Konfigurimi elektronik i një elementi është një regjistrim i shpërndarjes së elektroneve në atomet e tij nëpër predha, nënpredha dhe orbitale. Konfigurimi elektronik zakonisht shkruhet për atomet në gjendjen e tyre bazë. Konfigurimi elektronik i një atomi në të cilin një ose më shumë elektrone janë në gjendje të ngacmuar quhet konfigurim i ngacmuar. Për të përcaktuar konfigurimin elektronik specifik të një elementi në gjendjen bazë, ekzistojnë tre rregullat e mëposhtme: Rregulli 1: parimi i mbushjes. Sipas parimit të mbushjes, elektronet në gjendjen bazë të një atomi mbushin orbitalet në një sekuencë të rritjes së niveleve të energjisë orbitale. Orbitalet me energji më të ulët mbushen gjithmonë së pari.

Hidrogjen; numri atomik = 1; numri i elektroneve = 1

Ky elektron i vetëm në atomin e hidrogjenit duhet të zërë orbitalën s të shtresës K, pasi ka energjinë më të ulët nga të gjitha orbitalet e mundshme (shih Fig. 1.21). Elektroni në këtë orbitale quhet elektron ls. Hidrogjeni në gjendjen e tij bazë ka një konfigurim elektronik Is1.

Rregulli 2: Parimi i përjashtimit të Paulit. Sipas këtij parimi, çdo orbital mund të përmbajë jo më shumë se dy elektrone, dhe pastaj vetëm nëse ato kanë rrotullime të kundërta (numra spinash të pabarabartë).

Litium; numri atomik = 3; numri i elektroneve = 3

Orbitalja me energji më të ulët është orbitalja 1s. Mund të pranojë vetëm dy elektrone. Këto elektrone duhet të kenë rrotullime të pabarabarta. Nëse shënojmë spin +1/2 me një shigjetë që drejton lart, dhe rrotullimin -1/2 me një shigjetë të drejtuar poshtë, atëherë dy elektrone me rrotullime të kundërta (antiparalele) në të njëjtën orbitale mund të paraqiten skematikisht me shënimin (Fig. 1.27 )

Dy elektrone me rrotullime identike (paralele) nuk mund të ekzistojnë në një orbitale:

Elektroni i tretë në atomin e litiumit duhet të zërë orbitalën më pas në energji në orbitalën më të ulët, d.m.th. 2b-orbitale. Kështu, litiumi ka një konfigurim elektronik të Is22s1.

Rregulli 3: Rregulli i Hundit. Sipas këtij rregulli, mbushja e orbitaleve të një nëndetëse fillon me elektrone të vetme me rrotullime paralele (shenjë të barabartë) dhe vetëm pasi elektronet e vetme të zënë të gjitha orbitalet, mund të ndodhë mbushja përfundimtare e orbitaleve me çifte elektronesh me rrotullime të kundërta.

Azoti; numri atomik = 7; numri i elektroneve = 7 Azoti ka një konfigurim elektronik prej ls22s22p3. Tre elektronet e vendosura në nënshtresën 2p duhet të vendosen veçmas në secilën prej tre orbitaleve 2p. Në këtë rast, të tre elektronet duhet të kenë rrotullime paralele (Fig. 1.22).

Në tabelë Figura 1.6 tregon konfigurimin elektronik të elementeve me numra atomik nga 1 në 20.

Tabela 1.6. Konfigurimet elektronike të gjendjes tokësore për elementët me numër atomik 1 deri në 20

Një atom karboni i pangacmuar mund të formojë dy lidhje kovalente për shkak të çiftëzimit të elektroneve dhe një përmes mekanizmit dhurues-pranues. Një shembull i një përbërje të tillë është monoksidi i karbonit (II), i cili ka formulën CO dhe quhet monoksid karboni. Struktura e tij do të diskutohet më në detaje në seksionin 2.1.2. Një atom karboni i ngacmuar është unik: të gjitha orbitalet e shtresës së jashtme kuantike të tij janë të mbushura me elektrone të paçiftëzuara, d.m.th. Ka të njëjtin numër orbitalesh valence dhe elektronesh valente. Partneri i tij ideal është atomi i hidrogjenit, i cili ka një elektron në orbitalën e tij të vetme. Kjo shpjegon aftësinë e tyre për të formuar hidrokarbure. Duke pasur katër elektrone të paçiftuara, atomi i karbonit formon katër lidhje kimike: CH4, CF4, CO2. Në molekulat e përbërjeve organike, atomi i karbonit është gjithmonë në një gjendje të ngacmuar:
Atomi i azotit nuk mund të ngacmohet sepse nuk ka asnjë orbital të lirë në shtresën e saj të jashtme kuantike. Formon tre lidhje kovalente për shkak të çiftëzimit të elektroneve:
Duke pasur dy elektrone të paçiftuara në shtresën e jashtme, atomi i oksigjenit formon dy lidhje kovalente:
Neoni Konfigurimi elektronik - 2s22р6. Simboli Lewis: Diagrami elektronik i shtresës së jashtme kuantike:

Kjo i jep mundësinë për të formuar pesë lidhje kovalente në komponime të tilla si P2O5 dhe H3PO4.

Ky atom squfuri formon gjashtë lidhje kimike në përbërjet SO3 dhe H2SO4.

Periudha fillon me konfigurimin e elektroneve të kaliumit (19K): 1s22s22p63s23p64s1 ose 4s1 dhe kalciumit (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 ose 4s2. Kështu, në përputhje me rregullin Klechkovsky, pas orbitaleve p të Ar, mbushet nënniveli i jashtëm 4s, i cili ka energji më të ulët, sepse Orbitalja 4s depërton më afër bërthamës; Nënniveli 3d mbetet bosh (3d0). Duke u nisur nga skandiumi, orbitalet e nënnivelit 3d janë të populluara në 10 elementë. Ata janë quajtur d-elementet.

Në përputhje me parimin e mbushjes sekuenciale të orbitaleve, atomi i kromit duhet të ketë një konfigurim elektronik prej 4s23d4, por ai shfaq një "kërcim" elektroni, i cili konsiston në kalimin e një elektroni 4s në një orbital 3d që është afër në energji ( Fig. 11).

Është vërtetuar eksperimentalisht se gjendjet atomike në të cilat orbitalet p-, d-, f janë gjysmë të mbushura (p3, d5, f7), plotësisht (p6, d10, f14) ose të lira (p0, d0, f0). stabiliteti. Prandaj, nëse një atomi i mungon një elektron përpara gjysmë-përfundimit ose përfundimit të një nënniveli, vërehet "kërcimi" i tij nga një orbital i mbushur më parë (në këtë rast, 4s).

Me përjashtim të Cr dhe Cu, të gjithë elementët nga Ca në Zn kanë të njëjtin numër elektronesh në shtresën e tyre të jashtme - dy. Kjo shpjegon ndryshimin relativisht të vogël të vetive në serinë e metaleve në tranzicion. Sidoqoftë, për elementët e listuar, të dy elektronet 4s të nënnivelit të jashtëm dhe 3d të nënnivelit para-jashtëm janë elektrone valence (me përjashtim të atomit të zinkut, në të cilin niveli i tretë i energjisë është përfunduar plotësisht).

Orbitalet 4d dhe 4f mbetën të lira, megjithëse periudha e katërt u përfundua.

PERIUDHA E PESTË

Sekuenca e mbushjes së orbitaleve është e njëjtë si në periudhën e mëparshme: së pari mbushet orbitalja 5s ( 37 Rb 5s1), pastaj 4d dhe 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Orbitalet 5s dhe 4d janë edhe më afër në energji, kështu që shumica e elementëve 4d (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) përjetojnë një kalim elektronik nga nënniveli 5s në 4d.

PERIUDHA E GJASHTË DHE E SHTATË

Ndryshe nga ajo e mëparshme, periudha e gjashtë përfshin 32 elementë. Cezium dhe barium janë elementë 6s. Gjendjet e ardhshme të favorshme energjetike janë 6p, 4f dhe 5d. Në kundërshtim me rregullin e Klechkovsky, në lantanum nuk është orbitalja 4f por 5d ajo që është e mbushur ( 57 La 6s25d1), megjithatë, për elementët që e pasojnë, nënniveli 4f është i mbushur ( 58 es 6s24f2), në të cilën ka katërmbëdhjetë gjendje të mundshme elektronike. Atomet nga cerium (Ce) në lutetium (Lu) quhen lantanide - këto janë elemente f. Në serinë e lantanideve, ndonjëherë ndodh një "rrjedhje" e elektroneve, ashtu si në serinë e elementeve d. Kur përfundon nënniveli 4f, nënniveli 5d (nëntë elementë) vazhdon të plotësohet dhe periudha e gjashtë, si çdo tjetër përveç të parës, plotësohet nga gjashtë elemente p.

Dy elementët e parë në periudhën e shtatë janë franciumi dhe radiumi, të ndjekur nga një element 6d, aktinium ( 89Ac 7s26d1). Aktiniumi pasohet nga katërmbëdhjetë elementë 5f - aktinide. Aktinidet duhet të pasohen nga nëntë elementë 6d dhe gjashtë elementë p duhet të plotësojnë periudhën. Periudha e shtatë është e paplotë.

Modeli i konsideruar i formimit të periudhave të një sistemi nga elementët dhe mbushja e orbitaleve atomike me elektrone tregon varësinë periodike të strukturave elektronike të atomeve nga ngarkesa e bërthamës.

Periudha është një grup elementësh të renditur sipas radhës së ngarkesave në rritje të bërthamave atomike dhe karakterizohen nga e njëjta vlerë e numrit kuantik kryesor të elektroneve të jashtme. Në fillim të periudhës janë mbushur ns - dhe në fund - n.p. -orbitalet (me përjashtim të periudhës së parë). Këta elementë formojnë tetë nëngrupe kryesore (A) të sistemit periodik të D.I. Mendelejevi.

Nëngrupi kryesor është një grup elementësh kimikë të vendosur vertikalisht dhe që kanë të njëjtin numër elektronesh në nivelin e jashtëm të energjisë.

Brenda periudhës, me një rritje të ngarkesës së bërthamës dhe një forcë në rritje të tërheqjes së elektroneve të jashtme drejt saj nga e majta në të djathtë, rrezet e atomeve zvogëlohen, gjë që shkakton një dobësim të vetive metalike dhe një rritje të jo- vetitë metalike. Mbrapa rrezja atomike marrim distancën e llogaritur teorikisht nga bërthama deri në densitetin maksimal të elektroneve të shtresës së jashtme kuantike. Në grupe, nga lart poshtë, rritet numri i niveleve të energjisë dhe, rrjedhimisht, rrezja atomike. Në të njëjtën kohë, vetitë metalike rriten. Vetitë e rëndësishme të atomeve që ndryshojnë periodikisht në varësi të ngarkesave të bërthamave atomike përfshijnë gjithashtu energjinë e jonizimit dhe afinitetin e elektroneve, të cilat do të diskutohen në seksionin 2.2.

Konfigurimi elektronik një atom është një paraqitje numerike e orbitaleve të tij elektronike. Orbitalet e elektroneve janë rajone me forma të ndryshme të vendosura rreth bërthamës atomike në të cilat është matematikisht e mundshme që të gjendet një elektron. Konfigurimi elektronik ndihmon shpejt dhe me lehtësi t'i tregojë lexuesit se sa orbitale elektronike ka një atom, si dhe të përcaktojë numrin e elektroneve në secilën orbitale. Pas leximit të këtij artikulli, do të zotëroni metodën e hartimit të konfigurimeve elektronike.

Hapat

Shpërndarja e elektroneve duke përdorur sistemin periodik të D. I. Mendeleev

Gjeni numrin atomik të atomit tuaj.Çdo atom ka një numër të caktuar elektronesh të lidhur me të. Gjeni simbolin e atomit tuaj në tabelën periodike. Numri atomik është një numër i plotë pozitiv që fillon me 1 (për hidrogjenin) dhe rritet me një për çdo atom pasues. Numri atomik është numri i protoneve në një atom, dhe për këtë arsye është edhe numri i elektroneve të një atomi me ngarkesë zero.

Përcaktoni ngarkesën e një atomi. Atomet neutrale do të kenë të njëjtin numër elektronesh siç tregohet në tabelën periodike. Megjithatë, atomet e ngarkuara do të kenë pak a shumë elektrone, në varësi të madhësisë së ngarkesës së tyre. Nëse jeni duke punuar me një atom të ngarkuar, shtoni ose zbritni elektrone si më poshtë: shtoni një elektron për çdo ngarkesë negative dhe zbritni një për çdo ngarkesë pozitive.

• Për shembull, një atom natriumi me ngarkesë -1 do të ketë një elektron shtesë përveç kësaj në numrin e tij atomik bazë 11. Me fjalë të tjera, atomi do të ketë gjithsej 12 elektrone.
• Nëse po flasim për një atom natriumi me ngarkesë +1, një elektron duhet të zbritet nga numri bazë atomik 11. Kështu, atomi do të ketë 10 elektrone.

1. Mos harroni listën bazë të orbitaleve. Ndërsa numri i elektroneve në një atom rritet, ato mbushin nënnivele të ndryshme të shtresës elektronike të atomit sipas një sekuence specifike. Çdo nënnivel i shtresës elektronike, kur mbushet, përmban një numër çift elektronesh. Nënnivelet e mëposhtme janë në dispozicion:

   Kuptoni shënimin e konfigurimit elektronik. Konfigurimet e elektroneve janë shkruar për të treguar qartë numrin e elektroneve në secilën orbitale. Orbitalet shkruhen në mënyrë sekuenciale, me numrin e atomeve në secilën orbitale të shkruar si një mbishkrim në të djathtë të emrit të orbitës. Konfigurimi elektronik i përfunduar merr formën e një sekuence emërtimesh dhe mbishkrimesh nënnivele.

   • Këtu, për shembull, është konfigurimi elektronik më i thjeshtë: 1s 2 2s 2 2p 6 . Ky konfigurim tregon se ka dy elektrone në nënnivelin 1s, dy elektrone në nënnivelin 2s dhe gjashtë elektrone në nënnivelin 2p. 2 + 2 + 6 = 10 elektrone gjithsej. Ky është konfigurimi elektronik i një atomi neoni neutral (numri atomik i neonit është 10).

2. Mbani mend rendin e orbitaleve. Mbani në mend se orbitalet e elektroneve numërohen në rend të rritjes së numrit të shtresës elektronike, por të renditura sipas renditjes në rritje të energjisë. Për shembull, një orbital 4s 2 i mbushur ka energji më të ulët (ose më pak lëvizshmëri) sesa një orbital 3d 10 i mbushur ose i mbushur pjesërisht, kështu që orbitalja 4s shkruhet e para. Pasi të dini rendin e orbitaleve, mund t'i plotësoni lehtësisht sipas numrit të elektroneve në atom. Rendi i mbushjes së orbitaleve është si më poshtë: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Konfigurimi elektronik i një atomi në të cilin janë mbushur të gjitha orbitalet do të jetë si më poshtë: 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 5p 6 14 6d 10 7p 6
   • Vini re se hyrja e mësipërme, kur të gjitha orbitalet janë të mbushura, është konfigurimi elektronik i elementit Uuo (ununoctium) 118, atomi me numrin më të lartë në tabelën periodike. Prandaj, ky konfigurim elektronik përmban të gjitha nënnivelet elektronike të njohura aktualisht të një atomi të ngarkuar neutralisht.

3. Plotësoni orbitalet sipas numrit të elektroneve në atomin tuaj. Për shembull, nëse duam të shkruajmë konfigurimin elektronik të një atomi neutral të kalciumit, duhet të fillojmë duke kërkuar numrin e tij atomik në tabelën periodike. Numri atomik i tij është 20, kështu që ne do të shkruajmë konfigurimin e një atomi me 20 elektrone sipas rendit të mësipërm.

   • Plotësoni orbitalet sipas renditjes së mësipërme derisa të arrini elektronin e njëzetë. Orbitalja e parë 1s do të ketë dy elektrone, orbitalja 2s do të ketë gjithashtu dy, 2p do të ketë gjashtë, 3s do të ketë dy, 3p do të ketë 6 dhe 4s do të ketë 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Me fjalë të tjera, konfigurimi elektronik i kalciumit ka formën: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Vini re se orbitalet janë të renditura në mënyrë të rritjes së energjisë. Për shembull, kur të jeni gati të kaloni në nivelin e 4-të të energjisë, fillimisht shkruani orbitalën 4s dhe pastaj 3d. Pas nivelit të katërt të energjisë, kaloni në të pestin, ku përsëritet i njëjti rend. Kjo ndodh vetëm pas nivelit të tretë të energjisë.

4. Përdorni tabelën periodike si një sinjal vizual. Ju ndoshta e keni vënë re tashmë se forma e tabelës periodike korrespondon me rendin e nënniveleve të elektroneve në konfigurimin e elektroneve. Për shembull, atomet në kolonën e dytë nga e majta përfundojnë gjithmonë me "s 2", dhe atomet në skajin e djathtë të pjesës së hollë të mesme përfundojnë gjithmonë me "d 10", etj. Përdorni tabelën periodike si një udhëzues vizual për të shkruar konfigurimet - se si rendi në të cilin shtoni në orbitalet korrespondon me pozicionin tuaj në tabelë. Shikoni më poshtë:

   • Në mënyrë të veçantë, dy kolonat në të majtë përmbajnë atome, konfigurimet elektronike të të cilëve përfundojnë në orbitale s, blloku i djathtë i tabelës përmban atome konfigurimet e të cilëve përfundojnë me orbitale p dhe gjysma e poshtme përmban atome që përfundojnë me f orbitale.
   • Për shembull, kur shkruani konfigurimin elektronik të klorit, mendoni kështu: "Ky atom ndodhet në rreshtin e tretë (ose "periudha") të tabelës periodike. Ai ndodhet gjithashtu në grupin e pestë të bllokut orbital p. të tabelës periodike, pra, konfigurimi i tij elektronik do të përfundojë me ..3p 5
   • Vini re se elementet në rajonin orbital d dhe f të tabelës karakterizohen nga nivele energjie që nuk korrespondojnë me periudhën në të cilën ndodhen. Për shembull, rreshti i parë i një blloku elementësh me orbitale d korrespondon me orbitalet 3d, megjithëse ndodhet në periudhën e 4-të, dhe rreshti i parë i elementeve me orbitale f korrespondon me një orbitale 4f, pavarësisht se është në të 6-tën. periudhë.

5. Mësoni shkurtesat për shkrimin e konfigurimeve të gjata të elektroneve. Atomet në skajin e djathtë të tabelës periodike quhen gaze fisnike. Këta elementë janë kimikisht shumë të qëndrueshëm. Për të shkurtuar procesin e shkrimit të konfigurimeve të gjata të elektroneve, thjesht shkruani simbolin kimik të gazit fisnik më të afërt me më pak elektrone se atomi juaj në kllapa katrore dhe më pas vazhdoni të shkruani konfigurimin elektronik të niveleve orbitale pasuese. Shikoni më poshtë:

   • Për të kuptuar këtë koncept, do të jetë e dobishme të shkruani një shembull konfigurimi. Le të shkruajmë konfigurimin e zinkut (numri atomik 30) duke përdorur shkurtesën që përfshin gazin fisnik. Konfigurimi i plotë i zinkut duket si ky: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Megjithatë, ne shohim se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 është konfigurimi elektronik i argonit, një gaz fisnik. Thjesht zëvendësoni një pjesë të konfigurimit elektronik për zink me simbolin kimik për argonin në kllapa katrore (.)
   • Pra, konfigurimi elektronik i zinkut, i shkruar në formë të shkurtuar, ka formën: 4s 2 3d 10 .
   • Ju lutemi vini re se nëse jeni duke shkruar konfigurimin elektronik të një gazi fisnik, të themi argoni, nuk mund ta shkruani atë! Duhet të përdoret shkurtesa për gazin fisnik që i paraprin këtij elementi; për argonin do të jetë neoni ().

   Përdorimi i tabelës periodike ADOMAH

   1. Zotëroni tabelën periodike ADOMAH. Kjo metodë e regjistrimit të konfigurimit elektronik nuk kërkon memorizim, por kërkon një tabelë periodike të modifikuar, pasi në tabelën periodike tradicionale, duke filluar nga periudha e katërt, numri i periudhës nuk korrespondon me shtresën elektronike. Gjeni tabelën periodike ADOMAH - një lloj i veçantë i tabelës periodike të zhvilluar nga shkencëtari Valery Zimmerman. Është e lehtë për tu gjetur me një kërkim të shkurtër në internet.

      • Në tabelën periodike ADOMAH, rreshtat horizontale përfaqësojnë grupe elementësh si halogjenët, gazrat fisnikë, metalet alkaline, metalet alkaline tokësore, etj. Kolonat vertikale korrespondojnë me nivelet elektronike, dhe të ashtuquajturat "kaskada" (vijat diagonale që lidhin blloqet s, p, d dhe f) korrespondojnë me periudha.
      • Heliumi lëviz drejt hidrogjenit sepse të dy këta elementë karakterizohen nga një orbitale 1s. Blloqet e pikës (s, p, d dhe f) tregohen në anën e djathtë, dhe numrat e nivelit janë dhënë në fund. Elementet paraqiten në kutitë me numër 1 deri në 120. Këta numra janë numra atomikë të zakonshëm, të cilët përfaqësojnë numrin e përgjithshëm të elektroneve në një atom neutral.

   2. Gjeni atomin tuaj në tabelën ADOMAH. Për të shkruar konfigurimin elektronik të një elementi, kërkoni simbolin e tij në tabelën periodike ADOMAH dhe kryqëzoni të gjithë elementët me një numër atomik më të lartë. Për shembull, nëse duhet të shkruani konfigurimin elektronik të erbiumit (68), kaloni të gjithë elementët nga 69 në 120.

      • Vini re numrat 1 deri në 8 në fund të tabelës. Këto janë numra të niveleve elektronike, ose numra kolonash. Injoroni kolonat që përmbajnë vetëm artikuj të gërmuar. Për erbiumin mbeten kolonat me numër 1,2,3,4,5 dhe 6.

   3. Numëroni nënnivelet orbitale deri në elementin tuaj. Duke parë simbolet e bllokut të paraqitur në të djathtë të tabelës (s, p, d, dhe f) dhe numrat e kolonave të paraqitura në bazë, injoroni linjat diagonale midis blloqeve dhe ndani kolonat në blloqe kolonash, duke i renditur ato sipas renditjes. nga poshtë lart. Përsëri, injoroni blloqet që kanë të gjithë elementët të kryqëzuar. Shkruani blloqet e kolonave duke filluar nga numri i kolonës të ndjekur nga simboli i bllokut, pra: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (për erbium).

      • Ju lutemi vini re: Konfigurimi elektronik i mësipërm i Er është shkruar në rend rritës të numrit të nënnivelit të elektroneve. Mund të shkruhet edhe sipas radhës së mbushjes së orbitaleve. Për ta bërë këtë, ndiqni kaskadat nga poshtë lart, në vend të kolonave, kur shkruani blloqe kolonash: 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. Numëroni elektronet për çdo nënnivel elektronik. Numëroni elementet në çdo bllok kolone që nuk janë gërmuar, duke bashkangjitur një elektron nga secili element dhe shkruani numrin e tyre pranë simbolit të bllokut për çdo bllok kolone kështu: 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 . Në shembullin tonë, ky është konfigurimi elektronik i erbiumit.

   5. Kini parasysh konfigurimet e gabuara elektronike. Ekzistojnë tetëmbëdhjetë përjashtime tipike që lidhen me konfigurimet elektronike të atomeve në gjendjen më të ulët të energjisë, të quajtur edhe gjendja e energjisë tokësore. Ata nuk i binden rregullit të përgjithshëm vetëm për dy ose tre pozicionet e fundit të zëna nga elektronet. Në këtë rast, konfigurimi aktual elektronik supozon se elektronet janë në një gjendje me një energji më të ulët në krahasim me konfigurimin standard të atomit. Atomet e përjashtimit përfshijnë:

      • Kr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) dhe Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
      • Për të gjetur numrin atomik të një atomi kur shkruhet në formë konfigurimi elektronik, thjesht mblidhni të gjithë numrat që pasojnë shkronjat (s, p, d dhe f). Kjo funksionon vetëm për atomet neutrale, nëse keni të bëni me një jon nuk do të funksionojë - do t'ju duhet të shtoni ose zbrisni numrin e elektroneve shtesë ose të humbura.
      • Numri pas shkronjës është një mbishkrim, mos bëni gabim në test.
      • Nuk ka një stabilitet të nënnivelit "gjysmë të plotë". Ky është një thjeshtësim. Çdo stabilitet që i atribuohet nënnivelet "gjysmë të mbushura" është për shkak të faktit se çdo orbital është i zënë nga një elektron, duke minimizuar kështu zmbrapsjen midis elektroneve.
      • Çdo atom tenton në një gjendje të qëndrueshme dhe konfigurimet më të qëndrueshme kanë nënnivelet s dhe p të mbushura (s2 dhe p6). Gazet fisnike kanë këtë konfigurim, kështu që ata rrallë reagojnë dhe ndodhen në të djathtë në tabelën periodike. Prandaj, nëse një konfigurim përfundon në 3p 4, atëherë i duhen dy elektrone për të arritur një gjendje të qëndrueshme (për të humbur gjashtë, duke përfshirë elektronet e nënnivelit s, kërkohet më shumë energji, kështu që humbja e katër është më e lehtë). Dhe nëse konfigurimi përfundon në 4d 3, atëherë për të arritur një gjendje të qëndrueshme duhet të humbasë tre elektrone. Përveç kësaj, nënnivelet gjysmë të mbushura (s1, p3, d5..) janë më të qëndrueshme se, për shembull, p4 ose p2; megjithatë, s2 dhe p6 do të jenë edhe më të qëndrueshme.
      • Kur keni të bëni me një jon, kjo do të thotë se numri i protoneve nuk është i barabartë me numrin e elektroneve. Ngarkesa e atomit në këtë rast do të përshkruhet në krye të djathtë (zakonisht) të simbolit kimik. Prandaj, një atom antimoni me ngarkesë +2 ka konfigurimin elektronik 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Vini re se 5p 3 ka ndryshuar në 5p 1 . Kini kujdes kur konfigurimi i atomit neutral përfundon në nënnivele të ndryshme nga s dhe p. Kur hiqni elektronet, mund t'i merrni ato vetëm nga orbitalet e valencës (orbitalet s dhe p). Prandaj, nëse konfigurimi përfundon me 4s 2 3d 7 dhe atomi merr një ngarkesë prej +2, atëherë konfigurimi do të përfundojë me 4s 0 3d 7. Ju lutemi vini re se 3d 7 Jo ndryshimet, elektronet nga orbitalja s humbasin në vend të tyre.
      • Ka kushte kur një elektron detyrohet të "lëvizë në një nivel më të lartë energjie". Kur një nënnivel i mungon një elektron për të qenë gjysmë ose i plotë, merrni një elektron nga nënniveli më i afërt s ose p dhe zhvendoseni në nënnivelin që ka nevojë për elektronin.
      • Ekzistojnë dy mundësi për regjistrimin e konfigurimit elektronik. Ato mund të shkruhen në rend rritës të numrave të nivelit të energjisë ose në rendin e mbushjes së orbitaleve të elektroneve, siç u tregua më lart për erbiumin.
      • Ju gjithashtu mund të shkruani konfigurimin elektronik të një elementi duke shkruar vetëm konfigurimin e valencës, i cili përfaqëson nënnivelin e fundit s dhe p. Kështu, konfigurimi i valencës së antimonit do të jetë 5s 2 5p 3.
      • Jonet nuk janë të njëjta. Është shumë më e vështirë me ta. Kapërceni dy nivele dhe ndiqni të njëjtin model në varësi të vendit ku keni filluar dhe sa i madh është numri i elektroneve.

Konfigurimet elektronike të atomeve të elementeve të Tabelës Periodike.

Shpërndarja e elektroneve mbi AO të ndryshme quhet konfigurimi elektronik i një atomi. Konfigurimi elektronik i energjisë më të ulët korrespondon me gjendje themelore atom, referohen konfigurimet e mbetura gjendjet e ngacmuara.

Konfigurimi elektronik i një atomi përshkruhet në dy mënyra - në formën e formulave elektronike dhe diagrameve të difraksionit të elektroneve. Gjatë shkrimit të formulave elektronike, përdoren numrat kuantikë kryesorë dhe orbitalë. Nënniveli caktohet duke përdorur numrin kuantik kryesor (numrin) dhe numrin kuantik orbital (gërmën përkatëse). Numri i elektroneve në një nënnivel karakterizohet nga mbishkrimi. Për shembull, për gjendjen bazë të atomit të hidrogjenit formula elektronike është: 1 s 1 .

Struktura e niveleve elektronike mund të përshkruhet më plotësisht duke përdorur diagramet e difraksionit të elektroneve, ku shpërndarja ndërmjet nënniveleve përfaqësohet në formën e qelizave kuantike. Në këtë rast, orbitalja përshkruhet në mënyrë konvencionale si një katror me një përcaktim nënnivel pranë tij. Nënnivelet në çdo nivel duhet të kompensohen paksa në lartësi, pasi energjia e tyre është paksa e ndryshme. Elektronet përfaqësohen me shigjeta ose ↓ në varësi të shenjës së numrit kuantik spin. Diagrami i difraksionit elektronik të një atomi hidrogjeni:

Parimi i ndërtimit të konfigurimeve elektronike të atomeve me shumë elektrone është shtimi i protoneve dhe elektroneve në atomin e hidrogjenit. Shpërndarja e elektroneve nëpër nivelet dhe nënnivelet e energjisë i nënshtrohet rregullave të diskutuara më parë: parimi i energjisë më të vogël, parimi Pauli dhe rregulli i Hundit.

Duke marrë parasysh strukturën e konfigurimeve elektronike të atomeve, të gjithë elementët e njohur, në përputhje me vlerën e numrit kuantik orbital të nënnivelit të fundit të mbushur, mund të ndahen në katër grupe: s-elementet, fq-elementet, d-elementet, f-elementet.

Në një atom heliumi He (Z=2) elektroni i dytë zë 1 s-orbitale, formula e saj elektronike: 1 s 2. Diagrami i difraksionit të elektroneve:

Heliumi përfundon periudhën e parë më të shkurtër të Tabelës Periodike të Elementeve. Konfigurimi elektronik i heliumit shënohet me .

Periudha e dytë hapet nga litiumi Li (Z=3), formula e tij elektronike: Diagrami i difraksionit elektronik:

Më poshtë janë diagramet e thjeshtuara të difraksionit të elektroneve të atomeve të elementeve, orbitalet e të cilëve me të njëjtin nivel energjie ndodhen në të njëjtën lartësi. Nënnivelet e brendshme, të mbushura plotësisht nuk shfaqen.

Pas litiumit vjen beriliumi Be (Z=4), në të cilin një elektron shtesë popullon 2 s-orbitale. Formula elektronike e Be: 2 s 2

Në gjendjen bazë, elektroni vijues i borit B (z=5) zë 2 R-orbitale, V:1 s 2 2s 2 2fq 1 ; diagrami i difraksionit të tij elektronik:

Pesë elementët e mëposhtëm kanë konfigurime elektronike:

C (Z=6): 2 s 2 2fq 2 N (Z=7): 2 s 2 2fq 3

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

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

Konfigurimet elektronike të dhëna përcaktohen nga rregulli i Hundit.

Niveli i parë dhe i dytë i energjisë i neonit janë mbushur plotësisht. Le të shënojmë konfigurimin e tij elektronik dhe do ta përdorim në të ardhmen për shkurtimisht në shkrimin e formulave elektronike të atomeve të elementeve.

Natriumi Na (Z=11) dhe Mg (Z=12) hapin periodën e tretë. Elektronet e jashtme zënë 3 s-orbitale:

Na (Z=11): 3 s 1

Mg (Z=12): 3 s 2

Më pas, duke filluar nga alumini (Z=13), mbushni 3 R-nënnivel. Periudha e tretë përfundon me argon Ar (Z=18):

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

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

Elementet e periudhës së tretë ndryshojnë nga elementët e të dytës në atë që kanë 3 të lirë d-orbitalet që mund të marrin pjesë në formimin e një lidhjeje kimike. Kjo shpjegon gjendjet e valencës të shfaqura nga elementët.

Në periudhën e katërt, në përputhje me rregullën ( n+l), kaliumi K (Z=19) dhe kalciumi Ca (Z=20) kanë 4 elektrone s-nënnivel, jo 3 d.Duke filluar me skandium Sc (Z=21) dhe duke përfunduar me zink Zn (Z=30), ndodh mbushja3. d-Nënniveli:

Formulat elektronike d-elementet mund të paraqiten në formë jonike: nënnivelet renditen në rend rritës të numrit kuantik kryesor dhe në një konstante n– sipas rendit të rritjes së numrit kuantik orbital. Për shembull, për Zn një hyrje e tillë do të dukej kështu: Të dyja këto hyrje janë ekuivalente, por formula e zinkut e dhënë më parë pasqyron saktë rendin në të cilin janë mbushur nënnivelet.

Në rreshtin 3 d-elementet në kromin Cr (Z=24) ka një devijim nga rregulli ( n+l). Në përputhje me këtë rregull, konfigurimi i Cr duhet të duket kështu: Është vërtetuar se konfigurimi i tij real është - Ndonjëherë ky efekt quhet "dështimi" i elektronit. Efekte të tilla shpjegohen me gjysmën e rritjes së rezistencës ( fq 3 , d 5 , f 7) dhe plotësisht ( fq 6 , d 10 , f 14) nënnivele të mbushura.

Devijimet nga rregulli ( n+l) vërehen edhe në elementë të tjerë (Tabela 6). Kjo është për shkak të faktit se me rritjen e numrit kuantik kryesor, diferencat midis energjive të nënniveleve zvogëlohen.

Më pas vjen mbushja 4 fq-nënniveli (Ga - Kr). Periudha e katërt përmban vetëm 18 elementë. Mbushja 5 ndodh në të njëjtën mënyrë s-, 4d- dhe 5 fq- nënnivele prej 18 elementësh të periudhës së pestë. Vini re se energjia është 5 s- dhe 4 d-Nënnivelet janë shumë afër dhe elektroni me 5 s-Nënnivelet mund të lëvizin lehtësisht në 4 d-nënnivel. Në 5 s-Nënniveli Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag ka vetëm një elektron. Në gjendjen bazë 5 s-Nënniveli Pd nuk plotësohet. Vërehet një "dështim" i dy elektroneve.

Në periudhën e gjashtë pas plotësimit të 6 s-nënniveli i ceziumit Cs (Z=55) dhe bariumit Ba (Z=56) elektroni pasardhës, sipas rregullit ( n+l), duhet të marrë 4 f-nënnivel. Megjithatë, në lantanin La (Z=57) elektroni shkon në 5 d-nënnivel. Gjysmë e mbushur (4 f 7) 4f-Nënniveli ka rritur stabilitetin, kështu që gadolinium ka Gd (Z=64), pranë europiumit Eu (Z=63), me 4 f- nënniveli ruan të njëjtin numër elektronesh (7), dhe një elektron i ri arrin në 5 d-nënnivel, duke thyer rregullin ( n+l). Në terbium Tb (Z=65) elektroni tjetër zë 4 f-Nënniveli dhe kalimi i elektroneve nga 5 d-Nënniveli (konfigurimi 4 f 9 6s 2). Mbushja 4 f-nënniveli përfundon në yterbium Yb (Z=70). Elektroni tjetër i atomit të lutetiumit Lu zë 5 d-nënnivel. Konfigurimi i tij elektronik ndryshon nga ai i atomit të lantanumit vetëm në atë që është plotësisht i mbushur 4 f-nënnivel.

Tabela 6

Përjashtimet nga ( n+l) – rregullat për 86 elementët e parë

Aktualisht, në Tabelën Periodike të Elementeve D.I. Mendeleev nën skandiumin Sc dhe ittrium Y nganjëherë vendosen lutetium (dhe jo lantanum) si i pari d-element, dhe të 14 elementët përpara tij, përfshirë lantanin, vendosen në një grup të veçantë lantanide përtej Tabelës Periodike të Elementeve.

Vetitë kimike të elementeve përcaktohen kryesisht nga struktura e niveleve të jashtme elektronike. Ndryshimi në numrin e elektroneve në të tretën jashtë 4 f-Nënniveli ka pak ndikim në vetitë kimike të elementeve. Prandaj të gjitha 4 f-elementet janë të ngjashëm në vetitë e tyre. Më pas në periudhën e gjashtë ndodh mbushja e 5 d-Nënnivel (Hf – Hg) dhe 6 fq-nënniveli (Tl – Rn).

Në periudhën e shtatë 7 s-Nënniveli është i mbushur me francium Fr (Z=87) dhe radium Ra (Z=88). Anemona e detit shfaq një devijim nga rregulli ( n+l), dhe elektroni tjetër popullon 6 d-Nënniveli, jo 5 f. Më pas vjen një grup elementësh (Th – No) me 5 që plotësohen f-nënnivele që formojnë një familje aktinidet. Vini re se 6 d- dhe 5 f- nënnivelet kanë energji aq të afërta saqë konfigurimi elektronik i atomeve të aktinideve shpesh nuk i bindet rregullit ( n+l). Por në këtë rast vlera e saktë e konfigurimit është 5 f t 5d m nuk është aq e rëndësishme, pasi ka një efekt mjaft të dobët në vetitë kimike të elementit.

Në lawrencium Lr (Z=103), një elektron i ri arrin në 6 d-nënnivel. Ky element ndonjëherë vendoset nën lutetium në Tabelën Periodike. Periudha e shtatë nuk ka përfunduar. Elementet 104 – 109 janë të paqëndrueshëm dhe vetitë e tyre janë pak të njohura. Kështu, ndërsa ngarkesa e bërthamës rritet, struktura të ngjashme elektronike të niveleve të jashtme përsëriten periodikisht. Në këtë drejtim, duhet të priten edhe ndryshime periodike në vetitë e ndryshme të elementeve.

Vini re se konfigurimet elektronike të përshkruara i referohen atomeve të izoluara në fazën e gazit. Konfigurimi i atomit të një elementi mund të jetë krejtësisht i ndryshëm nëse atomi është i ngurtë ose tretësirë.

Konfigurimi elektronik i një atomiështë një formulë që tregon renditjen e elektroneve në një atom sipas niveleve dhe nënniveleve. Pasi të keni studiuar artikullin, do të mësoni se ku dhe si ndodhen elektronet, do të njiheni me numrat kuantikë dhe do të jeni në gjendje të ndërtoni konfigurimin elektronik të një atomi sipas numrit të tij në fund të artikullit ka një tabelë elementësh.

Pse të studiohet konfigurimi elektronik i elementeve?

Atomet janë si një grup ndërtimi: ka një numër të caktuar pjesësh, ato ndryshojnë nga njëri-tjetri, por dy pjesë të të njëjtit lloj janë absolutisht të njëjta. Por ky grup ndërtimi është shumë më interesant se ai plastik dhe ja pse. Konfigurimi ndryshon në varësi të asaj se kush është afër. Për shembull, oksigjeni pranë hidrogjenit Ndoshta shndërrohet në ujë, kur afër natriumit kthehet në gaz dhe kur është afër hekurit e shndërron plotësisht në ndryshk. Për t'iu përgjigjur pyetjes pse ndodh kjo dhe për të parashikuar sjelljen e një atomi pranë një tjetri, është e nevojshme të studiohet konfigurimi elektronik, i cili do të diskutohet më poshtë.

Sa elektrone ka në një atom?

Një atom përbëhet nga një bërthamë dhe elektrone që rrotullohen rreth tij, bërthama përbëhet nga protone dhe neutrone. Në gjendjen neutrale, çdo atom ka numrin e elektroneve të barabartë me numrin e protoneve në bërthamën e tij. Numri i protoneve përcaktohet nga numri atomik i elementit, për shembull, squfuri ka 16 protone - elementi i 16-të i tabelës periodike. Ari ka 79 protone - elementi i 79-të i tabelës periodike. Prandaj, squfuri ka 16 elektrone në gjendje neutrale, dhe ari ka 79 elektrone.

Ku të kërkoni një elektron?

Duke vëzhguar sjelljen e elektronit, janë nxjerrë modele të caktuara, ato përshkruhen me numra kuantikë, gjithsej janë katër:

• Numri kuantik kryesor
• Numri kuantik orbital
• Numri kuantik magnetik
• Numri kuantik rrotullues

Orbitale

Më tej, në vend të fjalës orbitë, do të përdorim termin "orbital" një orbital është funksioni valor i një elektroni, është afërsisht rajoni në të cilin elektroni kalon 90% të kohës;

N - niveli
L - guaskë
M l - numri orbital
M s - elektroni i parë ose i dytë në orbital

Numri kuantik orbital l

Si rezultat i studimit të resë elektronike, ata zbuluan se në varësi të nivelit të energjisë, reja merr katër forma kryesore: një top, shtangë dore dhe dy të tjera, më komplekse. Në mënyrë që të rritet energjia, këto forma quhen s-, p-, d- dhe f-predha. Secila prej këtyre predhave mund të ketë 1 (në s), 3 (në p), 5 (në d) dhe 7 (në F) orbitale. Numri kuantik orbital është guaska në të cilën ndodhen orbitalet. Numri kuantik orbital për orbitalet s,p,d dhe f merr respektivisht vlerat 0,1,2 ose 3.

Ka një orbitale në shtresën s (L=0) - dy elektrone
Ka tre orbitale në shtresën p (L=1) - gjashtë elektrone
Ka pesë orbitale në shtresën d (L=2) - dhjetë elektrone
Ka shtatë orbitale në shtresën f (L=3) - katërmbëdhjetë elektrone

Numri kuantik magnetik m l

Ka tre orbitale në guaskën p, ato përcaktohen me numra nga -L në +L, domethënë, për guaskën p (L=1) ka orbitale "-1", "0" dhe "1" . Numri kuantik magnetik shënohet me shkronjën m l.

Brenda guaskës është më e lehtë që elektronet të vendosen në orbitale të ndryshme, kështu që elektronet e para mbushin një në secilën orbitale dhe më pas secilës i shtohet një palë elektrone.

Merrni parasysh d-shell:
Predha d korrespondon me vlerën L=2, domethënë pesë orbitale (-2,-1,0,1 dhe 2), pesë elektronet e para mbushin shtresën duke marrë vlerat M l =-2, M. l =-1, M l =0 , M l =1,M l =2.

Numri kuantik rrotullues m s

Spin është drejtimi i rrotullimit të një elektroni rreth boshtit të tij, ka dy drejtime, kështu që numri kuantik spin ka dy vlera: +1/2 dhe -1/2. Një nënnivel energjetik mund të përmbajë vetëm dy elektrone me rrotullime të kundërta. Numri kuantik spin shënohet m s

Numri kuantik kryesor n

Numri kryesor kuantik është niveli i energjisë aktualisht janë të njohura shtatë nivele energjetike, secila e treguar me një numër arab: 1,2,3,...7. Numri i predhave në çdo nivel është i barabartë me numrin e nivelit: ka një predhë në nivelin e parë, dy në të dytin, etj.

Numri i elektronit

Pra, çdo elektron mund të përshkruhet me katër numra kuantikë, kombinimi i këtyre numrave është unik për çdo pozicion të elektronit, merrni elektronin e parë, niveli më i ulët i energjisë është N = 1, në nivelin e parë ka një shtresë, guaska e parë në çdo nivel ka formën e një topi (s -shell), d.m.th. L=0, numri kuantik magnetik mund të marrë vetëm një vlerë, M l =0 dhe rrotullimi do të jetë i barabartë me +1/2. Nëse marrim elektronin e pestë (në çfarëdo atomi që të jetë), atëherë numrat kuantikë kryesorë për të do të jenë: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.