¿Cuántas posiciones en el espacio tiene el orbital s? Estructura atómica, orbitales atómicos.

Sistemas. En este caso, el orbital está determinado por el nivel de Schrödinger de un electrón con un hamiltoniano efectivo de un electrón; la energía orbital, por regla general, se correlaciona con (ver). Dependiendo del sistema para el que se determina el orbital, se distinguen orbitales atómicos, moleculares y cristalinos.

Los orbitales atómicos (AO) se caracterizan por tres números cuánticos: principal n, orbital / y magnético n. El valor l = 0, 1, 2,... especifica el cuadrado del momento orbital (angular) (constante de -Planck), el valor m = l,l - 1,..., +1, 0, - 1 ,..., - l + 1, - l-proyección del momento sobre un determinado eje z seleccionado; n numera las energías orbitales. Los estados con una / dada están numerados con números n = l + 1, l + 2,... En esférico. El sistema de coordenadas centrado en el núcleo del AO tiene la forma. , dónde y-ángulos polares, r-distancia desde el núcleo. R nl (r) llamado parte radial de la sociedad anónima (función radial), e Y lm (q, j)-esférica. armónico. Al girar el sistema de coordenadas, la esférica el armónico se reemplaza por una combinación lineal de armónicos con el mismo valor l; la parte radial del AO no cambia al girar, y la energía correspondiente a este AO es el nivel es (21 + 1) veces degenerado. Por lo general, el índice del exponencial orbital y Ppl, un polinomio de grado (n - l - 1). En notación abreviada, AO se describe con el símbolo nl m, y n se denota con los números 1, 2, 3,..., los valores l = 0, 1, 2, 3, 4,... corresponden a las letras s, p, d, f, g,...; m se indican en la parte inferior derecha, p.e. 2p+1, 3d-2.

Los AO que contienen estructuras esféricas no complejas son más convenientes. armónicos y sus combinaciones lineales que tienen . significados. Estas sociedades anónimas se denominan cúbico (teseral). Tienen la forma , donde (x, y, z) es un polinomio homogéneo (función angular) de grado l con respecto a Coordenadas cartesianas x, y, z centrados en el núcleo (la dirección de los ejes es arbitraria); AO se designa, por ejemplo, mediante símbolos.

Si el polinomio P nl (r) está determinado por la solución de la ecuación de Schrödinger para el núcleo en el campo de Coulomb, se llama AO. similar al hidrógeno. Naib. cúbico común similar al hidrógeno. Los AO se dan en la tabla.

ORBITALES SIMILARES AL HIDRÓGENO s. p, d, f-TIPOS

En química. Las aplicaciones suelen mostrar contornos AO, que pueden ser construido de manera diferente. Naib. llamado común superficies de fase, en las que se representan valores cúbicos. Armónicos (o esféricos): en ángulos polares dados, el módulo de la parte angular de la sociedad anónima igual a la distancia al origen. En la Fig. 1 muestra otras superficies más visuales, en las que los abs. los valores de determinadas sociedades anónimas han valor constante. Ambos métodos para representar AO son prácticamente iguales solo cerca del origen de coordenadas. En todos los casos, los signos + y - (o sombreado) indican qué signo tiene el AO en un área determinada. Como todas las funciones de onda, AO se puede multiplicar por -1, lo que provocará un cambiosigno de función, pero no son los signos AO en sí los que tienen sentido,y la alternancia de signos del sistema AO al describir el lunar. orbitales. Gráfico La imagen de AO no siempre tiene sentido. Por tanto, los cuadrados de los módulos son esféricos. los armónicos no dependen del ángulo, por lo que la imagen, por ejemplo, de AO 2p x y 2p y será completamente diferente a la imagen de AO 2p + y 2p -, aunque ambos AO son completamente equivalentes.

Orbitales moleculares(MO) se describen en el campo de todos los núcleos y en el campo medio del resto. Normalmente, los MO no tienen un analito simple. representaciones y se utilizan para ellas (ver). En los métodos dicen. orbitales, la función de onda multielectrónica se construye como un producto o determinante compuesto de orbitales de espín, es decir orbitales multiplicados por la función de giro o (ver).

donde 0 = 0,372, b = 0,602, es el orbital atómico 2p z C i (i = 1, 2, 3, 4). El orbital 1 tiene un plano nodal (xy), el orbital 2 tiene un plano complementario. plano nodal perpendicular a este plano y que pasa entre

Un orbital atómico que tiene simetría esférica (Fig. 3) generalmente se denota como s -orbital (s-AO), y los electrones que contiene son Cómos-electrones.

El radio del orbital s atómico aumenta al aumentar el número de niveles de energía; El 1s-AO está situado dentro del 2s-AO, este último está situado dentro del 3s-AO, etc. con un centro correspondiente al núcleo atómico. En general, la estructura de la capa electrónica de un átomo en el modelo orbital parece estar en capas. Cada nivel de energía que contiene electrones se considera geométricamente como capa electrónica.

Para una designación abreviada de un electrón que ocupa un orbital s atómico, se utiliza la designación del propio s-AO con un índice digital superior que indica el número de electrones. Por ejemplo, 1s es la designación del único electrón en un átomo de hidrógeno.

El número del nivel de energía corresponde número cuántico principal, y el tipo de orbital es número cuántico orbital.

2sLi=1s 2s ,Ser=1s 2s

1s H=1s , Él

Fórmula electrónica combinada con diagrama de energía la capa de electrones de un átomo (Fig.3) lo refleja Configuración electrónica.

Un orbital atómico que tiene simetría rotacional (axial) generalmente se denota como pag-orbital (pag -AO)(Fig. 3); los electrones en él son pag-electrones.

Cada orbital p atómico puede aceptar (con ocupación máxima) dos electrones, como cualquier otro AO. Estos electrones ocupan colectivamente ambas mitades. pag-orbitales. En cada nivel de energía atómica (excepto el primero) hay tres orbitales atómicos, que corresponden a una población máxima de seis electrones.

Los tres pag-Los AO del mismo nivel de energía se diferencian entre sí en su ubicación espacial; sus propios ejes, que pasan por ambas mitades del orbital y son perpendiculares a su plano nodal, forman un sistema de coordenadas cartesianas (notaciones propios ejes x, y, z). Por tanto, en cada nivel de energía hay un conjunto de tres orbitales p atómicos: p x -, p y - y p z -AO. Las letras x, y, z corresponden número cuántico magnético, que permite juzgar la influencia de un campo magnético externo en la capa electrónica de un átomo.

Los orbitales s atómicos existen en todos los niveles de energía, atómicos. pag-orbitales - en todos los niveles excepto el primero. En el tercer nivel de energía y siguientes a un s-AO y tres pag-AO une cinco orbitales atómicos, llamados d -orbitales(Fig.4), y en el cuarto nivel y siguientes, siete orbitales atómicos más, llamados F -orbitales.

2.3. Subniveles de energía

átomo multielectrónico. principios

construcción capa electrónica

Los cálculos de la mecánica cuántica muestran que en los átomos multielectrónicos la energía de los electrones del mismo nivel no es la misma; los electrones se llenan orbitales atómicos diferentes tipos y tienen diferentes energías.

El nivel de energía se caracteriza número cuántico principalnorte. Para todos los elementos conocidos, los valores de n varían de 1 a 7. Los electrones en un átomo multielectrónico ubicado en mayormente (sin entusiasmo) estado, ocupan niveles de energía del primero al séptimo.

El subnivel de energía se caracteriza. número cuántico orbitalyo. Para cada nivel (n = const) el número cuántico yo acepta todos los valores enteros de 0 a (n-1), por ejemplo, con valores n=3 yo serán 0, 1 y 2. El número cuántico orbital determina forma geometrica(simetría) de orbitales s-, pag-, d-, F-subnivel. Es obvio que en todos los casos n> yo; en n=3 valor máximo yo es igual a 2.

Los subniveles existentes para los primeros cuatro niveles de energía, el número de orbitales atómicos y electrones que contienen se dan en la Tabla 1.

El patrón de llenado de las capas electrónicas de los átomos está determinado por el principio de exclusión establecido en 1925 por el físico suizo Pauli.

principio de pauli: Un átomo no puede tener dos electrones en estados idénticos.

La diferencia entre electrones que ocupan diferentes orbitales atómicos del mismo subnivel ( norte, yo = constante), excepto el subnivel s, se caracteriza número cuántico magnéticometro. Este número se llama magnético porque caracteriza el comportamiento de los electrones en un campo magnético externo. si el valor yo determina la forma geométrica de los orbitales atómicos del subnivel, luego el valor del número cuántico metro establece la disposición espacial relativa de estos orbitales.

tabla 1

Niveles, subniveles y orbitales de energía.

átomo multielectrónico

Número cuántico magnético metro yo dentro de este subnivel ( norte, yo = constante) acepta todos los valores enteros desde + yo antes - yo, incluyendo cero. Para el subnivel s ( norte = constante, yo = 0 ) sólo es posible un valor metro yo = 0, lo que significa que el subnivel s de cualquier nivel de energía (del primero al séptimo) contiene un s-AO.

Para el subnivel p ( norte> 1, yo = 1) metro yo puede tomar tres valores +1, 0, -1, por lo tanto, el subnivel p de cualquier nivel de energía (del segundo al séptimo) contiene tres p-AO.

Para subnivel d ( norte> 2, yo = 2) metro yo tiene cinco valores +2, +1, 0, -1, -2 y, como consecuencia, d- El subnivel de cualquier nivel de energía (del tercero al séptimo) contiene necesariamente cinco d- JSC.

Asimismo, para cada F- subnivel ( norte> 3, yo = 3) metro tiene siete valores +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 y por tanto cualquier F- el subnivel contiene siete F- JSC.

De este modo, Cada orbital atómico está determinado únicamente por tres números cuánticos: el principalnorte , orbital yo y magnético metro yo .

En norte = constante todos los valores relacionados con un nivel de energía determinado están estrictamente definidos yo, y cuando yo = constante – todos los valores relacionados con un subnivel de energía determinado metro yo .

Debido a que cada orbital se puede llenar con un máximo de dos electrones, el número de electrones que se pueden acomodar en cada nivel y subnivel de energía se duplica. mas numero orbitales por este nivel o subnivel. Dado que los electrones ubicados en el mismo orbital atómico tienen los mismos valores números cuánticos norte, yo Y metro yo, entonces para dos electrones en un orbital se usa el cuarto, número cuántico de espíns, que está determinado por el espín del electrón.

Según el principio de Pauli se puede afirmar que cada electrón en un átomo es único caracterizado por su conjunto de cuatro números cuánticos - el principalnorte , orbitalyo , magnéticometro y girars.

La población de niveles, subniveles y orbitales atómicos de energía por electrones está sujeta a la siguiente regla (principio de energía mínima): en un estado no excitado, todos los electrones tienen la energía más baja.

Esto significa que cada uno de los electrones que llenan la capa de un átomo ocupa un orbital tal que el átomo en su conjunto tiene una energía mínima. El aumento cuántico constante de la energía de los subniveles se produce en el siguiente orden:

1s – 2s – 2pag – 3s – 3pag – 4s – 3d – 4pag – 5s - …..

El llenado de orbitales atómicos dentro de un subnivel de energía se produce de acuerdo con la regla formulada por el físico alemán F. Hund (1927).

la regla de hund: los orbitales atómicos que pertenecen al mismo subnivel se llenan cada uno primero con un electrón y luego con un segundo electrón.

La regla de Hund también se llama principio de máxima multiplicidad, es decir la dirección paralela máxima posible de los espines de los electrones de un subnivel de energía.

Un átomo libre no puede tener más de ocho electrones en su nivel de energía más alto.

Los electrones ubicados en el nivel de energía más alto de un átomo (en la capa electrónica externa) se llaman externo; El número de electrones externos en un átomo de cualquier elemento nunca supera los ocho. Para muchos elementos, es el número de electrones externos (con subniveles internos llenos) lo que determina en gran medida sus propiedades químicas. Para otros electrones cuyos átomos tienen un subnivel interno vacío, por ejemplo 3 d- subnivel de átomos de elementos como Sc, Ti, Cr, Mn, etc., Propiedades químicas Depende del número de electrones internos y externos. Todos estos electrones se llaman valencia; en fórmulas electrónicas abreviadas de átomos se escriben después del símbolo del esqueleto atómico, es decir, después de la expresión en corchetes.

Configuración electrónica de un átomo es una representación numérica de sus orbitales electrónicos. Los orbitales de electrones son regiones. varias formas ubicado alrededor núcleo atómico, en el que la presencia de un electrón es matemáticamente probable. La configuración electrónica ayuda a decirle al lector rápida y fácilmente cuántos orbitales de electrones tiene un átomo, así como a determinar la cantidad de electrones en cada orbital. Después de leer este artículo, dominará el método de elaboración de configuraciones electrónicas.

Pasos

Distribución de electrones según el sistema periódico de D. I. Mendeleev.

Encontrar número atómico tu átomo. Cada átomo tiene Cierto número electrones asociados a él. Encuentra el símbolo de tu átomo en la tabla periódica. El número atómico es un entero. numero positivo, comenzando desde 1 (para hidrógeno) y aumentando en uno para cada átomo posterior. El número atómico es el número de protones de un átomo y, por tanto, también es el número de electrones de un átomo con carga cero.

Determinar la carga de un átomo. Los átomos neutros tendrán la misma cantidad de electrones que se muestra en la tabla periódica. Sin embargo, los átomos cargados tendrán más o número más pequeño electrones, dependiendo de la magnitud de su carga. Si está trabajando con un átomo cargado, sume o reste electrones de la siguiente manera: agregue un electrón por cada carga negativa y restar uno por cada positivo.

• Por ejemplo, un átomo de sodio con carga -1 tendrá un electrón extra. además a su número atómico base 11. En otras palabras, el átomo tendrá un total de 12 electrones.
• Si estamos hablando acerca de sobre un átomo de sodio con carga +1, de la base número atómico 11 necesitas quitarle un electrón. Por tanto, el átomo tendrá 10 electrones.

1. Recuerda la lista básica de orbitales. A medida que aumenta el número de electrones en un átomo, llenan los distintos subniveles de la capa electrónica del átomo según una secuencia específica. Cada subnivel de la capa de electrones, cuando está lleno, contiene número par electrones. Están disponibles los siguientes subniveles:

   entender la grabación Configuración electrónica. Las configuraciones electrónicas están escritas para mostrar claramente la cantidad de electrones en cada orbital. Los orbitales se escriben secuencialmente, con el número de átomos en cada orbital escrito como un superíndice a la derecha del nombre del orbital. La configuración electrónica completa toma la forma de una secuencia de designaciones de subniveles y superíndices.

   • Aquí, por ejemplo, se muestra la configuración electrónica más sencilla: 1s 2 2s 2 2p 6 . Esta configuración muestra que hay dos electrones en el subnivel 1s, dos electrones en el subnivel 2s y seis electrones en el subnivel 2p. 2 + 2 + 6 = 10 electrones en total. Ésta es la configuración electrónica de un átomo de neón neutro (el número atómico del neón es 10).

2. Recuerda el orden de los orbitales. Tenga en cuenta que los orbitales de los electrones están numerados en orden creciente de número de capas de electrones, pero ordenados en orden creciente de energía. Por ejemplo, un orbital 4s 2 lleno tiene menor energía (o menos movilidad) que un orbital 3d 10 lleno o parcialmente lleno, por lo que el orbital 4s se escribe primero. Una vez que conozca el orden de los orbitales, podrá llenarlos fácilmente según la cantidad de electrones del átomo. El orden de llenado de los orbitales es el siguiente: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • La configuración electrónica de un átomo en el que todos los orbitales están llenos será la siguiente: 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 7p 6
   • Tenga en cuenta que la entrada anterior, cuando todos los orbitales están llenos, es la configuración electrónica del elemento Uuo (ununoccio) 118, el átomo con el número más alto en la tabla periódica. Por lo tanto, esta configuración electrónica contiene todos los subniveles electrónicos actualmente conocidos de un átomo con carga neutra.

3. Llena los orbitales según la cantidad de electrones en tu átomo. Por ejemplo, si queremos escribir la configuración electrónica de un átomo de calcio neutro, debemos empezar por buscar su número atómico en la tabla periódica. Su número atómico es 20, por lo que escribiremos la configuración de un átomo con 20 electrones según el orden anterior.

   • Llena los orbitales según el orden anterior hasta llegar al vigésimo electrón. El primer orbital 1s tendrá dos electrones, el orbital 2s también tendrá dos, el 2p tendrá seis, el 3s tendrá dos, el 3p tendrá 6 y el 4s tendrá 2 (2+2+6+2+ 6 + 2 = 20 .) En otras palabras, la configuración electrónica del calcio tiene la forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Tenga en cuenta que los orbitales están ordenados en orden creciente de energía. Por ejemplo, cuando esté listo para pasar al cuarto nivel de energía, primero escriba el orbital 4s y entonces 3d. Después del cuarto nivel de energía, se pasa al quinto, donde se repite el mismo orden. Esto sucede sólo después del tercer nivel de energía.

4. Utilice la tabla periódica como señal visual. Probablemente ya hayas notado que la forma de la tabla periódica corresponde al orden de los subniveles electrónicos en las configuraciones electrónicas. Por ejemplo, los átomos en la segunda columna desde la izquierda siempre terminan en "s 2", y los átomos en el borde derecho de la delgada sección central siempre terminan en "d 10", etc. Utilice la tabla periódica como guía visual para escribir configuraciones: cómo el orden en el que agrega los orbitales corresponde a su posición en la tabla. Vea abajo:

   • Específicamente, las dos columnas más a la izquierda contienen átomos cuyas configuraciones electrónicas terminan en orbitales s, el bloque derecho de la tabla contiene átomos cuyas configuraciones terminan en orbitales p y la mitad inferior contiene átomos que terminan en orbitales f.
   • Por ejemplo, cuando escribas la configuración electrónica del cloro, piensa así: "Este átomo está ubicado en la tercera fila (o "período") de la tabla periódica. También está ubicado en el quinto grupo del bloque orbital p de la tabla periódica por tanto, su configuración electrónica terminará en...3p 5.
   • Tenga en cuenta que los elementos en la región orbital d y f de la tabla se caracterizan por niveles de energía que no corresponden al período en el que se encuentran. Por ejemplo, la primera fila de un bloque de elementos con orbitales d corresponde a orbitales 3d, aunque esté situada en el 4º período, y la primera fila de elementos con orbitales f corresponde a un orbital 4f, a pesar de estar en el 6º período. período.

5. Aprenda abreviaturas para escribir configuraciones electrónicas largas. Los átomos en el borde derecho de la tabla periódica se llaman Gases nobles. Estos elementos son químicamente muy estables. Para acortar el proceso de escribir configuraciones electrónicas largas, simplemente escriba entre corchetes el símbolo químico del gas noble más cercano con menos electrones que su átomo y luego continúe escribiendo la configuración electrónica de los niveles orbitales posteriores. Vea abajo:

   • Para comprender este concepto, será útil escribir una configuración de ejemplo. Escribamos la configuración del zinc (número atómico 30) usando la abreviatura que incluye al gas noble. La configuración completa del zinc se ve así: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Sin embargo, vemos que 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 es la configuración electrónica del argón, un gas noble. Simplemente reemplace parte de la configuración electrónica del zinc con el símbolo químico del argón entre corchetes (.)
   • Entonces, la configuración electrónica del zinc, escrita en forma abreviada, tiene la forma: 4s 2 3d 10 .
   • Tenga en cuenta que si está escribiendo la configuración electrónica de un gas noble, digamos argón, ¡no podrá escribirla! Se debe utilizar la abreviatura del gas noble que precede a este elemento; para argón será neón ().

   Usando la tabla periódica ADOMAH

   1. Domina la tabla periódica ADOMAH. Este método registrar la configuración electrónica no requiere memorización, pero requiere una tabla periódica modificada, ya que en la tabla periódica tradicional, a partir del cuarto período, el número del período no corresponde a la capa de electrones. Encuentra la tabla periódica ADOMAH - tipo especial tabla periódica, desarrollada por el científico Valery Zimmerman. Es fácil de encontrar con una breve búsqueda en Internet.

      • EN tabla periódica Las filas horizontales de ADOMAH representan grupos de elementos como halógenos, gases inertes, Metales alcalinos, metales alcalinotérreos etc. Las columnas verticales corresponden a niveles electrónicos y las llamadas "cascadas" (líneas diagonales que conectan bloques s,p,d y f) corresponden a períodos.
      • El helio se mueve hacia el hidrógeno porque ambos elementos se caracterizan por un orbital 1s. Los bloques de períodos (s,p,d y f) se muestran con lado derecho, y los números de nivel se dan en la base. Los elementos se representan en cuadros numerados del 1 al 120. Estos números son números atómicos ordinarios que representan total electrones en un átomo neutro.

   2. Encuentra tu átomo en la tabla ADOMAH. Para escribir la configuración electrónica de un elemento, busque su símbolo en la tabla periódica ADOMAH y tache todos los elementos con un número atómico mayor. Por ejemplo, si necesitas escribir la configuración electrónica del erbio (68), tacha todos los elementos del 69 al 120.

      • Tenga en cuenta los números del 1 al 8 en la parte inferior de la tabla. Estos son números de niveles electrónicos o números de columnas. Ignore las columnas que solo contengan elementos tachados. Para el erbio, quedan las columnas numeradas 1,2,3,4,5 y 6.

   3. Cuente los subniveles orbitales hasta su elemento. Al observar los símbolos de bloque que se muestran a la derecha de la tabla (s, p, d y f) y los números de columna que se muestran en la base, ignore las líneas diagonales entre los bloques y divida las columnas en bloques de columnas, enumerándolas en orden. de abajo a arriba. Nuevamente, ignora los bloques que tengan todos los elementos tachados. Escriba bloques de columnas a partir del número de columna seguido del símbolo del bloque, así: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (para erbio).

      • Tenga en cuenta: la configuración electrónica anterior de Er está escrita en orden ascendente de número de subnivel electrónico. También se puede escribir en orden de llenado de los orbitales. Para hacer esto, siga las cascadas de abajo hacia arriba, en lugar de las columnas, cuando escriba bloques de columnas: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12.

   4. Cuente los electrones para cada subnivel de electrones. Cuente los elementos en cada bloque de columnas que no han sido tachados, adjuntando un electrón de cada elemento, y escriba su número al lado del símbolo del bloque para cada bloque de columnas, así: 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 . En nuestro ejemplo, esta es la configuración electrónica del erbio.

   5. Tenga cuidado con las configuraciones electrónicas incorrectas. Hay dieciocho excepciones típicas que se relacionan con las configuraciones electrónicas de los átomos en el estado de menor energía, también llamado estado fundamental. estado de energía. ellos no obedecen regla general sólo en las dos o tres últimas posiciones ocupadas por los electrones. En este caso, la configuración electrónica real supone que los electrones se encuentran en un estado con menor energía en comparación con la configuración estándar del átomo. Los átomos de excepción incluyen:

      • cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nótese bien(..., 4d4, 5s1); Mes(..., 4d5, 5s1); ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); PD(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Dios(..., 4f7, 5d1, 6s2); au(..., 5d10, 6s1); C.A(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pensilvania(..., 5f2, 6d1, 7s2); Ud.(..., 5f3, 6d1, 7s2); Notario público(..., 5f4, 6d1, 7s2) y Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
      • Para encontrar el número atómico de un átomo cuando está escrito en forma de configuración electrónica, simplemente suma todos los números que siguen a las letras (s, p, d y f). Esto solo funciona para átomos neutros; si se trata de un ion, no funcionará: tendrás que sumar o restar la cantidad de electrones adicionales o perdidos.
      • El número que sigue a la letra es un superíndice, no te equivoques en la prueba.
      • No existe una estabilidad de subnivel "medio lleno". Esta es una simplificación. Cualquier estabilidad que se atribuya a subniveles "medio llenos" se produce porque cada orbital está ocupado por un electrón, por lo que se minimiza la repulsión entre electrones.
      • Cada átomo tiende a un estado estable y las configuraciones más estables tienen los subniveles s y p llenos (s2 y p6). Los gases nobles tienen esta configuración, por lo que rara vez reaccionan y se ubican a la derecha de la tabla periódica. Por lo tanto, si una configuración termina en 3p 4, entonces necesita dos electrones para alcanzar un estado estable (perder seis, incluidos los electrones del subnivel s, requiere más energía, por lo que perder cuatro es más fácil). Y si la configuración termina en 4d 3, entonces para alcanzar un estado estable necesita perder tres electrones. Además, los subniveles medio llenos (s1, p3, d5...) son más estables que, por ejemplo, p4 o p2; sin embargo, s2 y p6 serán aún más estables.
      • Cuando se trata de un ion, esto significa que el número de protones no es igual al número de electrones. La carga del átomo en este caso se representará en la parte superior derecha (generalmente) del símbolo químico. Por lo tanto, un átomo de antimonio con carga +2 tiene la configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Tenga en cuenta que 5p 3 ha cambiado a 5p 1. Tenga cuidado cuando la configuración del átomo neutro termine en subniveles distintos de sy p. Cuando quitas electrones, solo puedes tomarlos de los orbitales de valencia (orbitales s y p). Por tanto, si la configuración termina en 4s 2 3d 7 y el átomo recibe una carga de +2, entonces la configuración terminará en 4s 0 3d 7. Tenga en cuenta que 3d 7 No En cambio, se pierden electrones del orbital s.
      • Hay condiciones en las que un electrón se ve obligado a "pasar a un nivel de energía superior". Cuando a un subnivel le falta un electrón para estar medio o lleno, tome un electrón del subnivel s o p más cercano y muévalo al subnivel que necesita el electrón.
      • Hay dos opciones para registrar la configuración electrónica. Se pueden escribir en orden ascendente de números de niveles de energía o en el orden de llenado de orbitales de electrones, como se mostró arriba para el erbio.
      • También puedes escribir la configuración electrónica de un elemento escribiendo solo la configuración de valencia, que representa el último subnivel s y p. Por tanto, la configuración de valencia del antimonio será 5s 2 5p 3.
      • Los iones no son lo mismo. Con ellos es mucho más difícil. Salta dos niveles y sigue el mismo patrón dependiendo de dónde empezaste y de qué tan grande sea la cantidad de electrones.

Una colección de orbitales de electrones con energías similares forma una capa (es decir, una capa o nivel de energía). Los niveles de energía están numerados a partir del núcleo del átomo: 1, 2, 3,... . Cuanto más lejos del núcleo, más espaciosas son las capas y más orbitales y electrones pueden acomodar. Si ennorte-ésimo nivel norte 2 orbitales, y pueden acomodar hasta 2norte 2 electrones. En los elementos conocidos, los electrones se encuentran sólo en los primeros siete niveles y sólo los primeros cuatro de ellos están llenos.

Hay cuatro tipos de orbitales, se denominans , pag , d Y F . En cada nivel (capa) hay unos -orbital que contiene los electrones más estrechamente unidos al núcleo. Seguido por trespag-orbitales, cinco d -orbitales y, finalmente, sieteF-orbitales.

s - Los orbitales tienen forma esférica.pag – la forma de una mancuerna o dos esferas que se tocan,d-los orbitales tienen 4 “pétalos”, y F -orbitales 8. En sección transversal, estos orbitales se ven aproximadamente como se muestra en la figura.

Tres R-los orbitales están orientados en el espacio a lo largo de los ejes sistema rectangular coordenadas y se designan en consecuenciapag X, p y Y p z; d- Y F -los orbitales también están ubicados en ciertos ángulos entre sí; esféricos -los orbitales no tienen orientación espacial.

Cada elemento subsiguiente en un período tiene un número atómico uno mayor que el elemento anterior y contiene un electrón más. Este electrón extra ocupa el siguiente orbital en orden ascendente. Hay que tener en cuenta que las capas electrónicas son difusas y la energía de algunos orbitales de las capas exteriores es menor que la de las interiores. Por eso, por ejemplo, primero se llenas -orbital de cuarto nivel (4s -orbital), y sólo después de que se complete el llenado de 3d -orbitales. El orden de llenado de los orbitales suele ser el siguiente: 1s , 2 s , 2 pag , 3 s , 3 pag , 4 s , 3 d , 4 pag , 5 s , 4 d , 5 pag , 6 s , 4 F , 5 d , 6 pag , 7 s . En la notación utilizada para representar la configuración electrónica de un elemento, el superíndice de la letra que representa el orbital indica el número de electrones en ese orbital. Por ejemplo, registrar 1 s 2 2 s 2 2 pag 5 significa que por 1s -el orbital de un átomo contiene dos electrones, 2s -orbitales dos, en 2R cinco electrones. Átomos neutros que tienen 8 electrones en su capa electrónica externa (es decir, están llenoss- Y R -orbitales) son tan estables que prácticamente no entran en ningún reacciones químicas. Estos son los átomos de los gases inertes. Configuración electrónica del helio. 1 s 2, neón 2 s 2 2 pag 6, argón 3 s 2 3 pag 6, criptón 4 s 2 3 d 10 4 pag 6, xenón 5 s 2 4 d 10 5 pag 6 y finalmente radón 6 s 2 4 F 14 5 d 10 6 pag 6 .

Composición del átomo.

Un átomo está formado por núcleo atómico Y capa electrónica.

El núcleo de un átomo está formado por protones ( p+) y neutrones ( norte 0). La mayoría de los átomos de hidrógeno tienen un núcleo formado por un protón.

Número de protones norte(p+) es igual a la carga nuclear ( z) y el número de serie del elemento en la serie natural de elementos (y en tabla periódica elementos).

norte(pag +) = z

Suma de neutrones norte(norte 0), denotado simplemente por la letra norte y número de protones z llamado número de masa y se designa con la letra A.

A = z + norte

La capa electrónica de un átomo está formada por electrones que se mueven alrededor del núcleo ( mi -).

Número de electrones norte(mi-) en la capa electrónica de un átomo neutro es igual al número de protones z en su centro.

La masa de un protón es aproximadamente igual a la masa de un neutrón y 1840 veces mas masa electrón, por lo que la masa del átomo es prácticamente igual a la masa del núcleo.

La forma del átomo es esférica. Radio central aproximadamente 100.000 veces menor que el radioátomo.

Elemento químico- tipo de átomos (colección de átomos) con carga igual núcleos (con el mismo número de protones en el núcleo).

Isótopo- una colección de átomos del mismo elemento con el mismo número de neutrones en el núcleo (o un tipo de átomo con el mismo número de protones y el mismo número de neutrones en el núcleo).

Los diferentes isótopos se diferencian entre sí por el número de neutrones en los núcleos de sus átomos.

Designación átomo individual o isótopo: (E es el símbolo del elemento), por ejemplo: .

Estructura de la capa electrónica de un átomo.

orbital atómico- estado de un electrón en un átomo. El símbolo del orbital es . Cada orbital tiene una nube de electrones correspondiente.

Los orbitales de los átomos reales en el estado fundamental (no excitado) son de cuatro tipos: s, pag, d Y F.

nube electrónica- la parte del espacio en la que se puede encontrar un electrón con una probabilidad del 90 (o más) por ciento.

Nota: en ocasiones no se distinguen los conceptos de “orbital atómico” y “nube de electrones”, llamándose a ambos “orbital atómico”.

La capa de electrones de un átomo está en capas. capa electrónica formado por nubes de electrones mismo tamaño. Los orbitales de una capa se forman. nivel electrónico ("energía"), sus energías son las mismas para el átomo de hidrógeno, pero diferentes para otros átomos.

Los orbitales del mismo tipo se agrupan en electrónica (energía) subniveles:
s-subnivel (consta de uno s-orbitales), símbolo - .
pag-subnivel (consta de tres pag
d-subnivel (consta de cinco d-orbitales), símbolo - .
F-subnivel (consta de siete F-orbitales), símbolo - .

Las energías de los orbitales del mismo subnivel son las mismas.

Al designar subniveles, al símbolo del subnivel se le suma el número de la capa (nivel electrónico), por ejemplo: 2 s, 3pag, 5d medio s-subnivel del segundo nivel, pag- subnivel del tercer nivel, d-subnivel del quinto nivel.

El número total de subniveles en un nivel es igual al número de nivel norte. El número total de orbitales en un nivel es igual a norte 2. Respectivamente, numero total las nubes en una capa también son iguales norte 2 .

Designaciones: - orbital libre (sin electrones), - orbital con un electrón desapareado, - orbital con par electrónico(con dos electrones).

El orden en que los electrones llenan los orbitales de un átomo está determinado por tres leyes de la naturaleza (las formulaciones se dan en términos simplificados):

1. El principio de mínima energía: los electrones llenan los orbitales en orden creciente de energía de los orbitales.

2. El principio de Pauli: no puede haber más de dos electrones en un orbital.

3. Regla de Hund: dentro de un subnivel, los electrones primero llenan los orbitales vacíos (uno a la vez) y solo después forman pares de electrones.

El número total de electrones en el nivel electrónico (o capa de electrones) es 2 norte 2 .

La distribución de subniveles por energía se expresa de la siguiente manera (en orden creciente de energía):

1s, 2s, 2pag, 3s, 3pag, 4s, 3d, 4pag, 5s, 4d, 5pag, 6s, 4F, 5d, 6pag, 7s, 5F, 6d, 7pag ...

Esta secuencia se expresa claramente mediante un diagrama de energía:

La distribución de los electrones de un átomo en niveles, subniveles y orbitales (configuración electrónica de un átomo) se puede representar en forma de fórmula electrónica, diagrama de energía o, simplificado, en forma de diagrama. capas electronicas("circuito electrónico").

Ejemplos de la estructura electrónica de los átomos:

electrones de valencia- electrones del átomo que pueden participar en la formación enlaces químicos. Para cualquier átomo esto lo es todo. electrones externos más aquellos electrones preexternos cuya energía es mayor que la de los externos. Por ejemplo: el átomo de Ca tiene 4 electrones externos. s 2, también son valencia; El átomo de Fe tiene 4 electrones externos. s 2 pero tiene 3 d 6, por lo tanto el átomo de hierro tiene 8 electrones de valencia. Valencia fórmula electrónicaátomos de calcio - 4 s 2, y átomos de hierro - 4 s 2 3d 6 .

Tabla periódica elementos químicos D. I. Mendeleev
(sistema natural de elementos químicos)

Ley periódica elementos químicos (formulación moderna): las propiedades de los elementos químicos, así como de las sustancias simples y complejas formadas por ellos, dependen periódicamente del valor de la carga de los núcleos atómicos.

Tabla periódica- expresión gráfica de la ley periódica.

Serie natural de elementos químicos.- una serie de elementos químicos ordenados según el número creciente de protones en los núcleos de sus átomos, o, lo que es lo mismo, según las cargas crecientes de los núcleos de estos átomos. El número de serie del elemento en esta fila. igual al numero protones en el núcleo de cualquier átomo de ese elemento.

La tabla de elementos químicos se construye "cortando" la serie natural de elementos químicos en periodos(filas horizontales de la tabla) y agrupaciones (columnas verticales de la tabla) de elementos con similares estructura electronicaátomos.

Dependiendo de la forma en que se agrupan los elementos, la tabla puede ser período largo(los elementos con el mismo número y tipo de electrones de valencia se recogen en grupos) y período corto(Los elementos con el mismo número de electrones de valencia se recogen en grupos).

Los grupos de la tabla de período corto se dividen en subgrupos ( principal Y lado), coincidiendo con los grupos de la tabla de largo período.

Todos los átomos de los elementos tienen el mismo periodo. mismo número capas electrónicas, igual al número del período.

Número de elementos en períodos: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. La mayoría de los elementos del octavo período fueron obtenidos artificialmente los últimos elementos de este período aún no han sido sintetizados; Todos los períodos excepto el primero comienzan con un elemento que forma metal alcalino(Li, Na, K, etc.) y terminan con un elemento formador de gas noble (He, Ne, Ar, Kr, etc.).

En la tabla de corto período hay ocho grupos, cada uno de los cuales está dividido en dos subgrupos (principal y secundario), en la tabla de largo período hay dieciséis grupos, los cuales están numerados en números romanos con las letras A o B, por ejemplo: IA, IIIB, VIA, VIIB. El grupo IA del cuadro de largo plazo corresponde al subgrupo principal del primer grupo del cuadro de corto plazo; grupo VIIB - subgrupo lateral séptimo grupo: el resto - lo mismo.

Las características de los elementos químicos cambian naturalmente en grupos y períodos.

En períodos (con número de serie creciente)

• aumenta la carga nuclear
• el número de electrones externos aumenta,
• el radio de los átomos disminuye,
• la fuerza del enlace entre los electrones y el núcleo aumenta (energía de ionización),
• aumenta la electronegatividad
• se están intensificando propiedades oxidantes sustancias simples("no metalicidad"),
• debilitar propiedades restauradoras sustancias simples ("metalicidad"),
• debilita carácter básico hidróxidos y óxidos correspondientes,
• aumenta el carácter ácido de los hidróxidos y los óxidos correspondientes.

En grupos (con número de serie creciente)

• aumenta la carga nuclear
• el radio de los átomos aumenta (solo en los grupos A),
• la fuerza del enlace entre los electrones y el núcleo disminuye (energía de ionización; solo en los grupos A),
• la electronegatividad disminuye (solo en los grupos A),
• las propiedades oxidantes de las sustancias simples se debilitan ("no metalicidad"; solo en los grupos A),
• se mejoran las propiedades reductoras de sustancias simples ("metalicidad"; sólo en los grupos A),
• aumenta el carácter básico de los hidróxidos y los óxidos correspondientes (sólo en los grupos A),
• debilita el carácter ácido de los hidróxidos y los óxidos correspondientes (sólo en los grupos A),
• la estabilidad disminuye compuestos de hidrógeno(su actividad reconstituyente aumenta; sólo en los grupos A).

Tareas y pruebas sobre el tema "Tema 9. "Estructura del átomo. Ley periódica y sistema periódico de elementos químicos por D. I. Mendeleev (PSHE) "."

• Ley periódica - Ley periódica y estructura de los átomos de grados 8 a 9.
  Debes saber: las leyes de llenado de orbitales con electrones (el principio de mínima energía, el principio de Pauli, la regla de Hund), la estructura de la tabla periódica de elementos.

  Debe poder: determinar la composición de un átomo por la posición del elemento en la tabla periódica y, a la inversa, encontrar un elemento en el sistema periódico, conociendo su composición; representar el diagrama estructural, la configuración electrónica de un átomo, ion y, a la inversa, determinar la posición de un elemento químico en el PSCE a partir del diagrama y la configuración electrónica; caracterizar el elemento y las sustancias que forma según su posición en el PSCE; determinar los cambios en el radio de los átomos, las propiedades de los elementos químicos y las sustancias que forman dentro de un período y un subgrupo principal sistema periódico.

  Ejemplo 1. Determine el número de orbitales en el tercer nivel de electrones. ¿Cuáles son estos orbitales?
  Para determinar el número de orbitales utilizamos la fórmula norte orbitales = norte 2 donde norte- número de nivel. norte orbitales = 3 2 = 9. Uno 3 s-, tres 3 pag- y cinco 3 d-orbitales.

  Ejemplo 2. Determinar qué átomo de elemento tiene fórmula electrónica 1 s 2 2s 2 2pag 6 3s 2 3pag 1 .
  Para determinar qué elemento es, es necesario averiguar qué es. número de serie, que es igual al número total de electrones de un átomo. EN en este caso: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Esto es aluminio.

  Después de asegurarse de haber aprendido todo lo que necesita, proceda a completar las tareas. Le deseamos éxito.

  
  Lectura recomendada:
  • O. S. Gabrielyan y otros Química 11º grado. M., Avutarda, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Química 11º grado. M., Educación, 2001.