Konfiguracja elektronowa atomu wapnia. Jak ułożyć wzór elektroniczny pierwiastka chemicznego w chemii nieorganicznej

Zadanie skompilowania elektronicznego wzoru pierwiastka chemicznego nie jest najłatwiejsze.

Zatem algorytm kompilacji elektronicznych formuł pierwiastków jest następujący:

Najpierw zapisujemy znak chemiczny. element, gdzie w lewym dolnym rogu znaku podajemy jego numer seryjny.
Następnie przez numer okresu (z którego pierwiastek) określamy liczbę poziomów energii i rysujemy taką liczbę łuków obok znaku pierwiastka chemicznego.
Następnie, zgodnie z numerem grupy, pod łukiem zapisuje się liczbę elektronów na poziomie zewnętrznym.
Na pierwszym poziomie maksymalnie możliwe jest 2, na drugim jest już 8, na trzecim aż 18. Zaczynamy umieszczać liczby pod odpowiednimi łukami.
Liczbę elektronów na przedostatnim poziomie należy obliczyć w następujący sposób: liczbę elektronów już przypisanych odejmuje się od numeru seryjnego elementu.
Pozostaje przekształcić nasz diagram w formułę elektroniczną:

Oto wzory elektroniczne niektórych pierwiastków chemicznych:

1. Piszemy pierwiastek chemiczny i jego numer seryjny. Liczba pokazuje liczbę elektronów w atomie.
2. Stwórzmy formułę. Aby to zrobić, musisz poznać liczbę poziomów energii, podstawą ustalenia jest numer okresu pierwiastka.
3. Poziomy dzielimy na podpoziomy.
Poniżej możesz zobaczyć przykład prawidłowego komponowania elektronicznych wzorów pierwiastków chemicznych.

Trzeba stworzyć elektroniczne wzory pierwiastków chemicznych w ten sposób: trzeba spojrzeć na numer pierwiastka w układzie okresowym i dowiedzieć się, ile ma on elektronów. Następnie musisz znaleźć liczbę poziomów, która jest równa okresowi. Następnie podpoziomy są zapisywane i wypełniane:

Przede wszystkim musisz określić liczbę atomów zgodnie z układem okresowym.

Aby skompilować wzór elektroniczny, będziesz potrzebować układu okresowego Mendelejewa. Znajdź tam swój pierwiastek chemiczny i spójrz na okres - będzie on równy liczbie poziomów energii. Numer grupy będzie odpowiadał liczbowo liczbie elektronów na ostatnim poziomie. Liczba pierwiastków będzie ilościowo równa liczbie jego elektronów. Trzeba też wyraźnie wiedzieć, że pierwszy poziom ma maksymalnie 2 elektrony, drugi - 8, a trzeci - 18.

To są główne punkty. Dodatkowo w Internecie (w tym na naszej stronie internetowej) można znaleźć informacje z gotowym elektronicznym wzorem dla każdego elementu, dzięki czemu można się sprawdzić.

Zestawianie elektronicznych wzorów pierwiastków chemicznych jest procesem bardzo złożonym, nie da się tego zrobić bez specjalnych tabel i trzeba użyć całej gamy wzorów. Krótko mówiąc, aby skompilować, musisz przejść przez następujące etapy:

Konieczne jest sporządzenie diagramu orbity, na którym będzie pojęcie, w jaki sposób elektrony różnią się od siebie. Na schemacie zaznaczono orbitale i elektrony.

Elektrony są wypełnione poziomami, od dołu do góry i mają kilka podpoziomów.

Najpierw więc ustalamy całkowitą liczbę elektronów w danym atomie.

Wypełniamy wzór według określonego schematu i zapisujemy go - będzie to formuła elektroniczna.

Przykładowo dla azotu wzór ten wygląda tak, najpierw zajmujemy się elektronami:

I zapisz formułę:

Rozumieć zasada zestawiania wzoru elektronicznego pierwiastka chemicznego, najpierw musisz określić całkowitą liczbę elektronów w atomie na podstawie liczby w układzie okresowym. Następnie należy określić liczbę poziomów energii, biorąc za podstawę liczbę okresu, w którym znajduje się element.

Poziomy są następnie dzielone na podpoziomy, które są wypełniane elektronami w oparciu o zasadę najmniejszej energii.

Poprawność swojego rozumowania możesz sprawdzić zaglądając np. tutaj.

Układając wzór elektroniczny pierwiastka chemicznego, można dowiedzieć się, ile elektronów i warstw elektronowych znajduje się w danym atomie, a także kolejność ich rozmieszczenia pomiędzy warstwami.

Najpierw określamy liczbę atomową pierwiastka zgodnie z układem okresowym, odpowiada ona liczbie elektronów. Liczba warstw elektronowych wskazuje numer okresu, a liczba elektronów w ostatniej warstwie atomu odpowiada numerowi grupy.

najpierw wypełniamy podpoziom s, a następnie podpoziomy p-, d- b f;
zgodnie z regułą Klechkowskiego elektrony zapełniają orbitale w kolejności rosnącej energii tych orbitali;
zgodnie z regułą Hunda elektrony w obrębie jednego podpoziomu zajmują pojedynczo wolne orbitale, a następnie tworzą pary;
Zgodnie z zasadą Pauliego na jednym orbicie znajdują się nie więcej niż 2 elektrony.

Wzór elektroniczny pierwiastka chemicznego pokazuje, ile warstw elektronowych i ile elektronów zawiera atom oraz jak są one rozmieszczone pomiędzy warstwami.
Aby ułożyć wzór elektroniczny pierwiastka chemicznego, należy spojrzeć na układ okresowy i wykorzystać informacje uzyskane dla tego pierwiastka. Liczba atomowa pierwiastka w układzie okresowym odpowiada liczbie elektronów w atomie. Liczba warstw elektronowych odpowiada numerowi okresu, liczba elektronów w ostatniej warstwie elektronicznej odpowiada numerowi grupy.
Należy pamiętać, że pierwsza warstwa zawiera maksymalnie 2 elektrony 1s2, druga - maksymalnie 8 (dwa s i sześć p: 2s2 2p6), trzecia - maksymalnie 18 (dwa s, sześć p i dziesięć d: 3s2 3p6 3d10).
Na przykład elektroniczna formuła węgla: C 1s2 2s2 2p2 (numer seryjny 6, numer okresu 2, numer grupy 4).
Elektroniczny wzór na sód: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (numer seryjny 11, numer okresu 3, numer grupy 1).
Aby sprawdzić, czy wzór elektroniczny jest poprawnie napisany, możesz zajrzeć na stronę internetową www.alhimikov.net.
Na pierwszy rzut oka sporządzenie elektronicznego wzoru pierwiastków chemicznych może wydawać się dość skomplikowanym zadaniem, ale wszystko stanie się jasne, jeśli zastosujesz się do następującego schematu:
- najpierw piszemy orbitale
- Przed orbitalami wstawiamy liczby, które wskazują numer poziomu energii. Nie zapomnij o wzorze na określenie maksymalnej liczby elektronów na poziomie energetycznym: N=2n2
Jak sprawdzić liczbę poziomów energii? Wystarczy spojrzeć na układ okresowy: liczba ta jest równa numerowi okresu, w którym znajduje się pierwiastek.
- Nad ikoną orbity piszemy liczbę wskazującą liczbę elektronów znajdujących się na tym orbicie.
Na przykład elektroniczny wzór na skand będzie wyglądał następująco.

Znajomość możliwych stanów elektronu w atomie, reguła Klechkowskiego, zasada Pauliego i reguła Hunda pozwalają rozważyć konfigurację elektronową atomu. Wykorzystuje się do tego formuły elektroniczne.

Wzór elektronowy oznacza stan elektronu w atomie, wskazując cyfrą główną liczbę kwantową charakteryzującą jego stan, a literą wskazującą orbitalną liczbę kwantową. Liczba wskazująca, ile elektronów znajduje się w danym stanie, jest zapisana po prawej stronie nad literą wskazującą kształt chmury elektronów.

Dla atomu wodoru (n = 1, l = 0, m = 0) wzór elektroniczny będzie następujący: 1s 1. Oba elektrony kolejnego pierwiastka hel Charakteryzują się tymi samymi wartościami n, l, m i różnią się jedynie spinami. Wzór elektroniczny atomu helu to ls 2. Powłoka elektronowa atomu helu jest kompletna i bardzo stabilna. Hel jest gazem szlachetnym.

Dla elementów drugiego okresu (n = 2, l = 0 lub l = 1) najpierw wypełniany jest stan 2s, a następnie podpoziom p drugiego poziomu energii.

Elektroniczny wzór atomu litu: ls 2 2s 1. Elektron 2s 1 jest słabiej związany z jądrem atomowym (rys. 6), dlatego atom litu może go łatwo oddać (jak oczywiście pamiętacie, proces ten nazywa się utlenianiem), zamieniając się w jon Li+.

Ryż. 6.
Przekroje chmur elektronów 1s i 2s przez płaszczyznę przechodzącą przez jądro

W atomie berylu czwarty elektron również zajmuje stan 2s: ls 2 2s 2. Dwa zewnętrzne elektrony atomu berylu można łatwo rozdzielić – Be ulega utlenieniu do kationu Be 2+.

Atom boru ma elektron w stanie 2p: ls 2 2s 2 2p 1. Następnie dla atomów węgla, azotu, tlenu i fluoru (zgodnie z regułą Hunda) wypełniany jest podpoziom 2p, który kończy się na neonie gazu szlachetnego: ls 2 2s 2 2p 6.

Jeżeli chcą podkreślić, że elektrony na danym podpoziomie zajmują komórki kwantowe indywidualnie, to we wzorze elektronicznym do indeksu dołącza się oznaczenie podpoziomu. Na przykład elektronowa formuła atomu węgla

Dla elementów trzeciego okresu wypełniany jest odpowiednio stan Zs (n = 3, l = 0) i podpoziom Zp (n = 3, l - 1). Podpoziom 3d (n = 3, l = 2) pozostaje wolny:

Czasami na diagramach przedstawiających rozkład elektronów w atomach wskazana jest tylko liczba elektronów na każdym poziomie energii, to znaczy zapisywane są skrócone wzory elektroniczne atomów pierwiastków chemicznych, w przeciwieństwie do podanych powyżej pełnych wzorów elektronicznych, na przykład:

Dla pierwiastków o dużych okresach (4 i 5), zgodnie z regułą Klechkowskiego, pierwsze dwa elektrony zewnętrznej warstwy elektronowej zajmują stan 4s (n = 4, l = 0) i stan 5s (n = 5, l = 0):

Zaczynając od trzeciego elementu każdego większego okresu, kolejnych dziesięć elektronów wchodzi odpowiednio na poprzednie podpoziomy 3d i 4d (dla elementów podgrup bocznych):

Z reguły, gdy poprzedni podpoziom d zostanie wypełniony, wówczas zewnętrzny (odpowiednio 4p i 5p) podpoziom p zacznie się wypełniać:

W przypadku elementów o dużych okresach - szóstego i niepełnego siódmego - poziomy energii i podpoziomy są wypełnione elektronami z reguły w następujący sposób: pierwsze dwa elektrony przechodzą na zewnętrzny podpoziom s, na przykład:

następny elektron (w La i Ac) przechodzi do poprzedniego podpoziomu d:

Następnie kolejnych 14 elektronów wchodzi na trzeci zewnętrzny poziom energii odpowiednio w podpoziomach 4f i 5f lantanowców i aktynowców:

Następnie drugi zewnętrzny poziom energii (podpoziom d) elementów bocznych podgrup zacznie się ponownie gromadzić:

Dopiero po całkowitym wypełnieniu podpoziomu d dziesięcioma elektronami zewnętrzny podpoziom p zostanie ponownie wypełniony:

Podsumowując, ponownie rozważymy różne sposoby wyświetlania konfiguracji elektronowych atomów pierwiastków zgodnie z okresami tabeli D.I. Mendelejewa.

Rozważmy pierwiastki pierwszego okresu - wodór i hel.

Elektroniczne wzory atomów pokazują rozkład elektronów na poziomach energii i podpoziomach.

Graficzne wzory elektroniczne atomów pokazują rozkład elektronów nie tylko pomiędzy poziomami i podpoziomami, ale także pomiędzy komórkami kwantowymi (orbitalami atomowymi).

W atomie helu pierwsza warstwa elektronowa jest kompletna - ma 2 elektrony.

Wodór i hel są pierwiastkami S; podpoziom ls tych atomów jest wypełniony elektronami.

Dla wszystkich pierwiastków II okresu wypełniona jest pierwsza warstwa elektronowa, a elektrony wypełniają stany 2s i 2p zgodnie z zasadą najmniejszej energii (najpierw S-, a następnie p) oraz regułami Pauliego i Hunda (tabela 2) .

W atomie neonu druga warstwa elektronów jest kompletna - ma 8 elektronów.

Tabela 2
Budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków II okresu

Lit Li, beryl Be - pierwiastki s.

Bor B, węgiel C, azot N, tlen O, fluor F, neon Ne są pierwiastkami p; podpoziom p tych atomów jest wypełniony elektronami.

Dla atomów pierwiastków trzeciego okresu kompletowana jest pierwsza i druga warstwa elektronowa, w związku z czym zapełniana jest trzecia warstwa elektronowa, w której elektrony mogą zajmować stany 3s, 3p i 3d (tabela 3).

Tabela 3
Budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków III okresu

Podpoziom 3s kończy się przy atomie magnezu. Sód Na i magnez Mg są pierwiastkami S.

W aluminium i następujących po nim pierwiastkach podpoziom 3p jest wypełniony elektronami.

Atom argonu ma 8 elektronów w swojej zewnętrznej warstwie (trzecia warstwa elektronowa). Jako warstwa zewnętrzna jest kompletna, ale łącznie w trzeciej warstwie elektronowej, jak już wiadomo, może znajdować się 18 elektronów, co oznacza, że elementy 3. okresu mają niewypełniony stan 3d.

Wszystkie pierwiastki, od aluminium Al po argon Ar, są elementami p.

Pierwiastki s i p tworzą główne podgrupy w układzie okresowym.

Dla atomów pierwiastków czwartego okresu - potasu i wapnia - pojawia się czwarty poziom energetyczny, wypełniony jest 48. podpoziom (tabela 4), ponieważ zgodnie z regułą Klechkowskiego ma on niższą energię niż podpoziom 3d.

Tabela 4
Budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków IV okresu

Aby uprościć graficzne wzory elektroniczne atomów pierwiastków czwartego okresu:

Potas K i wapń Ca to pierwiastki S zaliczane do głównych podgrup. W atomach od skandu Sc do cynku Zn podpoziom 3d jest wypełniony elektronami. To są elementy 3d. Zaliczane są do podgrup wtórnych, ich najbardziej zewnętrzna warstwa elektronowa jest wypełniona i zaliczane są do elementów przejściowych.

Zwróć uwagę na strukturę powłok elektronicznych atomów chromu i miedzi. W nich jeden elektron „zawodzi” z podpoziomu 4s do podpoziomu 3d, co tłumaczy się większą stabilnością energetyczną powstałych konfiguracji elektronowych 3d 5 i 3d 10:

W atomie cynku trzeci poziom energii jest kompletny, wypełnione są w nim wszystkie podpoziomy - 3s, 3p i 3d, w sumie 18 elektronów.

Pierwiastki następujące po cynku nadal wypełniają czwarty poziom energii, podpoziom 4p.

Pierwiastki od galu Ga do kryptonu Kr są pierwiastkami p.

Atom kryptonu Kr ma kompletną warstwę zewnętrzną (czwartą), która zawiera 8 elektronów. Ale w sumie w czwartej warstwie elektronów, jak wiadomo, mogą znajdować się 32 elektrony; atom kryptonu nadal ma niewypełnione stany 4d i 4f.

Dla elementów V okresu, zgodnie z regułą Klechkowskiego, podpoziomy wypełniane są w następującej kolejności: 5s ⇒ 4d ⇒ 5r. Istnieją również wyjątki związane z „awarią” elektronów w 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

W okresach 6 i 7 pojawiają się elementy f, czyli elementy, którymi wypełniane są odpowiednio podpoziomy 4f i 5f trzeciego zewnętrznego poziomu energii.

Pierwiastki 4f nazywane są lantanowcami.

Pierwiastki 5f nazywane są aktynowcami.

Kolejność wypełniania podpoziomów elektronicznych w atomach pierwiastków 6. okresu: 55 pierwiastków Cs i 56 Ba - bs; 57 La ...6s 2 5d 1 - element 5d; 58 Ce - 71 Lu - elementy 4f; 72 Hf - 80 Hg - elementy 5d; 81 Tl - 86 Rn - br-elementy. Ale i tutaj zdarzają się elementy, w których porządek wypełniania podpoziomów energetycznych zostaje „zaburzony”, co wiąże się np. z większą stabilnością energetyczną podpoziomów f wypełnionych w połowie i całkowicie, czyli nf 7 i nf 14.

W zależności od tego, który podpoziom atomu jest ostatnio wypełniony elektronami, wszystkie elementy, jak już zrozumiałeś, są podzielone na cztery rodziny lub bloki elektroniczne (ryc. 7):

Ryż. 7.
Podział układu okresowego (tablicy) na bloki pierwiastków

elementy s; podpoziom s zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; pierwiastki s obejmują wodór, hel i pierwiastki głównych podgrup grup I i II;
elementy p; podpoziom p zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; elementy p obejmują elementy głównych podgrup grup III-VIII;
pierwiastki d; podpoziom d przedzewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; do elementów d zaliczają się elementy podgrup wtórnych grup I-VIII, czyli elementy dekad wtykowych o dużych okresach, umiejscowionych pomiędzy elementami s i p. Nazywa się je również elementami przejściowymi;
elementy f; podpoziom f trzeciego zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; Należą do nich lantanowce i aktynowce.

Pytania i zadania do § 3

Wykonaj diagramy budowy elektronowej, wzory elektroniczne i graficzne wzory elektroniczne atomów następujących pierwiastków chemicznych:
Napisz elektroniczny wzór pierwiastka nr 110, korzystając z symbolu odpowiedniego gazu szlachetnego.
Co to jest „spadek” elektronu? Podaj przykłady pierwiastków, w których obserwuje się to zjawisko, zapisz ich wzory elektroniczne.
Jak określa się przynależność pierwiastka chemicznego do określonej rodziny elektronów?
Porównaj elektroniczne i graficzne wzory elektroniczne atomu siarki. Jakie dodatkowe informacje zawiera ostatnia formuła?

Rozmieszczenie elektronów na powłokach lub poziomach energetycznych zapisuje się za pomocą wzorów elektronicznych pierwiastków chemicznych. Formuły lub konfiguracje elektroniczne pomagają przedstawić strukturę atomową pierwiastka.

Struktura atomowa

Atomy wszystkich pierwiastków składają się z dodatnio naładowanego jądra i ujemnie naładowanych elektronów, które są rozmieszczone wokół jądra.

Elektrony znajdują się na różnych poziomach energii. Im dalej elektron znajduje się od jądra, tym większą ma energię. Wielkość poziomu energii zależy od wielkości orbity atomowej lub chmury orbitalnej. Jest to przestrzeń, w której porusza się elektron.

Ryż. 1. Ogólna budowa atomu.

Orbitale mogą mieć różne konfiguracje geometryczne:

s-orbitale- kulisty;
Orbitale p, d i f- w kształcie hantli, leżących w różnych płaszczyznach.

Pierwszy poziom energetyczny dowolnego atomu zawsze zawiera orbital s z dwoma elektronami (wyjątkiem jest wodór). Zaczynając od drugiego poziomu, orbitale s i p znajdują się na tym samym poziomie.

Ryż. 2. Orbitale s, p, d i f.

Orbitale istnieją niezależnie od obecności w nich elektronów i mogą być wypełnione lub puste.

Pisanie formuły

Konfiguracje elektronowe atomów pierwiastków chemicznych zapisuje się według następujących zasad:

każdy poziom energii ma odpowiedni numer seryjny, oznaczony cyfrą arabską;
po liczbie następuje litera wskazująca orbital;
Nad literą znajduje się indeks górny, odpowiadający liczbie elektronów na orbicie.

Przykłady nagrań:

wapń -
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ;
tlen -
1s 2 2s 2 2p 4 ;
węgiel -
1s 2 2s 2 2p 2 .

Układ okresowy pomaga zapisać wzór elektroniczny. Liczba poziomów energii odpowiada numerowi okresu. Ładunek atomu i liczba elektronów jest wskazywana przez liczbę atomową pierwiastka. Numer grupy wskazuje, ile elektronów walencyjnych znajduje się na poziomie zewnętrznym.

Weźmy na przykład Na. Sód znajduje się w pierwszej grupie, w trzecim okresie, pod numerem 11. Oznacza to, że atom sodu ma dodatnio naładowane jądro (zawiera 11 protonów), wokół którego rozmieszczonych jest 11 elektronów na trzech poziomach energetycznych. Na poziomie zewnętrznym znajduje się jeden elektron.

Przypomnijmy, że pierwszy poziom energii zawiera orbital s z dwoma elektronami, a drugi zawiera orbitale s i p. Pozostaje tylko wypełnić poziomy i uzyskać pełny zapis:

11 Na) 2) 8) 1 lub 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

Dla wygody stworzono specjalne tabele z elektronicznymi wzorami pierwiastka. W długim układzie okresowym formuły są również wymienione w każdej komórce pierwiastka.

Ryż. 3. Tabela wzorów elektronicznych.

Dla uproszczenia elementy, których formuła elektroniczna pokrywa się z początkiem formuły elementu, ujęto w nawiasy kwadratowe. Na przykład elektroniczny wzór magnezu to 3s 2, neon to 1s 2 2s 2 2p 6. Dlatego pełny wzór magnezu to 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2. 4.6. Łączna liczba otrzymanych ocen: 195.

>> Chemia: Konfiguracje elektronowe atomów pierwiastków chemicznych

Szwajcarski fizyk W. Pauli w 1925 r. ustalił, że w atomie na jednym orbicie nie mogą znajdować się więcej niż dwa elektrony posiadające przeciwne (antyrównoległe) spiny (przetłumaczone z angielskiego jako „wrzeciono”), czyli posiadające takie właściwości, które można umownie wyobrażał sobie siebie jako obrót elektronu wokół swojej wyimaginowanej osi: zgodnie z ruchem wskazówek zegara lub przeciwnie do ruchu wskazówek zegara. Zasada ta nazywana jest zasadą Pauliego.

Jeśli na orbicie znajduje się jeden elektron, nazywa się go niesparowanym, jeśli są dwa, to są to elektrony sparowane, czyli elektrony o przeciwnych spinach.

Rysunek 5 przedstawia schemat podziału poziomów energii na podpoziomy.

Jak już wiadomo, orbital s ma kształt kulisty. Elektron atomu wodoru (s = 1) znajduje się na tym orbicie i jest niesparowany. Dlatego jego wzór elektroniczny lub konfiguracja elektroniczna zostanie zapisana w następujący sposób: 1s 1. We wzorach elektronicznych numer poziomu energii jest oznaczony liczbą poprzedzającą literę (1 ...), litera łacińska wskazuje podpoziom (rodzaj orbitalu), a liczba jest zapisana w prawym górnym rogu litera (jako wykładnik) pokazuje liczbę elektronów w podpoziomie.

Dla atomu helu He, który ma dwa sparowane elektrony na jednej orbicie s, wzór ten wygląda następująco: 1s 2.

Powłoka elektronowa atomu helu jest kompletna i bardzo stabilna. Hel jest gazem szlachetnym.

Na drugim poziomie energii (n = 2) znajdują się cztery orbitale: jeden s i trzy p. Elektrony orbitalu s drugiego poziomu (orbitale 2s) mają wyższą energię, ponieważ znajdują się w większej odległości od jądra niż elektrony orbitalu 1s (n = 2).

Ogólnie rzecz biorąc, dla każdej wartości n istnieje jeden orbital s, ale z odpowiednim zapasem energii elektronów na nim, a zatem z odpowiednią średnicą rosnącą wraz ze wzrostem wartości n.

P-Orbital ma kształt hantla lub trójwymiarowej ósemki. Wszystkie trzy orbitale p znajdują się w atomie wzajemnie prostopadle wzdłuż współrzędnych przestrzennych narysowanych przez jądro atomu. Należy jeszcze raz podkreślić, że każdy poziom energii (warstwa elektronowa), począwszy od n = 2, ma trzy p-orbitale. Wraz ze wzrostem wartości n elektrony zajmują orbitale p zlokalizowane w dużych odległościach od jądra i skierowane wzdłuż osi x, y, z.

Dla elementów drugiego okresu (n = 2) wypełnia się najpierw jeden orbital b, a następnie trzy orbitale p. Formuła elektroniczna 1l: 1s 2 2s 1. Elektron jest luźniej związany z jądrem atomu, więc atom litu może go łatwo oddać (jak pamiętacie, proces ten nazywa się utlenianiem), zamieniając się w jon Li+.

W atomie berylu Be 0 czwarty elektron również znajduje się na orbicie 2s: 1s 2 2s 2. Dwa zewnętrzne elektrony atomu berylu można łatwo odłączyć – Be 0 utlenia się do kationu Be 2+.

W atomie boru piąty elektron zajmuje orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Następnie atomy C, N, O, E wypełniamy orbitalami 2p, co kończy się neonem gazu szlachetnego: 1s 2 2s 2 2p 6.

Dla pierwiastków trzeciego okresu wypełnione są odpowiednio orbitale Sv i Sr. Pięć orbitali d trzeciego poziomu pozostaje wolnych:

11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Ёр^Зр6.

W przypadku elementów o dużych okresach (czwarty i piąty) pierwsze dwa elektrony zajmują odpowiednio orbitale 4. i 5.: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Począwszy od trzeciego elementu każdego większego okresu, kolejnych dziesięć elektronów wejdzie odpowiednio na poprzednie orbitale 3d i 4d (dla elementów podgrup bocznych): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Z reguły po zapełnieniu poprzedniego podpoziomu d zacznie się zapełniać zewnętrzny (odpowiednio 4p i 5p) podpoziom p.

W przypadku elementów o dużych okresach - szóstego i niepełnego siódmego - poziomy i podpoziomy elektroniczne są z reguły wypełnione elektronami w następujący sposób: pierwsze dwa elektrony przejdą do zewnętrznego podpoziomu b: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; następny elektron (dla Na i Ac) do poprzedniego (podpoziom p: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 i 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).

Następnie kolejnych 14 elektronów wejdzie na trzeci zewnętrzny poziom energii na orbitaliach 4f i 5f odpowiednio lantanowców i aktynowców.

Następnie ponownie zacznie narastać drugi zewnętrzny poziom energii (podpoziom d): dla elementów podgrup bocznych: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - i wreszcie dopiero po całkowitym wypełnieniu obecnego poziomu dziesięcioma elektronami zewnętrzny podpoziom p zostanie ponownie wypełniony:

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

Bardzo często strukturę powłok elektronicznych atomów obrazuje się za pomocą ogniw energetycznych lub kwantowych – pisze się tzw. graficzne wzory elektroniczne. W tym zapisie stosuje się następującą notację: każda komórka kwantowa jest oznaczona komórką odpowiadającą jednemu orbitalowi; Każdy elektron jest oznaczony strzałką odpowiadającą kierunkowi spinu. Pisząc graficzną formułę elektroniczną należy pamiętać o dwóch zasadach: zasadzie Pauliego, zgodnie z którą w komórce (orbitalnej) mogą znajdować się nie więcej niż dwa elektrony, ale o spinach antyrównoległych oraz regule F. Hunda, zgodnie z którą elektrony zajmują wolne komórki (orbitale) i są ułożone w. Na początku są pojedynczo i mają tę samą wartość spinu, a dopiero potem łączą się w pary, ale spiny będą skierowane przeciwnie zgodnie z zasadą Pauliego.

Podsumowując, rozważmy jeszcze raz wyświetlanie konfiguracji elektronowych atomów pierwiastków według okresów układu D.I. Mendelejewa. Diagramy budowy elektronowej atomów pokazują rozkład elektronów w warstwach elektronowych (poziomach energii).

W atomie helu pierwsza warstwa elektronowa jest kompletna - ma 2 elektrony.

Wodór i hel są pierwiastkami S; orbital s tych atomów jest wypełniony elektronami.

Elementy drugiego okresu

Dla wszystkich pierwiastków drugiego okresu wypełniona jest pierwsza warstwa elektronowa, a elektrony wypełniają orbitale e i p drugiej warstwy elektronowej zgodnie z zasadą najmniejszej energii (najpierw s-, a następnie p) oraz Pauliego i Reguły Hunda (Tabela 2).

W atomie neonu druga warstwa elektronów jest kompletna - ma 8 elektronów.

Tabela 2. Budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków drugiego okresu

Koniec stołu. 2

Li, Be - pierwiastki b.

B, C, N, O, F, Ne są pierwiastkami p; atomy te mają orbitale p wypełnione elektronami.

Elementy trzeciego okresu

Dla atomów pierwiastków trzeciego okresu kompletowana jest pierwsza i druga warstwa elektronowa, w związku z czym wypełniona zostaje trzecia warstwa elektronowa, w której elektrony mogą zajmować podpoziomy 3s, 3p i 3d (tabela 3).

Tabela 3. Budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków trzeciego okresu

Atom magnezu kończy swój orbital elektronowy 3s. Pierwiastki Na i Mg-s.

Wszystkie elementy od Al do Ar są elementami p. Pierwiastki s i p tworzą główne podgrupy w układzie okresowym.

W atomach potasu i wapnia pojawia się czwarta warstwa elektronowa, a podpoziom 4s jest wypełniony (tab. 4), ponieważ ma niższą energię niż podpoziom 3d. Dla uproszczenia graficznych wzorów elektronicznych atomów pierwiastków czwartego okresu: 1) konwencjonalny graficzny wzór elektroniczny argonu oznaczmy następująco:
Ar;

2) nie będziemy przedstawiać podpoziomów, które nie są wypełnione tymi atomami.

Tabela 4. Budowa powłok elektronowych atomów pierwiastków czwartego okresu

K, Ca - pierwiastki s zaliczane do głównych podgrup. W atomach od Sc do Zn trzeci podpoziom jest wypełniony elektronami. To są elementy Zy. Zaliczane są do podgrup wtórnych, ich najbardziej zewnętrzna warstwa elektronowa jest wypełniona i zaliczane są do elementów przejściowych.

Zwróć uwagę na strukturę powłok elektronicznych atomów chromu i miedzi. Występuje w nich „awaria” jednego elektronu z 4. na 3. podpoziomu, co tłumaczy się większą stabilnością energetyczną powstałych konfiguracji elektronowych Zd 5 i Zd 10:

W atomie cynku trzecia warstwa elektronowa jest kompletna – wypełnione są w niej wszystkie podpoziomy 3s, 3p i 3d, łącznie 18 elektronów.

W pierwiastkach następujących po cynku czwarta warstwa elektronów, podpoziom 4p, jest nadal wypełniona: Pierwiastki od Ga do Kr są pierwiastkami p.

Atom kryptonu ma kompletną warstwę zewnętrzną (czwartą), która zawiera 8 elektronów. Ale w sumie w czwartej warstwie elektronów, jak wiadomo, mogą znajdować się 32 elektrony; atom kryptonu nadal ma niewypełnione podpoziomy 4d i 4f.

Dla elementów okresu piątego podpoziomy wypełnia się w następującej kolejności: 5s->4d ->5p. Istnieją również wyjątki związane z „awarią” elektronów w 41 Nb, 42 MO itp.

W okresie szóstym i siódmym pojawiają się elementy, czyli elementy, w których wypełniane są odpowiednio podpoziomy 4f i 5f trzeciej zewnętrznej warstwy elektronicznej.

Pierwiastki 4f nazywane są lantanowcami.

Pierwiastki 5f nazywane są aktynowcami.

Kolejność wypełniania podpoziomów elektronicznych w atomach pierwiastków szóstego okresu: pierwiastki 55 Сs i 56 Ва - 6s;

57 La... 6s 2 5d 1 - element 5d; 58 Ce - 71 Lu - elementy 4f; 72 Hf - 80 Hg - elementy 5d; 81 Tl- 86 Rn - elementy 6p. Ale i tutaj zdarzają się elementy, w których „naruszana jest kolejność wypełniania orbitali elektronowych”, co wiąże się np. z większą stabilnością energetyczną podpoziomów f wypełnionych w połowie i całkowicie, czyli nf 7 i nf 14 .

W zależności od tego, który podpoziom atomu jest ostatnio wypełniony elektronami, wszystkie elementy, jak już zrozumiałeś, są podzielone na cztery rodziny lub bloki elektronowe (ryc. 7).

1) s-Elementy; podpoziom b zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; pierwiastki s obejmują wodór, hel i pierwiastki głównych podgrup grup I i II;

2) elementy p; podpoziom p zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; elementy p obejmują elementy głównych podgrup grup III-VIII;

3) pierwiastki d; podpoziom d przedzewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; elementy d obejmują elementy podgrup wtórnych grup I-VIII, czyli elementy dekad wtykowych o dużych okresach znajdujących się pomiędzy elementami s i p. Nazywa się je również elementami przejściowymi;

4) elementy f, podpoziom f trzeciego zewnętrznego poziomu atomu jest wypełniony elektronami; obejmują one lantanowce i aktynowce.

1. Co by się stało, gdyby nie przestrzegano zasady Pauliego?

2. Co by się stało, gdyby nie przestrzegano reguły Hunda?

3. Sporządzać diagramy budowy elektronowej, wzory elektronowe i graficzne wzory elektroniczne atomów pierwiastków chemicznych: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.

4. Zapisz elektroniczny wzór pierwiastka nr 110, używając odpowiedniego symbolu gazu szlachetnego.

Treść lekcji notatki z lekcji ramka wspomagająca prezentację lekcji metody przyspieszania technologie interaktywne Ćwiczyć zadania i ćwiczenia autotest warsztaty, szkolenia, case'y, zadania prace domowe dyskusja pytania retoryczne pytania uczniów Ilustracje pliki audio, wideo i multimedia fotografie, obrazy, grafiki, tabele, diagramy, humor, anegdoty, dowcipy, komiksy, przypowieści, powiedzenia, krzyżówki, cytaty Dodatki streszczenia artykuły sztuczki dla ciekawskich szopki podręczniki podstawowy i dodatkowy słownik terminów inne Udoskonalanie podręczników i lekcjipoprawianie błędów w podręczniku aktualizacja fragmentu podręcznika, elementy innowacji na lekcji, wymiana przestarzałej wiedzy na nową Tylko dla nauczycieli doskonałe lekcje plan kalendarza na rok, zalecenia metodyczne, programy dyskusji Zintegrowane Lekcje