Bir elementin elektronik konfigürasyonu, atomlarındaki elektronların kabuklar, alt kabuklar ve yörüngeler arasındaki dağılımının bir kaydıdır. Elektronik konfigürasyon genellikle temel durumdaki atomlar için yazılır. Bir veya daha fazla elektronun uyarılmış durumda olduğu bir atomun elektronik konfigürasyonuna uyarılmış konfigürasyon denir. Temel durumdaki bir elemanın özel elektronik konfigürasyonunu belirlemek için aşağıdaki üç kural mevcuttur: Kural 1: doldurma ilkesi. Doldurma ilkesine göre, bir atomun temel durumundaki elektronlar, artan yörünge enerji seviyeleri sırasına göre yörüngeleri doldurur. En düşük enerjili yörüngeler her zaman önce doldurulur.

Hidrojen; atom numarası = 1; elektron sayısı = 1

Hidrojen atomundaki bu tek elektron, olası tüm yörüngeler arasında en düşük enerjiye sahip olduğundan, K kabuğunun s yörüngesini işgal etmelidir (bkz. Şekil 1.21). Bu yörüngedeki elektrona ls elektronu denir. Temel durumdaki hidrojen, Is1'in elektronik konfigürasyonuna sahiptir.

Kural 2: Pauli'nin dışlama ilkesi. Bu prensibe göre, herhangi bir yörünge yalnızca zıt spinlere (eşit olmayan spin sayıları) sahipse ikiden fazla elektron içeremez.

Lityum; atom numarası = 3; elektron sayısı = 3

En düşük enerjili yörünge 1s yörüngesidir. Sadece iki elektron kabul edebilir. Bu elektronların eşit olmayan dönüşleri olmalıdır. Eğer +1/2 dönüşünü yukarıyı gösteren bir okla ve -1/2 dönüşünü aşağıyı gösteren bir okla belirtirsek, o zaman aynı yörüngede zıt (antiparalel) dönüşlere sahip iki elektron şematik olarak bu notasyonla temsil edilebilir (Şekil 1.27). )

Aynı (paralel) dönüşlere sahip iki elektron bir yörüngede bulunamaz:

Bir lityum atomundaki üçüncü elektron, enerji açısından en düşük yörüngeye göre bir sonraki yörüngeyi işgal etmelidir; 2b-yörünge. Bu nedenle lityum, Is22s1'in elektronik konfigürasyonuna sahiptir.

Kural 3: Hund'un kuralı. Bu kurala göre, bir alt kabuğun yörüngelerinin doldurulması, paralel (eşit işaretli) dönüşlere sahip tek elektronlarla başlar ve ancak tek elektronlar tüm yörüngeleri işgal ettikten sonra, yörüngelerin zıt dönüşlere sahip elektron çiftleriyle nihai doldurulması meydana gelebilir.

Azot; atom numarası = 7; elektron sayısı = 7 Azotun elektron konfigürasyonu ls22s22p3'tür. 2p alt kabuğunda bulunan üç elektron, üç 2p yörüngesinin her birinde tek tek bulunmalıdır. Bu durumda üç elektronun da paralel spinlere sahip olması gerekir (Şekil 1.22).

Tabloda Şekil 1.6 atom numaraları 1'den 20'ye kadar olan elementlerin elektronik konfigürasyonlarını göstermektedir.

Tablo 1.6. Atom numarası 1'den 20'ye kadar olan elementler için temel durum elektronik konfigürasyonları

Elektronik konfigürasyon - 2s22р2.
Temel ve uyarılmış hallerdeki bir karbon atomunun dış kuantum katmanının elektronik diyagramları:
Uyarılmamış bir karbon atomu, elektron eşleşmesi nedeniyle iki ve verici-alıcı mekanizması yoluyla bir kovalent bağ oluşturabilir. Böyle bir bileşiğin bir örneği, CO formülüne sahip olan ve karbon monoksit olarak adlandırılan karbon monoksittir (II). Yapısı bölüm 2.1.2'de daha ayrıntılı olarak ele alınacaktır. Uyarılmış bir karbon atomu benzersizdir: Dış kuantum katmanının tüm yörüngeleri eşleşmemiş elektronlarla doludur; Aynı sayıda değerlik yörüngesine ve değerlik elektronuna sahiptir. İdeal ortağı, tek yörüngesinde bir elektron bulunan hidrojen atomudur. Bu onların hidrokarbon oluşturma yeteneklerini açıklar. Dört eşleşmemiş elektrona sahip olan karbon atomu dört kimyasal bağ oluşturur: CH4, CF4, CO2. Organik bileşik moleküllerinde karbon atomu her zaman uyarılmış durumdadır:
Azot atomu uyarılamaz çünkü dış kuantum katmanında serbest yörünge yoktur. Elektron eşleşmesi nedeniyle üç kovalent bağ oluşturur: Dış katmanda iki eşleşmemiş elektron bulunan oksijen atomu iki kovalent bağ oluşturur:

Bu ona P2O5 ve H3PO4 gibi bileşiklerde beş kovalent bağ oluşturma fırsatı verir.

Bu kükürt atomu, SO3 ve H2SO4 bileşiklerinde altı kimyasal bağ oluşturur.

Dönem, potasyum (19K) elektron konfigürasyonu ile başlar: 1s22s22p63s23p64s1 veya 4s1 ve kalsiyum (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 veya 4s2. Böylece Klechkovsky kuralına uygun olarak Ar'nın p-orbitallerinden sonra daha düşük enerjiye sahip olan dış 4s alt seviyesi doldurulur, çünkü 4s yörüngesi çekirdeğe daha yakın nüfuz eder; 3d alt düzeyi boş kalır (3d0). Skandiyumdan başlayarak, 3 boyutlu alt seviyenin yörüngeleri 10 elementle doldurulur. Onlar denir d-elementler.

Yörüngelerin sıralı doldurulması ilkesine uygun olarak, krom atomunun 4s23d4 elektronik konfigürasyonuna sahip olması gerekir, ancak 4s'lik bir elektronun enerjiye yakın bir 3d yörüngeye geçişinden oluşan bir elektron "sıçraması" sergiler ( Şekil 11).

p-, d-, f-orbitallerinin yarı dolu (p3, d5, f7), tamamen (p6, d10, f14) veya serbest (p0, d0, f0) olduğu atomik durumların arttığı deneysel olarak tespit edilmiştir. istikrar. Bu nedenle, eğer bir atom yarı tamamlanmadan veya bir alt seviyenin tamamlanmasından önce bir elektrondan yoksun kalırsa, daha önce doldurulmuş bir yörüngeden (bu durumda 4s) "sıçrayışı" gözlemlenir.

Cr ve Cu hariç, Ca'dan Zn'ye kadar tüm elementlerin dış kabuklarında aynı sayıda (iki) elektron bulunur. Bu, geçiş metalleri serisindeki özelliklerdeki nispeten küçük değişikliği açıklar. Bununla birlikte, listelenen elementler için hem dıştaki 4s elektronları hem de dış ön alt seviyenin 3d elektronları değerlik elektronlarıdır (üçüncü enerji seviyesinin tamamen tamamlandığı çinko atomu hariç).

Dördüncü periyot tamamlanmasına rağmen 4d ve 4f yörüngeleri serbest kaldı.

BEŞİNCİ DÖNEM

Yörüngelerin doldurulma sırası önceki dönemdekiyle aynıdır: önce 5'li yörünge doldurulur ( 37Rb 5s1), ardından 4d ve 5p ( 54Xe 5s24d105p6). 5s ve 4d yörüngeleri enerji açısından daha da yakındır, dolayısıyla çoğu 4d elementi (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag), 5s'den 4d alt seviyesine bir elektron geçişi yaşar.

ALTINCI VE YEDİNCİ DÖNEM

Altıncı periyot önceki periyottan farklı olarak 32 element içermektedir. Sezyum ve baryum 6'lı elementlerdir. Bir sonraki enerji açısından uygun durumlar 6p, 4f ve 5d'dir. Klechkovsky kuralının aksine, lantanda dolu olan 4f değil 5d yörüngesidir ( 57La 6s25d1), ancak onu takip eden elemanlar için 4f-alt düzeyi doldurulur ( 58Ce 6s24f2), on dört olası elektronik durumun bulunduğu. Seryumdan (Ce) lutesyuma (Lu) kadar olan atomlara lantanitler denir - bunlar f elementleridir. Lantanit dizisinde, tıpkı d element dizisinde olduğu gibi bazen bir elektron “sızıntısı” meydana gelir. 4f-alt düzeyi tamamlandığında, 5d-alt düzeyi (dokuz element) dolmaya devam eder ve altıncı periyot, birincisi dışında diğerleri gibi, altı p-elementiyle tamamlanır.

Yedinci periyodun ilk iki elementi francium ve radyumdur, bunu bir 6d elementi olan aktinyum takip eder ( 89Ac 7s26d1). Aktinyum'u on dört 5f elementi (aktinit) takip eder. Aktinitleri dokuz adet 6d elementi takip etmeli ve altı adet p elementi periyodu tamamlamalıdır. Yedinci periyot henüz tamamlanmadı.

Bir sistemin periyotlarının elementler tarafından oluşumunun ve atomik yörüngelerin elektronlarla doldurulmasının dikkate alınan modeli, atomların elektronik yapılarının çekirdeğin yüküne periyodik bağımlılığını gösterir.

Dönem atom çekirdeğinin artan yüklerine göre düzenlenmiş ve dış elektronların baş kuantum sayısının aynı değeri ile karakterize edilen bir dizi elementtir. Dönem başında doldurulur ns - ve sonunda - n.p. -orbitaller (ilk periyot hariç). Bu elementler D.I.'nin periyodik tablosunun sekiz ana (A) alt grubunu oluşturur. Mendeleev.

Ana alt grup dikey olarak düzenlenmiş ve dış enerji seviyesinde aynı sayıda elektrona sahip bir dizi kimyasal elementtir.

Dönem içinde çekirdeğin yükünün artması ve dış elektronların ona soldan sağa doğru artan çekim kuvveti ile atomların yarıçapları azalır, bu da metalik özelliklerin zayıflamasına ve metalik olmayan özelliklerin artmasına neden olur. metalik özellikler. İçin atom yarıçapıçekirdekten dış kuantum katmanının maksimum elektron yoğunluğuna kadar teorik olarak hesaplanan mesafeyi alın. Gruplarda yukarıdan aşağıya doğru enerji düzeylerinin sayısı ve dolayısıyla atom yarıçapı artar. Aynı zamanda metalik özellikler de geliştirilir. Atom çekirdeğinin yüklerine bağlı olarak periyodik olarak değişen atomların önemli özellikleri arasında bölüm 2.2'de tartışılacak olan iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisi de bulunmaktadır.

Elektronik konfigürasyon Bir atom, elektron yörüngelerinin sayısal bir temsilidir. Elektron yörüngeleri, atom çekirdeği çevresinde yer alan ve içinde bir elektronun bulunmasının matematiksel olarak muhtemel olduğu çeşitli şekillerdeki bölgelerdir. Elektronik konfigürasyon, okuyucuya bir atomun kaç tane elektron yörüngesine sahip olduğunu hızlı ve kolay bir şekilde söylemenin yanı sıra her bir yörüngedeki elektron sayısını belirlemeye yardımcı olur. Bu makaleyi okuduktan sonra elektronik konfigürasyonları oluşturma yöntemine hakim olacaksınız.

Adımlar

D. I. Mendeleev'in periyodik sistemini kullanarak elektronların dağılımı

Atomunuzun atom numarasını bulun. Her atomun kendisiyle ilişkili belirli sayıda elektronu vardır. Periyodik tablodaki atomunuzun sembolünü bulun. Atom numarası, 1'den (hidrojen için) başlayan ve sonraki her atom için bir artan pozitif bir tam sayıdır. Atom numarası, bir atomdaki protonların sayısıdır ve dolayısıyla aynı zamanda sıfır yüklü bir atomun elektronlarının sayısıdır.

Bir atomun yükünü belirleyin. Nötr atomlar periyodik tabloda gösterilenle aynı sayıda elektrona sahip olacaktır. Ancak yüklü atomlar, yüklerinin büyüklüğüne bağlı olarak daha fazla veya daha az elektrona sahip olacaktır. Yüklü bir atomla çalışıyorsanız, elektronları şu şekilde ekleyin veya çıkarın: her negatif yük için bir elektron ekleyin ve her pozitif yük için bir elektron çıkarın.

• Örneğin, yükü -1 olan bir sodyum atomunun fazladan bir elektronu olacaktır. Ek olarak temel atom numarası 11'e. Yani atomun toplam 12 elektronu olacaktır.
• Eğer +1 yüküne sahip bir sodyum atomundan bahsediyorsak, atom numarası 11 olan baz atomundan bir elektronun çıkarılması gerekir. Böylece atomun 10 elektronu olacaktır.

1. Orbitallerin temel listesini hatırlayın. Bir atomdaki elektron sayısı arttıkça, atomun elektron kabuğunun çeşitli alt düzeylerini belirli bir sıraya göre doldururlar. Elektron kabuğunun her alt seviyesi doldurulduğunda çift sayıda elektron içerir. Aşağıdaki alt düzeyler mevcuttur:

   Elektronik konfigürasyon gösterimini anlayın. Elektron konfigürasyonları, her bir yörüngedeki elektron sayısını açıkça gösterecek şekilde yazılmıştır. Orbitaller, her bir yörüngedeki atom sayısı, yörünge adının sağında üst simge olarak yazılacak şekilde sırayla yazılır. Tamamlanan elektronik konfigürasyon, bir dizi alt seviye tanımlaması ve üst simge şeklini alır.

   • Örneğin burada en basit elektronik konfigürasyon verilmiştir: 1s 2 2s 2 2p 6 . Bu konfigürasyon, 1s alt seviyesinde iki elektron, 2s alt seviyesinde iki elektron ve 2p alt seviyesinde altı elektron olduğunu gösterir. Toplamda 2 + 2 + 6 = 10 elektron. Bu, nötr bir neon atomunun elektronik konfigürasyonudur (neonun atom numarası 10'dur).

2. Yörüngelerin sırasını unutmayın. Elektron yörüngelerinin artan elektron kabuk sayısına göre numaralandırıldığını, ancak artan enerji sırasına göre düzenlendiğini unutmayın. Örneğin, doldurulmuş bir 4s 2 yörüngesi, kısmen doldurulmuş veya doldurulmuş bir 3d 10 yörüngesinden daha düşük enerjiye (veya daha az hareketliliğe) sahiptir, bu nedenle önce 4s yörüngesi yazılır. Orbitallerin sırasını öğrendikten sonra bunları atomdaki elektron sayısına göre kolaylıkla doldurabilirsiniz. Yörüngelerin doldurulma sırası aşağıdaki gibidir: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Tüm yörüngelerin dolu olduğu bir atomun elektronik konfigürasyonu şu şekilde olacaktır: 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
   • Tüm yörüngeler dolduğunda yukarıdaki girişin, periyodik tablodaki en yüksek numaralı atom olan Uuo (ununoktiyum) 118 elementinin elektron konfigürasyonu olduğuna dikkat edin. Bu nedenle, bu elektronik konfigürasyon, nötr yüklü bir atomun şu anda bilinen tüm elektronik alt düzeylerini içerir.

3. Orbitalleri atomunuzdaki elektron sayısına göre doldurun.Örneğin, nötr bir kalsiyum atomunun elektronik konfigürasyonunu yazmak istiyorsak, periyodik tablodaki atom numarasına bakarak başlamalıyız. Atom numarası 20 olduğundan 20 elektronlu bir atomun konfigürasyonunu yukarıdaki sıraya göre yazacağız.

   • Yirminci elektrona ulaşıncaya kadar yörüngeleri yukarıdaki sıraya göre doldurun. İlk 1'lerin yörüngesinde iki elektron olacak, 2'lerin yörüngesinde de iki, 2p'de altı, 3'lerde iki, 3p'de 6 ve 4'lerde 2 elektron olacak (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20.) Başka bir deyişle, kalsiyumun elektronik konfigürasyonu şu şekildedir: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Orbitallerin artan enerji sırasına göre düzenlendiğine dikkat edin. Örneğin 4. enerji seviyesine geçmeye hazır olduğunuzda öncelikle 4s yörüngesini yazın ve Daha sonra 3d. Dördüncü enerji seviyesinden sonra aynı sıranın tekrarlandığı beşinci enerji seviyesine geçilir. Bu ancak üçüncü enerji seviyesinden sonra gerçekleşir.

4. Periyodik tabloyu görsel bir ipucu olarak kullanın. Periyodik tablonun şeklinin, elektron konfigürasyonlarındaki elektron alt seviyelerinin sırasına karşılık geldiğini muhtemelen zaten fark etmişsinizdir. Örneğin soldan ikinci sütundaki atomların sonu her zaman "s 2" ile, ince orta kısmın sağ kenarındaki atomların sonu ise her zaman "d 10" ile biter vb. Periyodik tabloyu konfigürasyonları yazmak için görsel bir kılavuz olarak kullanın - yörüngelere eklediğiniz sıranın tablodaki konumunuza nasıl karşılık geldiği. Aşağıya bakın:

   • Spesifik olarak, en soldaki iki sütun, elektronik konfigürasyonları s yörüngeleriyle biten atomları içerir; tablonun sağ bloğu, konfigürasyonları p yörüngeleriyle biten atomları içerir ve alt yarısı, f yörüngeleriyle biten atomları içerir.
   • Örneğin klorun elektronik konfigürasyonunu yazarken şöyle düşünün: "Bu atom periyodik tablonun üçüncü satırında (veya "periyodunda") yer alır. Aynı zamanda p yörünge bloğunun beşinci grubunda yer alır. Periyodik tablo Bu nedenle elektronik konfigürasyonu ..3p 5 ile bitecektir.
   • Tablonun d ve f yörünge bölgesindeki elemanların, bulundukları döneme karşılık gelmeyen enerji seviyeleriyle karakterize edildiğine dikkat edin. Örneğin, d-orbitalli bir element bloğunun ilk sırası 4. periyotta yer almasına rağmen 3d yörüngelere karşılık gelir ve f-orbitalli elementlerin ilk sırası 6. periyotta olmasına rağmen 4f yörüngesine karşılık gelir. dönem.

5. Uzun elektron konfigürasyonlarını yazmak için kullanılan kısaltmaları öğrenin. Periyodik tablonun sağ kenarındaki atomlara ne ad verilir? soy gazlar. Bu elementler kimyasal olarak çok kararlıdır. Uzun elektron konfigürasyonlarını yazma sürecini kısaltmak için, sizin atomunuzdan daha az elektrona sahip en yakın soy gazın kimyasal sembolünü köşeli parantez içine yazın ve ardından sonraki yörünge seviyelerinin elektron konfigürasyonunu yazmaya devam edin. Aşağıya bakın:

   • Bu kavramı anlamak için örnek bir konfigürasyon yazmak faydalı olacaktır. Soy gazı içeren kısaltmayı kullanarak çinkonun (atom numarası 30) konfigürasyonunu yazalım. Çinkonun tam konfigürasyonu şu şekilde görünür: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Ancak 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6'nın bir soy gaz olan argonun elektron konfigürasyonu olduğunu görüyoruz. Elektronik konfigürasyonun çinko kısmını, köşeli parantez (.) içindeki argon kimyasal sembolü ile değiştirmeniz yeterlidir.
   • Dolayısıyla çinkonun kısaltılmış biçimde yazılan elektronik konfigürasyonu şu şekildedir: 4s 2 3d 10 .
   • Eğer argon gibi bir soy gazın elektronik konfigürasyonunu yazıyorsanız bunu yazamayacağınızı lütfen unutmayın! Bu elementten önce gelen soy gazın kısaltması kullanılmalıdır; argon için neon () olacaktır.

   Periyodik tablonun kullanılması ADOMAH

   1. ADOMAH periyodik tablosuna hakim olun. Elektronik konfigürasyonu kaydetmenin bu yöntemi ezberlemeyi gerektirmez, ancak değiştirilmiş bir periyodik tablo gerektirir, çünkü geleneksel periyodik tabloda dördüncü periyottan başlayarak periyot numarası elektron kabuğuna karşılık gelmez. Bilim adamı Valery Zimmerman tarafından geliştirilen özel bir periyodik tablo türü olan ADOMAH periyodik tablosunu bulun. Kısa bir internet aramasıyla bulmak kolaydır.

      • ADOMAH periyodik tablosundaki yatay sıralar halojenler, soy gazlar, alkali metaller, alkalin toprak metaller vb. gibi element gruplarını temsil eder. Dikey sütunlar elektronik seviyelere karşılık gelir ve "kademeli basamaklar" (s, p, d ve f bloklarını birbirine bağlayan çapraz çizgiler) periyotlara karşılık gelir.
      • Helyum hidrojene doğru hareket eder çünkü bu elementlerin her ikisi de 1s yörüngesi ile karakterize edilir. Sağ tarafta periyot blokları (s,p,d ve f) gösterilmiş, alt kısımda ise seviye numaraları verilmiştir. Elementler 1'den 120'ye kadar numaralandırılmış kutularda temsil edilir. Bu sayılar, nötr bir atomdaki toplam elektron sayısını temsil eden sıradan atom numaralarıdır.

   2. ADOMAH tablosunda atomunuzu bulun. Bir elementin elektron konfigürasyonunu yazmak için ADOMAH periyodik tablosundaki sembolüne bakın ve atom numarası daha yüksek olan tüm elementlerin üzerini çizin. Örneğin, erbiyumun (68) elektron konfigürasyonunu yazmanız gerekiyorsa, 69'dan 120'ye kadar tüm elemanların üzerini çizin.

      • Tablonun altındaki 1'den 8'e kadar olan sayılara dikkat edin. Bunlar elektronik düzey sayıları veya sütun sayılarıdır. Yalnızca üzeri çizili öğeler içeren sütunları dikkate almayın. Erbiyum için 1,2,3,4,5 ve 6 numaralı sütunlar kalır.

   3. Elementinize kadar olan yörünge alt düzeylerini sayın. Tablonun sağında gösterilen blok sembollerine (s, p, d ve f) ve tabanda gösterilen sütun numaralarına bakarak, bloklar arasındaki çapraz çizgileri yok sayın ve sütunları sütun bloklarına bölerek sırayla listeleyin. aşağıdan yukarıya. Tekrar ediyorum, tüm öğelerin üzeri çizili olan blokları dikkate almayın. Sütun numarasından başlayıp blok sembolüne kadar sütun blokları yazın, böylece: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (erbium için).

      • Lütfen dikkat: Er'in yukarıdaki elektron konfigürasyonu, elektron alt düzey numarasına göre artan sırada yazılmıştır. Yörüngeleri doldurma sırasına göre de yazılabilir. Bunu yapmak için, sütun bloklarını yazarken sütunlar yerine aşağıdan yukarıya doğru basamakları takip edin: 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. Her elektron alt düzeyi için elektronları sayın. Her sütun bloğundaki üstü çizili olmayan öğeleri, her öğeden bir elektron ekleyerek sayın ve bunların sayısını her sütun bloğu için blok sembolünün yanına şu şekilde yazın: 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 . Örneğimizde bu, erbiyumun elektronik konfigürasyonudur.

   5. Yanlış elektronik konfigürasyonlara dikkat edin. Temel enerji durumu olarak da adlandırılan en düşük enerji durumundaki atomların elektronik konfigürasyonlarıyla ilgili on sekiz tipik istisna vardır. Sadece elektronların işgal ettiği son iki veya üç konum için genel kurala uymazlar. Bu durumda gerçek elektronik konfigürasyon, elektronların atomun standart konfigürasyonuna kıyasla daha düşük enerjili bir durumda olduğunu varsayar. İstisna atomları şunları içerir:

      • CR(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Not(..., 4d4, 5s1); Ay(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Tanrım(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Bu(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); sen(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) ve Santimetre(..., 5f7, 6d1, 7s2).
      • Elektron konfigürasyonu biçiminde yazıldığında bir atomun atom numarasını bulmak için, (s, p, d ve f) harflerini takip eden tüm sayıları toplamanız yeterlidir. Bu yalnızca nötr atomlar için işe yarar, eğer bir iyonla uğraşıyorsanız işe yaramaz; fazladan veya kayıp elektronların sayısını eklemeniz veya çıkarmanız gerekir.
      • Harfin ardından gelen rakam üst simgedir, testte hata yapmayın.
      • "Yarı dolu" alt düzey kararlılığı yoktur. Bu bir basitleştirmedir. "Yarı dolu" alt seviyelere atfedilen herhangi bir stabilite, her bir yörüngenin bir elektron tarafından işgal edilmesi nedeniyle oluşur, böylece elektronlar arasındaki itme en aza indirilir.
      • Her atom kararlı bir duruma eğilimlidir ve en kararlı konfigürasyonlarda s ve p alt seviyeleri doldurulmuştur (s2 ve p6). Soy gazlar bu konfigürasyona sahiptir, dolayısıyla nadiren reaksiyona girerler ve periyodik tablonun sağında yer alırlar. Bu nedenle, eğer bir konfigürasyon 3p 4 ile bitiyorsa, kararlı bir duruma ulaşmak için iki elektrona ihtiyaç duyar (s-alt seviye elektronları dahil altısını kaybetmek daha fazla enerji gerektirir, dolayısıyla dördünü kaybetmek daha kolaydır). Ve eğer konfigürasyon 4d 3 ile biterse, o zaman kararlı bir duruma ulaşmak için üç elektronu kaybetmesi gerekir. Ayrıca yarı dolu alt seviyeler (s1, p3, d5..), örneğin p4 veya p2'den daha kararlıdır; ancak s2 ve p6 daha da kararlı olacaktır.
      • Bir iyonla uğraştığınızda bu, proton sayısının elektron sayısına eşit olmadığı anlamına gelir. Bu durumda atomun yükü kimyasal sembolün sağ üst kısmında (genellikle) gösterilecektir. Bu nedenle, +2 yüklü bir antimon atomu, 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 elektronik konfigürasyonuna sahiptir. 5p 3'ün 5p 1 olarak değiştiğini unutmayın. Nötr atom konfigürasyonu s ve p dışındaki alt düzeylerde sona erdiğinde dikkatli olun. Elektronları çıkardığınızda, onları yalnızca değerlik yörüngelerinden (s ve p yörüngelerinden) alabilirsiniz. Dolayısıyla konfigürasyon 4s 2 3d 7 ile biterse ve atom +2 yükü alırsa konfigürasyon 4s 0 3d 7 ile sona erecektir. Lütfen 3d 7'ye dikkat edin Olumsuz Değişiklikler yerine s yörüngesindeki elektronlar kaybolur.
      • Bir elektronun "daha yüksek bir enerji seviyesine geçmeye" zorlandığı koşullar vardır. Bir alt seviye yarım veya dolu olmaya bir elektron eksik olduğunda, en yakın s veya p alt seviyesinden bir elektron alın ve onu elektrona ihtiyaç duyan alt seviyeye taşıyın.
      • Elektronik konfigürasyonu kaydetmek için iki seçenek vardır. Yukarıda erbiyum için gösterildiği gibi, artan enerji seviyesi sayılarına göre veya elektron yörüngelerini doldurma sırasına göre yazılabilirler.
      • Bir elemanın elektronik konfigürasyonunu yalnızca son s ve p alt seviyesini temsil eden değerlik konfigürasyonunu yazarak da yazabilirsiniz. Dolayısıyla antimonun değerlik konfigürasyonu 5s 2 5p 3 olacaktır.
      • İyonlar aynı değildir. Onlarla çok daha zor. İki seviyeyi atlayın ve başladığınız yere ve elektron sayısının büyüklüğüne bağlı olarak aynı modeli izleyin.

Periyodik Tablodaki elementlerin atomlarının elektronik konfigürasyonları.

Elektronların çeşitli AO'lar üzerindeki dağılımına denir. bir atomun elektronik konfigürasyonu. En düşük enerjili elektronik konfigürasyon şuna karşılık gelir: temel durum atom, geri kalan konfigürasyonlar heyecanlı durumlar.

Bir atomun elektronik konfigürasyonu iki şekilde gösterilir: elektronik formüller ve elektron kırınım diyagramları şeklinde. Elektronik formüller yazarken temel ve yörünge kuantum sayıları kullanılır. Alt seviye, temel kuantum numarası (sayı) ve yörünge kuantum numarası (karşılık gelen harf) kullanılarak belirlenir. Bir alt seviyedeki elektronların sayısı üst simge ile karakterize edilir. Örneğin hidrojen atomunun temel durumu için elektronik formül şöyledir: 1 S 1 .

Elektronik seviyelerin yapısı, alt seviyeler arasındaki dağılımın kuantum hücreleri şeklinde temsil edildiği elektron kırınım diyagramları kullanılarak daha ayrıntılı olarak tanımlanabilir. Bu durumda, yörünge geleneksel olarak yanında bir alt düzey ataması bulunan bir kare olarak tasvir edilir. Enerjileri biraz farklı olduğundan, her düzeydeki alt seviyelerin yüksekliği biraz kaydırılmalıdır. Elektronlar, spin kuantum sayısının işaretine bağlı olarak oklarla veya ↓ ile temsil edilir. Bir hidrojen atomunun elektron kırınım diyagramı:

Çok elektronlu atomların elektronik konfigürasyonlarını oluşturmanın ilkesi, hidrojen atomuna proton ve elektronların eklenmesidir. Elektronların enerji düzeyleri ve alt düzeyler arasındaki dağılımı daha önce tartışılan kurallara tabidir: en az enerji ilkesi, Pauli ilkesi ve Hund kuralı.

Atomların elektronik konfigürasyonlarının yapısı dikkate alınarak, bilinen tüm elementler, son doldurulan alt seviyenin yörünge kuantum sayısının değerine göre dört gruba ayrılabilir: S-elementler, P-elementler, D-elementler, F-elementler.

Helyum atomunda He (Z=2) ikinci elektron 1'de yer alır S-orbital, elektronik formülü: 1 S 2. Elektron kırınım diyagramı:

Helyum, Periyodik Element Tablosunun ilk en kısa periyodunu bitirir. Helyumun elektronik konfigürasyonu ile gösterilir.

İkinci periyot lityum Li (Z=3) ile açılır, elektronik formülü: Elektron kırınım diyagramı:

Aşağıda, aynı enerji seviyesindeki yörüngeleri aynı yükseklikte bulunan elementlerin atomlarının basitleştirilmiş elektron kırınım diyagramları verilmiştir. Dahili, tamamen doldurulmuş alt düzeyler gösterilmemiştir.

Lityumdan sonra berilyum Be (Z=4) gelir; burada ek bir elektron 2'yi doldurur S-orbital. Be'nin elektronik formülü: 2 S 2

Temel durumda, bir sonraki bor elektronu B (z=5) 2'de yer alır R-yörünge, V:1 S 2 2S 2 2P 1; elektron kırınım diyagramı:

Aşağıdaki beş öğenin elektronik konfigürasyonları vardır:

C(Z=6): 2 S 2 2P 2 N (Z=7): 2 S 2 2P 3

Ö (Z=8): 2 S 2 2P 4 F (Z=9): 2 S 2 2P 5

Ne (Z=10): 2 S 2 2P 6

Verilen elektronik konfigürasyonlar Hund kuralına göre belirlenir.

Neonun birinci ve ikinci enerji seviyeleri tamamen doludur. Elektronik konfigürasyonunu belirtelim ve gelecekte elementlerin atomlarının elektronik formüllerini yazarken kısa olması için onu kullanacağız.

Sodyum Na (Z=11) ve Mg (Z=12) üçüncü periyodu açar. Dış elektronlar 3'ü işgal eder S-orbital:

Na (Z=11): 3 S 1

Mg (Z=12): 3 S 2

Daha sonra alüminyumdan (Z=13) başlayarak 3’ü doldurun. R-alt düzey. Üçüncü periyot argon Ar (Z=18) ile biter:

Al (Z=13): 3 S 2 3P 1

Ar (Z=18): 3 S 2 3P 6

Üçüncü periyodun elemanları ikinci periyodun elemanlarından farklıdır çünkü serbest 3'e sahiptirler. D-Kimyasal bir bağın oluşumuna katılabilecek yörüngeler. Bu, elementlerin sergilediği değerlik durumlarını açıklar.

Dördüncü periyotta kurala uygun olarak ( N+ben), potasyum K (Z=19) ve kalsiyum Ca (Z=20) 4 elektrona sahiptir S-alt düzey, 3 değil D.Skandiyum Sc (Z=21) ile başlayıp çinko Zn (Z=30) ile biten dolum gerçekleşir3 D-alt düzey:

Elektronik formüller D-elementler iyonik formda temsil edilebilir: alt seviyeler ana kuantum sayısına göre artan sırada ve sabit bir şekilde listelenir. N– artan yörünge kuantum sayısına göre. Örneğin, Zn için böyle bir giriş şu şekilde görünecektir: Bu girişlerin her ikisi de eşdeğerdir, ancak daha önce verilen çinko formülü, alt seviyelerin doldurulma sırasını doğru bir şekilde yansıtmaktadır.

3. sırada D-Kromdaki elementler Cr (Z=24) kuralından sapma vardır ( N+ben). Bu kurala göre Cr'nin konfigürasyonu şu şekilde görünmelidir: Gerçek konfigürasyonunun şu şekilde olduğu tespit edilmiştir: Bazen bu etkiye elektronun "başarısızlığı" adı verilir. Bu tür etkiler artan direncin yarısı ile açıklanmaktadır ( P 3 , D 5 , F 7) ve tamamen ( P 6 , D 10 , F 14) doldurulmuş alt seviyeler.

Kuraldan sapmalar ( N+ben) diğer elementlerde de görülmektedir (Tablo 6). Bunun nedeni, temel kuantum sayısı arttıkça alt seviyelerin enerjileri arasındaki farkların azalmasıdır.

Sonra 4'ü doldurma geliyor P-alt düzey (Ga - Kr). Dördüncü periyot sadece 18 element içerir. Doldurma 5 aynı şekilde gerçekleşir S-, 4D- ve 5 P- beşinci periyodun 18 elementinin alt seviyeleri. Enerjinin 5 olduğuna dikkat edin S- ve 4 D-alt seviyeler çok yakındır ve 5'li elektron S-alt seviyeler kolayca 4'e geçebilir D-alt düzey. 5'te S-alt düzey Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag'de yalnızca bir elektron bulunur. Temel durum 5'te S-Pd alt düzeyi dolu değil. İki elektronun “arızalanması” gözlenir.

6'yı doldurduktan sonraki altıncı periyotta S-sezyum Cs (Z=55) ve baryum Ba'nın (Z=56) alt düzeyi, kurala göre bir sonraki elektrondur ( N+ben), 4 almalı F-alt düzey. Ancak lantan La'da (Z=57) elektron 5'e gider. D-alt düzey. Yarısı dolu (4 F 7) 4F-alt seviye stabiliteyi arttırmıştır, bu nedenle gadolinyum, europium Eu'nun (Z=63) yanında 4 oranında Gd'ye (Z=64) sahiptir F-alt seviyede aynı sayıda elektron (7) tutulur ve 5'e yeni bir elektron gelir D-alt düzey, kuralı çiğnemek ( N+ben). Terbiyum Tb'de (Z=65) bir sonraki elektron 4'te yer alır F-alt seviye ve elektronun 5'ten geçişi meydana gelir D-alt düzey (yapılandırma 4 F 9 6S 2). Doldurma 4 F-alt düzey iterbiyum Yb'de (Z=70) biter. Lutesyum atomunun bir sonraki elektronu Lu 5'te yer alır D-alt düzey. Elektronik konfigürasyonu lantan atomununkinden yalnızca tamamen dolu olmasıyla farklılık gösterir 4 F-alt düzey.

Tablo 6

İstisnalar ( N+ben) – ilk 86 elementin kuralları

Şu anda, Elementlerin Periyodik Tablosunda D.I. Mendeleev, skandiyum Sc ve itriyum Y altında bazen ilk olarak lutesyum (lantan değil) bulunur. D-element ve lantan da dahil olmak üzere önündeki 14 elementin tümü özel bir gruba yerleştirilmiştir. lantanitler Periyodik Element Tablosunun ötesinde.

Elementlerin kimyasal özellikleri esas olarak dış elektronik seviyelerin yapısı tarafından belirlenir. 4'ün dışındaki üçüncü elektron sayısındaki değişim F-alt seviyenin elementlerin kimyasal özellikleri üzerinde çok az etkisi vardır. Bu nedenle hepsi 4 F-elementler özellikleri bakımından benzerdir. Daha sonra altıncı periyotta 5'in dolması gerçekleşir D-alt düzey (Hf – Hg) ve 6 P-alt düzey (Tl – Rn).

Yedinci periyotta 7 S-alt seviye fransiyum Fr (Z=87) ve radyum Ra (Z=88) ile doludur. Deniz anemonu kuraldan sapma gösterir ( N+ben) ve bir sonraki elektron 6'yı doldurur D-alt seviye, 5 değil F. Daha sonra 5'i doldurulmuş bir grup öğe (Th – No) gelir F-bir aile oluşturan alt düzeyler aktinit. 6'ya dikkat edin D- ve 5 F- alt seviyeler o kadar yakın enerjilere sahiptir ki, aktinit atomlarının elektronik konfigürasyonu çoğu zaman kurala uymaz ( N+ben). Ancak bu durumda tam konfigürasyon değeri 5'tir f t 5d m Elementin kimyasal özellikleri üzerinde oldukça zayıf bir etkiye sahip olduğu için o kadar önemli değil.

Lawrensiyum Lr'de (Z=103), 6'ya yeni bir elektron gelir D-alt düzey. Bu element bazen Periyodik Tabloda lutesyumun altına yerleştirilir. Yedinci dönem henüz tamamlanmadı. 104 – 109 numaralı elementler kararsızdır ve özellikleri çok az bilinmektedir. Böylece çekirdeğin yükü arttıkça dış seviyelerin benzer elektronik yapıları periyodik olarak tekrarlanır. Bu bakımdan elementlerin çeşitli özelliklerinde periyodik değişiklikler de beklenmelidir.

Açıklanan elektronik konfigürasyonların gaz fazındaki izole edilmiş atomlara atıfta bulunduğunu unutmayın. Bir elementin atomunun konfigürasyonu, eğer atom katı veya çözelti halinde ise tamamen farklı olabilir.

Bir atomun elektronik konfigürasyonu bir atomdaki elektronların düzeylere ve alt düzeylere göre dizilişini gösteren bir formüldür. Makaleyi inceledikten sonra elektronların nerede ve nasıl bulunduğunu öğrenecek, kuantum sayılarıyla tanışacak ve bir atomun elektronik konfigürasyonunu numarasına göre oluşturabileceksiniz; makalenin sonunda bir element tablosu bulunmaktadır.

Neden elemanların elektronik konfigürasyonunu incelemeliyiz?

Atomlar bir yapı seti gibidir: Belli sayıda parça vardır, birbirlerinden farklıdırlar, ancak aynı türden iki parça kesinlikle aynıdır. Ancak bu yapım seti plastik olandan çok daha ilginç ve nedeni de bu. Yapılandırma yakınlarda kimin olduğuna bağlı olarak değişir. Örneğin hidrojenin yanında oksijen Belki

suya dönüşür, sodyumun yanında gaza dönüşür, demirin yakınındayken tamamen pasa dönüşür.

Bunun neden olduğu sorusunu yanıtlamak ve bir atomun diğerinin yanındaki davranışını tahmin etmek için aşağıda tartışılacak olan elektronik konfigürasyonu incelemek gerekir.

Bir atomda kaç elektron vardır?

Bir atom bir çekirdek ve onun etrafında dönen elektronlardan oluşur; çekirdek ise proton ve nötronlardan oluşur. Nötr durumda, her atomun elektron sayısı, çekirdeğindeki proton sayısına eşittir. Proton sayısı, elementin atom numarası ile belirlenir; örneğin, kükürtün 16 protonu vardır - periyodik tablonun 16. elementi. Altının 79 protonu var - periyodik tablonun 79. elementi. Buna göre kükürtün nötr durumda 16 elektronu, altının ise 79 elektronu vardır.

• Elektron nerede aranır?
• Elektronun davranışını gözlemleyerek belirli modeller elde edildi; bunlar kuantum sayılarıyla tanımlanır; toplamda dört tane vardır:
• Baş kuantum sayısı
• Yörünge kuantum numarası

Manyetik kuantum sayısı

Spin kuantum sayısı

Orbital
Ayrıca yörünge kelimesi yerine "yörünge" terimini kullanacağız; yörünge, elektronun dalga fonksiyonudur; kabaca, elektronun zamanının %90'ını geçirdiği bölgedir.
N - seviye
L - kabuk

M l - yörünge numarası

Elektron bulutunun incelenmesi sonucunda, enerji seviyesine bağlı olarak bulutun dört ana form aldığını buldular: bir top, dambıl ve diğer iki, daha karmaşık form.

Artan enerjiye göre bu formlara s-, p-, d- ve f-kabuğu adı verilir.
Bu kabukların her biri 1 (s üzerinde), 3 (p üzerinde), 5 (d üzerinde) ve 7 (f üzerinde) yörüngeye sahip olabilir. Yörünge kuantum sayısı, yörüngelerin bulunduğu kabuktur. S,p,d ve f yörüngeleri için yörünge kuantum sayısı sırasıyla 0,1,2 veya 3 değerlerini alır.
S kabuğunda bir yörünge vardır (L=0) - iki elektron
P kabuğunda üç yörünge vardır (L=1) - altı elektron

D kabuğunda beş yörünge vardır (L=2) - on elektron

F kabuğunda yedi yörünge vardır (L=3) - on dört elektron

Manyetik kuantum sayısı m l

P kabuğunda üç yörünge vardır ve bunlar -L'den +L'ye kadar sayılarla gösterilir, yani p kabuğu (L=1) için "-1", "0" ve "1" yörüngeleri vardır. .
Manyetik kuantum sayısı m l harfiyle gösterilir.

Kabuğun içinde elektronların farklı yörüngelere yerleştirilmesi daha kolaydır, bu nedenle ilk elektronlar her bir yörüngeyi doldurur ve ardından her birine bir çift elektron eklenir.

D kabuğunu düşünün:

D kabuğu L=2 değerine karşılık gelir, yani beş yörünge (-2,-1,0,1 ve 2), ilk beş elektron M l =-2, M değerlerini alarak kabuğu doldurur. l =-1, M l =0 , M l =1,M l =2.

Spin kuantum sayısı m s

Spin, bir elektronun kendi ekseni etrafında dönme yönüdür, iki yön vardır, dolayısıyla spin kuantum numarasının iki değeri vardır: +1/2 ve -1/2. Bir enerji alt seviyesi yalnızca zıt spinlere sahip iki elektron içerebilir. Spin kuantum sayısı m s ile gösterilir

Yani herhangi bir elektron dört kuantum sayısıyla tanımlanabilir, bu sayıların kombinasyonu elektronun her konumu için benzersizdir, ilk elektronu alın, en düşük enerji seviyesi N = 1'dir, ilk seviyede bir kabuk vardır, Herhangi bir seviyedeki ilk kabuk bir top (s-kabuk) şeklindedir; L=0, manyetik kuantum sayısı yalnızca bir değer alabilir, M l =0 ve spin +1/2'ye eşit olacaktır.