastków 5f - aktynowców. Dziewięć pierwiastków 6d powinno następować po aktynowcach, a sześć pierwiastków p powinno dopełnić okres. Siódmy okres jest niekompletny.

Rozważany wzorzec formowania okresów układu przez pierwiastki i wypełniania orbitali atomowych elektronami pokazuje okresową zależność struktur elektronowych atomów od ładunku jądra.

Okres - jest to zbiór pierwiastków ułożonych w porządku rosnącym ładunków jąder atomów i charakteryzujących się tą samą wartością głównej liczby kwantowej elektronów zewnętrznych. Na początku okresu wypełnij ns - i na koniec - np -orbitale (z wyjątkiem pierwszego okresu). Elementy te tworzą osiem głównych (A) podgrup D.I. Mendelejew.

Główna podgrupa - Jest to zbiór pierwiastków chemicznych umieszczonych pionowo i mających taką samą liczbę elektronów na zewnętrznym poziomie energii.

W okresie, wraz ze wzrostem ładunku jądra i wzrostem siły przyciągania do niego elektronów zewnętrznych od lewej do prawej, promienie atomów maleją, co z kolei powoduje osłabienie metalicznego i wzrost niemetalicznego nieruchomości. Za promień atomowy weź teoretycznie obliczoną odległość od jądra do maksymalnej gęstości elektronowej zewnętrznej warstwy kwantowej. W grupach, od góry do dołu, wzrasta liczba poziomów energii, a w konsekwencji promień atomowy. W tym przypadku właściwości metaliczne ulegają poprawie. Ważnymi właściwościami atomów, które zmieniają się okresowo w zależności od ładunków jąder atomów, są również energia jonizacji i powinowactwo elektronowe, które zostaną omówione w rozdziale 2.2.

Początkowo pierwiastki z układu okresowego pierwiastków chemicznych autorstwa D.I. Mendelejewa zostały ułożone zgodnie z ich masami atomowymi i właściwościami chemicznymi, ale w rzeczywistości okazało się, że to nie masa atomu odgrywała decydującą rolę, ale ładunek jądra i odpowiednio liczba elektronów w neutralny atom.

Najbardziej stabilny stan elektronu w atomie pierwiastka chemicznego odpowiada minimum jego energii, a każdy inny stan nazywamy wzbudzeniem, w którym elektron może samorzutnie przejść do poziomu o niższej energii.

Zastanówmy się, jak elektrony są rozmieszczone w atomie wzdłuż orbitali, tj. elektroniczna konfiguracja atomu wieloelektronowego w stanie podstawowym. Aby zbudować konfigurację elektroniczną, stosuje się następujące zasady wypełniania orbitali elektronami:

- zasada Pauliego (zakaz) - w atomie nie mogą być dwa elektrony o tym samym zbiorze wszystkich 4 liczb kwantowych;

- zasada najmniejszej energii (zasady Klechkowskiego) - orbitale wypełnione są elektronami w kolejności rosnącej energii orbitali (rys. 1).

Ryż. 1. Rozkład energii orbitali atomu wodoropodobnego; n jest główną liczbą kwantową.

Energia orbitala zależy od sumy (n + l). Orbitale są wypełnione elektronami w porządku rosnącym sumy (n + l) dla tych ortotali. Tak więc dla podpoziomów 3d i 4s sumy (n + l) będą równe odpowiednio 5 i 4, w wyniku czego orbital 4s zostanie wypełniony jako pierwszy. Jeżeli suma (n + l) jest taka sama dla dwóch orbitali, to orbital o mniejszej wartości n jest wypełniany jako pierwszy. Tak więc, dla orbitali 3d i 4p, suma (n + l) będzie równa 5 dla każdego orbitalu, ale orbital 3d jest wypełniany jako pierwszy. Zgodnie z tymi zasadami kolejność wypełniania orbitali będzie następująca:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p

Rodzina pierwiastka jest określona przez ostatni orbital wypełniony elektronami, zgodnie z energią. Jednak wzorów elektronicznych nie można pisać zgodnie z szeregiem energetycznym.

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 poprawny wpis konfiguracji elektronicznej

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 błędne wprowadzenie konfiguracji elektronicznej

Dla pierwszych pięciu pierwiastków d wartościowość (czyli elektrony odpowiedzialne za tworzenie wiązania chemicznego) jest sumą elektronów na d i s, wypełnionych elektronami jako ostatni. Dla p - pierwiastków wartościowość jest sumą elektronów znajdujących się na podpoziomach s i p. Dla pierwiastków s, walencje są elektronami znajdującymi się na podpoziomie s zewnętrznego poziomu energii.

- Reguła Hunda - przy jednej wartości l elektrony wypełniają orbitale w taki sposób, aby całkowity spin był maksymalny (rys. 2)

Ryż. 2. Zmiana energii w 1s -, 2s - 2p - orbitalach atomów II okresu układu okresowego.

Przykłady budowy konfiguracji elektronowych atomów

Przykłady budowy konfiguracji elektronowych atomów podano w tabeli 1.

Tabela 1. Przykłady budowy konfiguracji elektronowych atomów

	Elektroniczna Konfiguracja	Obowiązujące zasady

		Zasada Pauliego, zasady Klechkowskiego
		Zasada Hunda
	1s 2 2s 2 2p 6 4s 1	Zasady Klechkowskiego

Konfiguracje elektronowe atomów pierwiastków układu okresowego.

Nazywa się rozkład elektronów w różnych AO elektroniczna konfiguracja atomu. Konfiguracja elektroniczna o najniższej energii odpowiada Stan podstawowy atom, pozostałe konfiguracje odnoszą się do stany podekscytowane.

Konfiguracja elektronowa atomu jest przedstawiana na dwa sposoby - w postaci wzorów elektronowych i diagramów dyfrakcji elektronów. Podczas pisania wzorów elektronicznych używa się głównych i orbitalnych liczb kwantowych. Podpoziom jest oznaczony przez główną liczbę kwantową (liczbę) i orbitalną liczbę kwantową (odpowiednia litera). Liczba elektronów na podpoziomie charakteryzuje indeks górny. Na przykład dla stanu podstawowego atomu wodoru wzór elektronowy to: 1 s 1 .

Strukturę poziomów elektronowych można dokładniej opisać za pomocą diagramów dyfrakcji elektronów, gdzie rozkład na podpoziomach jest reprezentowany w postaci komórek kwantowych. W tym przypadku orbital jest konwencjonalnie przedstawiany jako kwadrat, w pobliżu którego umieszcza się oznaczenie podpoziomu. Podpoziomy na każdym poziomie powinny być nieco przesunięte na wysokość, ponieważ ich energia jest nieco inna. Elektrony są reprezentowane przez strzałki lub ↓ w zależności od znaku spinowej liczby kwantowej. Diagram dyfrakcji elektronów atomu wodoru:

Zasada konstruowania konfiguracji elektronowych atomów wieloelektronowych polega na dodawaniu protonów i elektronów do atomu wodoru. Rozkład elektronów na poziomach i podpoziomach energetycznych podlega wcześniej rozważanym zasadom: zasadzie najmniejszej energii, zasadzie Pauliego i regule Hunda.

Biorąc pod uwagę budowę konfiguracji elektronowych atomów, wszystkie znane pierwiastki, zgodnie z wartością orbitalnej liczby kwantowej ostatniego wypełnionego podpoziomu, można podzielić na cztery grupy: s-elementy, p-elementy, d-elementy, f-elementy.

W atomie helu He (Z=2) drugi elektron zajmuje 1 s-orbital, jego formuła elektroniczna: 1 s 2. Schemat elektronograficzny:

Hel kończy pierwszy najkrótszy okres Układu Okresowego Pierwiastków. Oznaczono konfigurację elektroniczną helu.

Drugi okres otwiera lit Li (Z=3), jego wzór elektroniczny: Diagram dyfrakcji elektronów:

Poniżej przedstawiono uproszczone diagramy dyfrakcji elektronów atomów pierwiastków, których orbitale o tym samym poziomie energii znajdują się na tej samej wysokości. Wewnętrzne, w pełni wypełnione podpoziomy nie są wyświetlane.

Po litu następuje beryl Be (Z=4), w którym dodatkowy elektron zasiedla 2 s-orbitalny. Formuła elektroniczna Be: 2 s 2

W stanie podstawowym następny elektron boru B (z=5) zajmuje 2 R-orbitalny, V:1 s 2 2s 2 2p jeden ; jego wzór dyfrakcji elektronów:

Następujące pięć elementów ma konfiguracje elektroniczne:

C (Z=6): 2 s 2 2p 2BA (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

Podane konfiguracje elektroniczne określa zasada Hunda.

Pierwszy i drugi poziom energii neonu są całkowicie wypełnione. Wyznaczmy jego konfigurację elektronową i posłużymy się dalej dla zwięzłości zapisu wzorów elektronowych atomów pierwiastków.

Sód Na (Z=11) i Mg (Z=12) otwierają trzeci okres. Elektrony zewnętrzne zajmują 3 s-orbitalny:

Na (Z=11): 3 s 1

Mg (Z=12): 3 s 2

Następnie zaczynając od aluminium (Z=13), 3 R-podpoziom. Trzeci okres kończy się argonem Ar (Z=18):

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

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

Elementy trzeciego okresu różnią się od elementów drugiego tym, że mają wolne 3 d-orbitale, które mogą uczestniczyć w tworzeniu wiązania chemicznego. To wyjaśnia stany walencyjne wykazywane przez elementy.

W czwartym okresie zgodnie z zasadą ( n+ja), w potasie K (Z=19) i wapniu Ca (Z=20) elektrony zajmują 4 s- podpoziom, nie 3 d Od skandu Sc (Z=21) do cynku Zn (Z=30) następuje napełnianie3 d- podpoziom:

Formuły elektroniczne d-elementy mogą być reprezentowane w formie jonowej: podpoziomy są wymienione w porządku rosnącym głównej liczby kwantowej i na stałej n– w kolejności rosnącej orbitalnej liczby kwantowej. Na przykład dla Zn taki wpis wyglądałby tak: Oba te wpisy są równoważne, ale podany wcześniej wzór na cynk poprawnie odzwierciedla kolejność wypełniania podpoziomów.

Rząd 3 d- pierwiastki w chromie Cr (Z=24) występuje odstępstwo od reguły ( n+ja). Zgodnie z tą zasadą konfiguracja Cr powinna wyglądać tak: Ustalono, że jego rzeczywista konfiguracja to - Czasami efekt ten nazywany jest „zapadem” elektronu. Podobne efekty tłumaczy się zwiększoną stabilnością o połowę ( p 3 , d 5 , f 7) i całkowicie ( p 6 , d 10 , f 14) ukończone podpoziomy.

Odstępstwa od reguły ( n+ja) obserwuje się również w innych elementach (tab. 6). Wynika to z faktu, że wraz ze wzrostem głównej liczby kwantowej zmniejszają się różnice między energiami podpoziomów.

Dalej jest wypełnienie 4 p-podpoziom (Ga - Kr). Czwarty okres zawiera tylko 18 elementów. Podobnie, wypełniając 5 s-, 4d- i 5 p- podpoziomy 18 elementów piątego okresu. Zauważ, że energia 5 s- i 4 d-podpoziomy są bardzo zbliżone, a elektron z 5 s- podpoziom może łatwo przejść do 4 d-podpoziom. W dniu 5 s-podpoziom Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag ma tylko jeden elektron. W stanie podstawowym 5 s- podpoziom Pd nie jest wypełniony. Obserwuje się „zanurzenie” dwóch elektronów.

W szóstym okresie po wypełnieniu 6 s-podpoziom cezu Cs (Z=55) i baru Ba (Z=56) następnego elektronu, zgodnie z zasadą ( n+ja), powinno zająć 4 f-podpoziom. Natomiast w lantanie La (Z=57) elektron wchodzi na 5 d-podpoziom. Napełniony do połowy (4 f 7) 4f-podpoziom ma zwiększoną stabilność, zatem gadolin Gd (Z=64), po europie Eu (Z=63), o 4 f-podpoziom zachowuje poprzednią liczbę elektronów (7), a nowy elektron dociera do 5 d-sublevel, łamanie zasady ( n+ja). W terbie Tb (Z=65) następny elektron zajmuje 4 f-podpoziom i jest przejście elektronowe od 5 d- podpoziom (konfiguracja 4 f 9 6s 2). Wypełnienie 4 f-podpoziom kończy się na iterb Yb (Z=70). Następny elektron atomu lutetu Lu zajmuje 5 d-podpoziom. Jego konfiguracja elektronowa różni się od atomu lantanu tylko tym, że jest całkowicie wypełniony 4 f-podpoziom.

Tabela 6

Wyjątki od ( n+ja) – reguły dla pierwszych 86 elementów

Element	Elektroniczna Konfiguracja
zgodnie z zasadą ( n+ja)	rzeczywisty
Cr (Z=24) Cu (Z=29) Nb (Z=41) Mo (Z=42) Tc (Z=43) Ru (Z=44) Rh (Z=45) Pd (Z=46) Ag ( Z=47) La (Z=57) Ce (Z=58) Gd (Z=64) Ir (Z=77) Pt (Z=78) Au (Z=79)	4s 2 3d 4 4s 2 3d 9 5s 2 4d 3 5s 2 4d 4 5s 2 4d 5 5s 2 4d 6 5s 2 4d 7 5s 2 4d 8 5s 2 4d 9 6s 2 4f 1 5d 0 6s 2 4f 2 5d 0 6s 2 4f 8 5d 0 6s 2 4f 14 5d 7 6s 2 4f 14 5d 8 6s 2 4f 14 5d 9	4s 1 3d 5 4s 1 3d 10 5s 1 4d 4 5s 1 4d 5 5s 1 4d 6 5s 1 4d 7 5s 1 4d 8 5s 0 4d 10 5s 1 4d 10 6s 2 4f 0 5d 1 6s 2 4f 1 5d 1 6s 2 4f 7 5d 1 6s 0 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 10

Obecnie w układzie okresowym pierwiastków D.I. Mendelejew, pod skandem Sc i itrem Y, lutet (zamiast lantanu) jest czasami umieszczany jako pierwszy d-element, a przed nim wszystkie 14 elementów, w tym lantan, umieszczając go w specjalnej grupie lantanowce poza Układem Okresowym Pierwiastków.

Właściwości chemiczne pierwiastków są determinowane głównie przez strukturę zewnętrznych poziomów elektronowych. Zmiana liczby elektronów na trzecim poza 4 f- podpoziom ma niewielki wpływ na właściwości chemiczne pierwiastków. Więc wszystkie 4 f elementy mają podobne właściwości. Następnie w szóstym okresie jest wypełnienie 5 d-podpoziom (Hf - Hg) i 6 p-podpoziom (Tl - Rn).

W siódmym okresie 7 s-podpoziom jest wypełniany dla franka Fr (Z=87) i radu Ra (Z=88). Aktyn ma odstępstwo od reguły ( n+ja), a następny elektron wypełnia 6 d- podpoziom, nie 5 f. Następnie następuje grupa elementów (Th - No) z wypełnieniem 5 f-podpoziomy tworzące rodzinę aktynowce. Zauważ, że 6 d- i 5 f- podpoziomy mają tak bliskie energie, że elektronowa konfiguracja atomów aktynowców często nie spełnia reguły ( n+ja). Ale w tym przypadku dokładna wartość konfiguracji to 5 f t 5d m nie tak ważne, ponieważ ma raczej słaby wpływ na właściwości chemiczne pierwiastka.

Lawrencium Lr (Z=103) ma nowy elektron przy 6 d-podpoziom. Ten pierwiastek jest czasami umieszczany w układzie okresowym pod lutetem. Siódmy okres nie jest zakończony. Pierwiastki 104 – 109 są niestabilne, a ich właściwości są mało znane. Tak więc, gdy ładunek jądra wzrasta, podobne struktury elektronowe zewnętrznych poziomów są okresowo powtarzane. W związku z tym należy również spodziewać się okresowych zmian różnych właściwości pierwiastków.

Należy zauważyć, że opisane konfiguracje elektroniczne odnoszą się do izolowanych atomów w fazie gazowej. Konfiguracja atomu pierwiastka może być zupełnie inna, jeśli atom znajduje się w ciele stałym lub roztworze.