Simbol Lewis: Diagrama de electroni: Un singur electron al unui atom de hidrogen poate participa la formarea unei singure legături chimice cu alți atomi: Numărul de legături covalente , pe care un atom îl formează într-un compus dat, îl caracterizează valenţă . În toți compușii, atomul de hidrogen este monovalent. Heliu Heliul, ca și hidrogenul, este un element al primei perioade. În singurul său strat cuantic are unul s-un orbital care contine doi electroni cu spin antiparalel (pereche de electroni singuri). Simbolul lui Lewis: Nu:. Configuratie electronica 1s 2, reprezentarea sa grafică: Nu există electroni nepereche în atomul de heliu, nu există orbiti liberi. Nivelul lui de energie este complet. Atomii cu un strat cuantic complet nu pot forma legături chimice cu alți atomi. Sunt numiti nobil sau gaze inerte. Heliul este primul lor reprezentant. PERIOADA A DOUA Litiu Atomii tuturor elementelor doilea perioada au două niveluri de energie. Stratul cuantic interior este nivelul energetic complet al atomului de heliu. După cum se arată mai sus, configurația sa arată ca 1 s 2, dar notația prescurtată poate fi folosită și pentru a-l descrie: . În unele izvoare literare este desemnat [K] (prin numele primului înveliș de electroni). Al doilea strat cuantic de litiu conține patru orbitali (22 = 4): unul s si trei r. Configurația electronică a atomului de litiu: 1 s 22s 1 sau 2 s 1. Folosind ultima intrare, sunt izolați doar electronii stratului cuantic exterior (electronii de valență). Simbolul Lewis pentru litiu este Li. Reprezentare grafică configuratie electronica:
Beriliu Configuratie electronica - 2s2.
Schema electronică a stratului cuantic exterior: Bor

Configurație electronică - 2s22р1. Atomul de bor poate intra într-o stare excitată. Schema electronică a stratului cuantic exterior: Într-o stare excitată, un atom de bor are trei electroni nepereche și poate forma trei legături chimice: ВF3, B2O3. În acest caz, atomul de bor rămâne cu un orbital liber, care poate participa la formarea unei legături conform mecanismului donor-acceptor.

Un atom de carbon neexcitat poate forma două legături covalente datorită împerecherii electronilor și una prin mecanismul donor-acceptor. Un exemplu de astfel de compus este monoxidul de carbon (II), care are formula CO și se numește monoxid de carbon. Structura sa va fi discutată mai detaliat în secțiunea 2.1.2. Un atom de carbon excitat este unic: toți orbitalii stratului său cuantic exterior sunt umpluți cu electroni nepereche, adică. Are același număr de orbitali de valență și electroni de valență. Partenerul său ideal este atomul de hidrogen, care are un electron în singurul său orbital. Aceasta explică capacitatea lor de a forma hidrocarburi. Având patru electroni nepereche, atomul de carbon formează patru legături chimice: CH4, CF4, CO2. În molecule compuși organici Atomul de carbon este întotdeauna într-o stare excitată:
Atomul de azot nu poate fi excitat deoarece nu există niciun orbital liber în stratul său cuantic exterior. Formează trei legături covalente datorită împerecherii electronilor:
Având doi electroni nepereche în stratul exterior, atomul de oxigen formează două legături covalente:
Neon Configurație electronică - 2s22р6. Simbol Lewis: Diagrama de electroni a stratului cuantic exterior:

Atomul de neon are un nivel de energie extern complet și nu formează legături chimice cu niciun atom. Acesta este al doilea gaz nobil. PERIOADA A TREIA Atomii tuturor elementelor din a treia perioadă au trei straturi cuantice. Configurația electronică a celor două niveluri interne de energie poate fi descrisă ca . Stratul electronic exterior conține nouă orbiti, care sunt populați de electroni, respectând legile generale. Deci, pentru un atom de sodiu configurația electronică este: 3s1, pentru calciu - 3s2 (în stare excitată - 3s13р1), pentru aluminiu - 3s23р1 (în stare excitată - 3s13р2). Spre deosebire de elementele perioadei a doua, atomii elementelor grupelor V – VII ale perioadei a treia pot exista atât în ​​stare de bază, cât și în stări excitate. Fosfor Fosforul este un element din grupa 5. Configurația sa electronică este 3s23р3. La fel ca azotul, are trei electroni nepereche la nivelul său energetic cel mai exterior și formează trei legături covalente. Un exemplu este fosfina, care are formula PH3 (comparați cu amoniacul). Dar fosforul, spre deosebire de azot, conține orbitali d liberi în stratul cuantic exterior și poate intra într-o stare excitată - 3s13р3d1:

Acest lucru îi oferă posibilitatea de a forma cinci legături covalente în compuși precum P2O5 și H3PO4.

Sulf Configurația electronică a stării fundamentale este 3s23p4. Schema electronica:
Cu toate acestea, poate fi excitat prin transferul unui electron mai întâi din r- pe d-orbital (prima stare excitată), iar apoi cu s- pe d-orbital (a doua stare excitată):
În prima stare excitată, atomul de sulf formează patru legături chimice în compuși precum SO2 și H2SO3. A doua stare excitată a atomului de sulf poate fi descrisă folosind o diagramă electronică:

Acest atom de sulf formează șase legături chimice în compușii SO3 și H2SO4.

1.3.3. Configurații electronice ale atomilor elementelor mari perioade PERIOADA A PATRA

Perioada începe cu configurația electronică de potasiu (19K): 1s22s22p63s23p64s1 sau 4s1 și calciu (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 sau 4s2. Astfel, în conformitate cu regula Klechkovsky, după orbitalii p ai lui Ar, subnivelul exterior 4s este umplut, care are energie mai mică, deoarece Orbitul 4s pătrunde mai aproape de nucleu; Subnivelul 3d rămâne gol (3d0). Pornind de la scandiu, orbitalii subnivelului 3d sunt populați în 10 elemente. Sunt numiti d-elemente.

În conformitate cu principiul umplerii secvențiale a orbitalilor, atomul de crom ar trebui să aibă o configurație electronică de 4s23d4, dar prezintă un „salt” de electroni, care constă în tranziția unui electron de 4s la un orbital 3d care este aproape de energie ( Fig. 11).

S-a stabilit experimental că au crescut stările atomice în care orbitalii p-, d-, f sunt plini pe jumătate (p3, d5, f7), complet (p6, d10, f14) sau liberi (p0, d0, f0). stabilitate. Prin urmare, dacă unui atom îi lipsește un electron înainte de jumătate de completare sau de finalizare a unui subnivel, se observă „salt” de la un orbital umplut anterior (în acest caz, 4s).

Cu excepția Cr și Cu, toate elementele de la Ca la Zn au același număr de electroni în învelișul lor exterior - doi. Aceasta explică modificarea relativ mică a proprietăților în seria metalelor de tranziție. Cu toate acestea, pentru elemente enumerate Atât electronii 4s ai subnivelului exterior, cât și electronii 3d ai subnivelului pre-exterior sunt de valență (cu excepția atomului de zinc, în care al treilea nivel de energie este complet completat).

	31Ga 4s23d104p1 32Ge 4s23d104p2 33As 4s23d104p3 34Se 4s23d104p4 35Br 4s23d104p5 36Kr 4s23d104p6

Orbitalii 4d și 4f au rămas liberi, deși a patra perioadă a fost încheiată.

PERIOADA A V-A

Secvența de umplere a orbitalilor este aceeași ca în perioada anterioară: mai întâi se umple orbitalul 5s ( 37Rb 5s1), apoi 4d și 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Orbitalii 5s și 4d sunt și mai apropiați ca energie, astfel încât majoritatea elementelor 4d (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) experimentează o tranziție de electroni de la 5s la subnivelul 4d.

PERIOADA A ŞASEA ŞI A ŞAPTEA

Spre deosebire de cea precedentă, a șasea perioadă include 32 de elemente. Cesiu și bariu sunt elemente 6s. Următoarele stări favorabile energetic sunt 6p, 4f și 5d. Contrar regulii lui Klechkovsky, în lantan nu orbitalul 4f este umplut, ci orbitalul 5d ( 57La 6s25d1), totuși, pentru elementele care îl urmează, subnivelul 4f este umplut ( 58C 6s24f2), pe care există paisprezece stări electronice posibile. Atomii de la ceriu (Ce) la lutețiu (Lu) se numesc lantanide - acestea sunt elemente f. În seria de lantanide, uneori apare o „scurgere” de electroni, la fel ca în seria de elemente d. Când subnivelul 4f este finalizat, subnivelul 5d (nouă elemente) continuă să fie umplut și a șasea perioadă, ca oricare alta, cu excepția primei, este completată de șase elemente p.

Primele două elemente din perioada a șaptea sunt franciu și radiu, urmate de un element 6d, actiniu ( 89Ac 7s26d1). Actiniul este urmat de paisprezece elemente 5f - actinide. Actinidele ar trebui să fie urmate de nouă elemente 6d și șase elemente p ar trebui să completeze perioada. A șaptea perioadă este incompletă.

Modelul considerat al formării perioadelor unui sistem de către elemente și umplerea orbitalilor atomici cu electroni arată dependența periodică a structurilor electronice ale atomilor de sarcina nucleului.

Perioadă este un set de elemente dispuse în ordinea sarcinilor crescătoare ale nucleelor ​​atomice și caracterizate prin aceeași valoare a numărului cuantic principal al electronilor exteriori. La începutul perioadei sunt completate ns - și la sfârșit - n.p. -orbitali (cu excepţia primei perioade). Aceste elemente formează opt subgrupe principale (A) ale sistemului periodic al D.I. Mendeleev.

Subgrupul principal este o colecție elemente chimice, situat pe verticală și având acelasi numar electroni la nivelul energetic exterior.

În această perioadă, odată cu creșterea încărcăturii nucleului și o creștere a forței de atracție a electronilor externi către acesta de la stânga la dreapta, razele atomilor scad, ceea ce determină, la rândul său, o slăbire a proprietăților metalice și o creștere a proprietăți metalice. Pentru raza atomică luați distanța calculată teoretic de la nucleu la densitatea maximă de electroni a stratului cuantic exterior. Pe grupe, de sus în jos, crește numărul de niveluri de energie și, în consecință, raza atomică. În același timp, proprietățile metalice sunt îmbunătățite. LA proprietăți importante atomii, care variază periodic în funcție de sarcinile nucleelor ​​atomice, includ, de asemenea, energia de ionizare și afinitatea electronică, care vor fi discutate în secțiunea 2.2.

Curs 2. Configurarea electronică a unui element

La sfârșitul ultimei prelegeri, pe baza regulilor lui Klechkovsky, am construit ordinea de umplere a subnivelurilor de energie cu electroni.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f14 5d9 6p6 7s2 6d1 5f14 6d9 7p6 …

Distribuția electronilor unui atom de-a lungul subnivelurilor energetice se numește configuratie electronica.În primul rând, când se uită la rândul de umplere, un anumit model de periodicitate atrage atenția.

Umplerea orbitalilor energetici cu electroni în starea fundamentală a unui atom urmează principiul energiei minime: mai întâi, orbitalii inferiori mai favorabili sunt umpluți, iar apoi orbitalii superiori, succesiv, conform ordinii de umplere.

Să analizăm secvența de umplere.

Dacă un atom conține exact 1 electron, acesta se încadrează în cel mai de jos 1s-AO (AO – orbital atomic). În consecință, configurația electronică rezultată poate fi reprezentată prin notația 1s1 sau grafic (Vezi mai jos - săgeata într-un pătrat).

Nu este greu de înțeles că, dacă există mai mult de un electron într-un atom, aceștia ocupă secvenţial mai întâi 1s, apoi 2s, iar în cele din urmă se mută la subnivelul 2p. Cu toate acestea, deja pentru șase electroni (un atom de carbon în starea fundamentală), apar două posibilități: umplerea subnivelului 2p cu doi electroni cu același spin sau cu cel opus.

Să dăm o analogie simplă: să presupunem că orbitali atomici sunt un fel de „camere” pentru „chiriași”, în rolul cărora sunt electronii. Este bine cunoscut din practică că rezidenții preferă, dacă este posibil, să ocupe fiecare cameră separată, decât să fie înghesuiți într-una singură.

Comportamentul similar este tipic pentru electroni, care se reflectă în regula lui Hund:

Regula lui Hund: starea stabilă a atomului corespunde unei astfel de distribuții a electronilor în cadrul subnivelului energetic la care spinul total este maxim.

Starea atomului cu energia minimă se numește starea fundamentală, iar restul se numește stări excitate ale atomului.

Curs 2. Configurare electronică

Atomii elementelor perioadelor I și II

1 electron

2 electroni

3 electroni

4 electroni

5 electroni

6 electroni

7 electroni

8 electroni

9 electroni

10Ne

10 electroni

Element al tuturor e-

configuratie electronica

distribuția electronilor

Apoi, pe baza regulii lui Hund, pentru azot starea fundamentală presupune prezența a trei electroni p nepereche (configurația electronică ...2p3). În atomii de oxigen, fluor și neon, electronii sunt perechi succesiv și subnivelul 2p este umplut.

Vă rugăm să rețineți că a treia perioadă a tabelului periodic începe cu atomul de sodiu,

a cărui configurație (11 Na ... 3s1) este foarte asemănătoare cu configurația litiului (3 Li ... 2s1)

cu excepția faptului că numărul cuantic principal n este trei, nu doi.

Umplerea subnivelurilor energetice din atomi cu electroni elementele III perioada este exact aceeași cu cea observată pentru elementele din perioada II: atomul de magneziu completează subnivelul 3s, apoi electronii de la aluminiu la argon sunt plasați succesiv pe subnivelul 3p conform regulii lui Hund: mai întâi, electronii individuali (Al, Si, P). ) sunt plasate pe AO, apoi se împerechează.

Atomi de elemente din perioada a III-a

11Na

12 mg

13Al

14Si

17Cl

18Ar

abreviat

distributie e-

Curs 2. Configurare electronică

A patra perioadă a Tabelului Periodic începe cu umplerea subnivelului 4s în atomii de potasiu și calciu cu electroni. După cum urmează din ordinea de umplere, apoi vine rândul orbitalilor 3d.

Astfel, putem concluziona că umplerea d-AO cu electroni este „întârziată” cu 1 perioadă: în perioada IV, sunt umplute 3(!) d-subniveluri).

Deci, de la Sc la Zn, subnivelul 3d este umplut cu electroni (10 electroni), apoi de la Ga la Kr este umplut subnivelul 4p.

Atomi de elemente din perioada IV

20Ca

21Sc

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

4s2 3d1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2

22Ti

4s2 3d2

30Zn

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

4s2 3d10

31Ga

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

36Kr

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

abreviat

distributie e-

Umplerea subnivelurilor energetice din atomii elementelor din perioada V cu electroni este exact similară cu cea observată pentru elementele din perioada IV.

(demontați-l singur)

În a șasea perioadă, subnivelul 6s este mai întâi umplut cu electroni (atomi 55 Cs și

56 Ba), iar apoi un electron este situat în orbitalul 5d al lantanului (57 La 6s2 5d1).

Pentru următoarele 14 elemente (de la 58 la 71), subnivelul 4f este umplut, adică. umplerea orbitalilor f este „întârziată” cu 2 perioade, în timp ce electronul de la subnivelul 5d este reținut. De exemplu, ar trebui să notăm configurația electronică a ceriului

58 Ce 6s2 5d 1 4 f 1

Pornind de la 72 de elemente (72 Hf) și până la 80 (80 Hg), subnivelul 5d este „reumplut”.

În consecință, configurațiile electronice ale hafniului și mercurului au forma

72 Hf 6s2 5d 1 4 f 14 5d 1 sau intrarea 72 Hf 6s2 4 f 14 5d 2 80 Hg 6s2 5d 1 4 f 14 5d 9 sau 80 Hg 6s2 4 f 14 5d 10 este acceptabilă

Curs 2. Configurare electronică

În mod similar, electronii umplu subnivelurile de energie din atomii elementelor din perioada VII.

Determinarea numerelor cuantice din configurația electronică

Ce sunt numerele cuantice, cum au apărut și de ce sunt necesare - vezi Curs 1.

Date: înregistrarea configurației electronice „3p 4”

Numărul cuantic principal n este prima cifră din notație, adică. „3”. n = 3 „3 p4”, număr cuantic principal;

Numărul cuantic secundar (orbital, azimutal) l este codificat desemnarea literei subnivel. Litera p corespunde numărului l = 1.

formă de nor

l = 1 "3p 4",

"gantere"

Distribuția electronilor într-un subnivel conform principiului Pauli și regula lui Hund

m Є [-1;+1] – orbitalii sunt identici (degenerați) în energien = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = -1);

s = + ½

n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = 0); s = + ½n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = +1); s = + ½ n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = -1);

s = - ½ Nivelul de valență și electronii de valență

Nivel de valență

este un set de subniveluri energetice care participă la formarea legăturilor chimice cu alți atomi.

Electronii aflați la nivelul de valență se numesc electroni de valență.

Elementele PSHE sunt împărțite în 4 grupuri

Curs 2. Configurare electronică

s-elemente. Electroni de valență ns x. Două elemente-s se găsesc la începutul fiecărei perioade.

p-elemente. Electroni de valență ns 2 np x . Șase elemente p sunt situate la sfârșitul fiecărei perioade (cu excepția primei și a șaptelea).

d-elemente. Electroni de valență ns 2 (n-1)d x. Zece elemente d formează subgrupuri secundare, începând din perioada IV și sunt situate între elementele s și p. f -elemente. Electroni de valență ns 2 (n-1)d 1 (n-2)f x . Paisprezece elemente f formează seriile lantanide (4f) și actinide (5f), care sunt situate sub tabel.

Analogii electronici

- acestea sunt particule care se caracterizează prin configurații electronice similare, adică distribuția electronilor între subniveluri.

De exemplu H 1s1 Li … 2s1 Na … 3s1 K … 4s1 Analogii electronici au configurații electronice similare, așa că sunt

proprietăți chimice

Mecanica cuantică prezice că starea unei particule are cea mai scăzută energie atunci când toate nivelurile sunt fie complet, fie pe jumătate umplute cu electroni.

De aceea pentru elementele subgrupului de crom(Cr, Mo, W, Sg) și elementele subgrupului de cupru(Cu, Ag, Au) există o mișcare de 1 electron cs - la subnivelul d.

24 Cr 4s2 3d4 24 Cr 4s1 3d5 29 Cu 4s2 3d9 29 Cu 4s1 3d10

Acest fenomen se numește „eșec” electronic și trebuie reținut.

Un fenomen similar este, de asemenea, tipic pentru elementele f, dar chimia lor depășește domeniul de aplicare al cursului nostru.

Vă rugăm să rețineți: pentru elementele p, scufundarea electronilor NU este observată!

Pentru a rezuma, trebuie concluzionat că numărul de electroni dintr-un atom este determinat de compoziția nucleului său, iar distribuția lor (configurația electronică) este determinată de mulțimi

Curs 2. Configurare electronică

numere cuantice. La rândul său, configurația electronică determină proprietățile chimice ale elementului.

Prin urmare, este evident că Proprietăți substanțe simple, precum și proprietățile compușilor

elementele sunt periodic dependente de mărimea sarcinii nucleare

atom (număr de serie).

Legea periodică

Proprietățile de bază ale atomilor elementelor

1. Raza atomică - distanța de la centrul nucleului până la nivelul energetic exterior. ÎN

perioada, pe măsură ce sarcina nucleului crește, raza atomului scade; in grup,

dimpotrivă, pe măsură ce numărul de niveluri de energie crește, raza atomului crește.

În consecință, în seria O2-, F-, Ne, Na+, Mg2+ - raza particulei scade, deși configurația lor este aceeași 1s2 2s2 2p6.

Pentru nemetale vorbim despre raza covalentă, pentru metale - despre raza metalică, pentru ioni - despre raza ionică.

2. Potențialul de ionizare este energia care trebuie cheltuită pentru desprinderea de atomul 1

electron. Conform principiului energiei celei mai scăzute, electronul care este ultimul în ocupare (pentru elementele s și p) și electronul nivelului energetic exterior (pentru elementele d și f) este îndepărtat primul.

Într-o perioadă, pe măsură ce sarcina nucleului crește, potențialul de ionizare crește - la începutul perioadei există un metal alcalin cu un potențial de ionizare scăzut, la sfârșitul perioadei există un gaz inert. În grup, potențialele de ionizare slăbesc.

Energia de ionizare, eV

3. Afinitatea electronică este energia eliberată atunci când un electron este adăugat unui atom, adică. în timpul formării unui anion. 4. Electronegativitatea (EO) este capacitatea atomilor de a atrage densitatea de electroni către ei înșiși. Spre deosebire de potențialul de ionizare, în spatele căruia se află un anumit măsurabil mărime fizică, EO este o anumită cantitate care poate fidoar calculate, nu poate fi măsurat. Cu alte cuvinte, oamenii au inventat EO pentru a-l folosi pentru a explica anumite fenomene. Pentru scopurile noastre educaționale, trebuie să ne amintim ordinea calitativă a schimbării electronegativitate: F > O > N > Cl > … > H > … > metale. EO este capacitatea unui atom de a schimba densitatea electronilor spre sine, evident crește în perioadă (deoarece sarcina nucleului crește - forța de atracție a electronului și raza atomului scade) și, dimpotrivă, slăbește în grup. Nu este greu de înțeles că, deoarece perioada începe cu un metal electropozitiv, și se termină cu un nemetal tipic din grupa VII (nu luăm în considerare gazele inerte), atunci gradul de modificare a EO în perioadă este mai mare decât în ​​grup. Curs 2. Configurare electronică 5. Starea de oxidare este sarcina condiționată a unui atom dintr-un compus chimic, calculat în aproximaţie că toate legăturile sunt formate din ioni. Starea minimă de oxidare este determinată de câți electroni poate accepta un atom per afișați succesiunea conexiunilor atomilor între ei. Să considerăm fiecare pereche de atomi separat și să notăm cu o săgeată deplasarea electronilor către atomul din perechea a cărei EO este mai mare (b). În consecință, electronii s-au deplasat - și s-au format sarcini - pozitive și negative: la capătul fiecărei săgeți există o sarcină (-1), corespunzătoare adunării a 1 electron; la baza săgeții există o sarcină (+1) corespunzătoare îndepărtării a 1 electron. Sarcinile rezultate sunt starea de oxidare a unui anumit atom. H+1 H+1 Asta e tot pentru astăzi, mulțumesc pentru atenție. Literatură 1. S.G. Baram, M.A. Ilyin. Chimie la școala de vară. Manual alocație / Novosibirsk. stat Universitatea, Novosibirsk, 2012. 48 p. 2. A.V. Manuilov, V.I. Rodionov. Bazele chimiei pentru copii și adulți. – M.: Editura ZAO Tsentrpoligraf, 2014. – 416 p. – vezi p. 29-85. http://www.hemi.nsu.ru/

Configurații electronice ale atomilor

Electronii dintr-un atom ocupă niveluri, subniveluri și orbitali conform următoarelor reguli.

regula lui Pauli. Într-un atom, doi electroni nu pot avea patru numere cuantice identice. Ele trebuie să difere cu cel puțin un număr cuantic.

Orbitul conține electroni cu anumite numere n, l, m l, iar electronii de pe el pot diferi doar în numărul cuantic m s, care are două valori +1/2 și -1/2. Prin urmare, nu pot fi localizați mai mult de doi electroni într-un orbital.

La un subnivel, electronii au anumite n și l și diferă prin numerele m l și m s. Deoarece m l poate lua 2l+1 valori și m s - 2 valori, atunci un subnivel nu poate conține mai mult de 2(2l+1) electroni. Prin urmare, numărul maxim de electroni în subnivelurile s-, p-, d-, f este de 2, 6, 10, respectiv 14 electroni.

În mod similar, un nivel nu conține mai mult de 2n 2 electroni, iar numărul maxim de electroni din primele patru niveluri nu trebuie să depășească 2, 8, 18 și, respectiv, 32 de electroni.

Regula cu cea mai mică energie. Umplerea secvențială a nivelurilor trebuie să aibă loc în așa fel încât să asigure energia minimă a atomului. Fiecare electron ocupă orbitalul liber cu cea mai mică energie.

regula lui Klechkovsky. Completarea subnivelurilor electronice se realizează în ordinea crescătoare a sumei (n+l), iar în cazul aceleiași sume (n+l) - în ordinea crescătoare a numărului n.

Forma grafică a regulii lui Klechkovsky.

Conform regulii lui Klechkovsky, subnivelurile sunt completate în următoarea ordine: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p , 8s,...

Deși umplerea subnivelurilor are loc conform regulii Klechkovsky, în formula electronică subnivelurile sunt scrise succesiv pe nivel: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f etc. Acest lucru se datorează faptului că energia nivelurilor umplute este determinată de numărul cuantic n: cu cât n este mai mare, cu atât energia este mai mare și pentru nivelurile complet umplute avem E 3d

O scădere a energiei subnivelurilor cu n mai mic și l mai mare, dacă sunt umplute complet sau la jumătate, duce pentru un număr de atomi la configurații electronice care diferă de cele prezise de regula Klechkovsky. Deci pentru Cr și Cu avem o distribuție la nivel de valență:

Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 și Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 , nu

Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 și Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 .

regula lui Hund. Umplerea orbitalilor unui subnivel dat se realizează astfel încât spinul total să fie maxim. Orbitalii unui subnivel dat sunt umpluți mai întâi cu câte un electron. De exemplu, pentru configurația p 2, umplerea p x 1 p y 1 cu spin total s = 1/2 + 1/2 = 1 este de preferat (adică, corespunde unei energii mai mici) decât umplerea p x 2 cu spin total s = 1/ 2 - 1/2 = 0.

- mai profitabil, ¯ - mai puțin profitabil.

Configurațiile electronice ale atomilor pot fi scrise pe niveluri, subniveluri și orbitali. În acest din urmă caz, orbitalul este de obicei desemnat de o celulă cuantică, iar electronii de săgeți, care au o direcție sau alta în funcție de valoarea lui m s.

De exemplu, formula electronică P(15e) poate fi scrisă:

a) după nivel)2)8)5

b) pe subniveluri 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

c) prin orbitali 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 3s 2 3p x 1 3p y 1 3p z 1 sau

­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ­ ­

Exemplu. Notați formulele electronice pentru Ti(22e) și As(33e) după subnivel. Titan este în a 4-a perioadă, așa că notăm subnivelurile până la 4p: 1s2s2p3s3p3d4s4p și le umplem cu electroni până când numărul lor total este 22, în timp ce nu includem subnivelurile necompletate în formula finală. Înțelegem.

Distribuția electronilor pe diferite AO se numește configurația electronică a unui atom. Ii corespunde configurația electronică cu cea mai mică energie stare de bază atom, configurațiile rămase se referă la stări excitate.

Configurația electronică a unui atom este descrisă în două moduri - sub formă de formule electronice și diagrame de difracție a electronilor. La scrierea formulelor electronice se folosesc numerele cuantice principale și orbitale. Subnivelul este desemnat folosind numărul cuantic principal (numărul) și numărul cuantic orbital (litera corespunzătoare). Numărul de electroni dintr-un subnivel este caracterizat de superscript. De exemplu, pentru starea fundamentală a atomului de hidrogen formula electronică este: 1 s 1 .

Structura nivelurilor electronice poate fi descrisă mai pe deplin folosind diagrame de difracție a electronilor, unde distribuția între subniveluri este reprezentată sub formă de celule cuantice. În acest caz, orbital este descris în mod convențional ca un pătrat cu o denumire de subnivel lângă el. Subnivelurile de la fiecare nivel ar trebui să fie ușor compensate în înălțime, deoarece energiile lor sunt ușor diferite. Electronii sunt reprezentați prin săgeți sau ↓ în funcție de semnul numărului cuantic de spin. Diagrama de difracție a electronilor a unui atom de hidrogen:

Principiul construirii configurațiilor electronice ale atomilor cu mai mulți electroni este adăugarea de protoni și electroni la atomul de hidrogen. Distribuția electronilor pe nivelurile și subnivelurile de energie este supusă regulilor discutate mai devreme: principiul energiei minime, principiul Pauli și regula lui Hund.

Luând în considerare structura configurațiilor electronice ale atomilor, toate elementele cunoscute, în conformitate cu valoarea numărului cuantic orbital al ultimului subnivel completat, pot fi împărțite în patru grupe: s-elemente, p-elemente, d-elemente, f-elemente.

Într-un atom de heliu He (Z=2) al doilea electron ocupă 1 s-orbital, formula sa electronică: 1 s 2. Diagrama de difracție a electronilor:

Heliul încheie prima perioadă cea mai scurtă din Tabelul Periodic al Elementelor. Configurația electronică a heliului se notează cu .

A doua perioadă este deschisă de litiu Li (Z=3), formula sa electronică:
Diagrama de difracție a electronilor:

Următoarele sunt diagrame simplificate de difracție de electroni ale atomilor elementelor ai căror orbiti de același nivel de energie sunt localizați la aceeași înălțime. Subnivelurile interne, complet completate, nu sunt afișate.

După litiu vine beriliul Be (Z=4), în care un electron suplimentar populează 2 s-orbital. Formula electronică a lui Be: 2 s 2

În starea fundamentală, următorul electron de bor B (z=5) ocupă 2 r-orbital, V:1 s 2 2s 2 2p 1; diagrama sa de difracție a electronilor:

Următoarele cinci elemente au configurații electronice:

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

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

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

Configurațiile electronice date sunt determinate de regula lui Hund.

Primul și al doilea nivel de energie de neon sunt complet umplute. Să notăm configurația sa electronică și o vom folosi în viitor pentru concizie în scrierea formulelor electronice ale atomilor elementelor.

Sodiu Na (Z=11) și Mg (Z=12) deschid a treia perioadă. Electronii exteriori ocupă 3 s-orbital:

Na (Z=11): 3 s 1

Mg (Z=12): 3 s 2

Apoi, începând cu aluminiu (Z=13), umpleți 3 r-subnivel. A treia perioadă se termină cu argon Ar (Z=18):

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

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

Elementele celei de-a treia perioade diferă de elementele celei de-a doua prin faptul că au liber 3 d-orbitalii care pot participa la formarea unei legaturi chimice. Aceasta explică stările de valență prezentate de elemente.

În a patra perioadă, în conformitate cu regula ( n+l), potasiul K (Z=19) și calciul Ca (Z=20) au 4 electroni s-subnivel, nu 3 d. Începând de la scandiu Sc (Z=21) și terminând cu zinc Zn (Z=30), umplerea 3 d-subnivel:

Formule electronice d-elementele pot fi reprezentate sub formă ionică: subnivelurile sunt enumerate în ordinea crescătoare a numărului cuantic principal, iar la o constantă n– în ordinea creșterii numărului cuantic orbital. De exemplu, pentru Zn o astfel de intrare ar arăta astfel:
Ambele intrări sunt echivalente, dar formula zincului dată mai devreme reflectă corect ordinea în care sunt completate subnivelurile.

În rândul 3 d-elemente în crom Cr (Z=24) există o abatere de la regulă ( n+l). În conformitate cu această regulă, configurația Cr ar trebui să arate astfel:
S-a stabilit că configurația sa reală este
Acest efect este uneori numit „dip” de electroni. Astfel de efecte se explică prin jumătate din rezistența crescută ( p 3 , d 5 , f 7) și complet ( p 6 , d 10 , f 14) subniveluri umplute.

Abateri de la regula ( n+l) se observă și în alte elemente (Tabelul 2). Acest lucru se datorează faptului că, pe măsură ce numărul cuantic principal crește, diferențele dintre energiile subnivelurilor scad.

Urmează umplerea 4 p-subnivel (Ga - Kr). A patra perioadă conține doar 18 elemente. Umplerea 5 are loc în același mod s-, 4d- și 5 p- subnivelurile a 18 elemente ale perioadei a cincea. Rețineți că energia este 5 s- și 4 d-subnivelurile sunt foarte apropiate, iar electronul cu 5 s-subnivelurile pot trece cu ușurință la 4 d-subnivel. La 5 s-subnivelul Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag are un singur electron. În starea fundamentală 5 s-Subnivelul Pd nu este completat. Se observă o „defecțiune” a doi electroni.

Tabelul 2

Excepții de la ( n+l) – reguli pentru primele 86 de elemente

	Configuratie electronica
	conform regulii ( n+l)	real
	4s 2 3d 4 4s 2 3d 9 5s 2 4d 3 5s 2 4d 4 5s 2 4d 5 5s 2 4d 6 5s 2 4d 7 5s 2 4d 8 5s 2 4d 9 6s 2 4f 1 5d 0 6s 2 4f 2 5d 0 6s 2 4f 8 5d 0 6s 2 4f 14 5d 7 6s 2 4f 14 5d 8 6s 2 4f 14 5d 9	4s 1 3d 5 4s 1 3d 10 5s 1 4d 4 5s 1 4d 5 5s 1 4d 6 5s 1 4d 7 5s 1 4d 8 5s 0 4d 10 5s 1 4d 10 6s 2 4f 0 5d 1 6s 2 4f 1 5d 1 6s 2 4f 7 5d 1 6s 0 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 10

În a șasea perioadă după completarea 6 s-subnivelul de cesiu Cs (Z=55) si bariu Ba (Z=56) urmatorul electron, conform regulii ( n+l), ar trebui să ia 4 f-subnivel. Cu toate acestea, în lantanul La (Z=57) electronul merge la 5 d-subnivel. Umplut pe jumătate (4 f 7) 4f-subnivelul are stabilitate crescută, deci gadoliniul are Gd (Z=64), alături de europiu Eu (Z=63), cu 4 f- subnivelul reține același număr de electroni (7), iar un nou electron ajunge la 5 d-subnivel, încălcarea regulii ( n+l). În terbiu Tb (Z=65) următorul electron ocupă 4 f-subnivel si are loc trecerea electronului de la 5 d-subnivel (configurația 4 f 9 6s 2). Umplere 4 f-subnivelul se termină la iterbiu Yb (Z=70). Următorul electron al atomului de lutețiu Lu ocupă 5 d-subnivel. Configurația sa electronică diferă de cea a atomului de lantan doar prin faptul că este complet umplut 4 f-subnivel.

În prezent, în Tabelul periodic al elementelor D.I. Mendeleev sub scandiu Sc și ytriu Y sunt uneori localizate lutețiu (și nu lantan) ca primul d-element, iar toate cele 14 elemente din fața acestuia, inclusiv lantanul, sunt plasate într-un grup special lantanide dincolo de Tabelul Periodic al Elementelor.

Proprietățile chimice ale elementelor sunt determinate în principal de structura nivelurilor electronice exterioare. Modificarea numărului de electroni pe al treilea din exterior 4 f-subnivelul are un efect redus asupra proprietăților chimice ale elementelor. Prin urmare, toate cele 4 f-elementele sunt asemănătoare în proprietăţile lor. Apoi, în a șasea perioadă are loc umplerea cu 5 d-subnivel (Hf – Hg) și 6 p-subnivel (Tl – Rn).

În a șaptea perioadă 7 s-subnivelul este umplut cu franciu Fr (Z=87) si radiu Ra (Z=88). Anemona de mare prezintă o abatere de la regulă ( n+l), iar următorul electron populează 6 d-subnivel, nu 5 f. Urmează un grup de elemente (Th – Nu) cu 5 umplut f-subniveluri care formează o familie actinide. Rețineți că 6 d- și 5 f- subnivelurile au energii atât de apropiate încât configurația electronică a atomilor de actinidă adesea nu respectă regula ( n+l). Dar în acest caz, valoarea exactă a configurației este 5 f T 5d m nu este atât de important, deoarece are un efect destul de slab asupra proprietăților chimice ale elementului.

În lawrencium Lr (Z=103), un nou electron ajunge la 6 d-subnivel. Acest element este uneori plasat sub lutețiu în Tabelul Periodic. A șaptea perioadă nu este finalizată. Elementele 104 – 109 sunt instabile și proprietățile lor sunt puțin cunoscute. Astfel, pe măsură ce sarcina nucleului crește, structurile electronice similare ale nivelurilor exterioare sunt repetate periodic. În acest sens, ar trebui de așteptat, de asemenea, modificări periodice ale diferitelor proprietăți ale elementelor.

Schimbarea periodică a proprietăților atomilor elementelor chimice

Proprietățile chimice ale atomilor elementelor se manifestă prin interacțiunea lor. Tipurile de configurații ale nivelurilor energetice externe ale atomilor determină principalele caracteristici ale comportamentului lor chimic.

Caracteristicile atomului fiecărui element care determină comportamentul său în reacțiile chimice sunt energia de ionizare, afinitatea electronică și electronegativitatea.

Energia de ionizare este energia necesară pentru a îndepărta și îndepărta un electron dintr-un atom. Cu cât energia de ionizare este mai mică, cu atât puterea reducătoare a atomului este mai mare. Prin urmare, energia de ionizare este o măsură a puterii reducătoare a unui atom.

Energia de ionizare necesară pentru a îndepărta primul electron se numește prima energie de ionizare I 1 . Energia necesară pentru a elimina al doilea electron se numește a doua energie de ionizare I 2 etc. În acest caz, este valabilă următoarea inegalitate

eu 1< I 2 < I 3 .

Separarea și îndepărtarea unui electron dintr-un atom neutru are loc mai ușor decât dintr-un ion încărcat.

Valoarea maximă a energiei de ionizare corespunde gazelor nobile. Metalele alcaline au energia de ionizare minimă.

Într-o perioadă, energia de ionizare se modifică nemonoton. Inițial, scade la trecerea de la elementele s la primele elemente p. Apoi crește în elementele p ulterioare.

În cadrul unui grup, pe măsură ce numărul atomic al unui element crește, energia de ionizare scade, ceea ce se datorează unei creșteri a distanței dintre nivelul exterior și nucleu.

Afinitatea electronică este energia (notată cu E) care este eliberată atunci când un electron se atașează de un atom. Prin acceptarea unui electron, atomul devine un ion încărcat negativ. Afinitatea electronilor crește într-o perioadă, dar, de regulă, scade într-un grup.

Halogenii au cea mai mare afinitate electronică. Adăugând electronul care lipsește pentru a completa învelișul, aceștia dobândesc configurația completă a unui atom de gaz nobil.

Electronegativitatea este suma energiei de ionizare și a afinității electronice

Electronegativitatea crește într-o perioadă și scade într-un subgrup.

Atomii și ionii nu au limite strict definite din cauza naturii ondulatorii a electronului. Prin urmare, razele atomilor și ionilor sunt determinate convențional.

Cea mai mare creștere a razei atomilor se observă în elementele cu perioade mici, în care este umplut doar nivelul de energie exterior, ceea ce este tipic pentru elementele s și p. Pentru elementele d și f, se observă o creștere mai lină a razei odată cu creșterea sarcinii nucleare.

În cadrul unui subgrup, raza atomilor crește pe măsură ce crește numărul de niveluri de energie.

>> Chimie: Configurații electronice ale atomilor elementelor chimice

Fizicianul elvețian W. Pauli în 1925 a stabilit că într-un atom dintr-un orbital nu pot exista mai mult de doi electroni având spini opuși (antiparaleli) (tradus din engleză ca „fus”), adică având astfel de proprietăți care pot fi convenționale. s-a imaginat ca rotația unui electron în jurul axei sale imaginare: în sensul acelor de ceasornic sau în sens invers acelor de ceasornic. Acest principiu se numește principiul Pauli.

Dacă există un electron în orbital, atunci se numește nepereche dacă sunt doi, atunci aceștia sunt electroni perechi, adică electroni cu spini opuși;

Figura 5 prezintă o diagramă a împărțirii nivelurilor de energie în subniveluri.

S-orbital, după cum știți deja, are o formă sferică. Electronul atomului de hidrogen (s = 1) este situat în acest orbital și este nepereche. Prin urmare, formula sa electronică sau configurația electronică se va scrie după cum urmează: 1s 1. În formulele electronice, numărul nivelului de energie este indicat de numărul care precede litera (1 ...), Literă latină indică un subnivel (tip de orbital), iar numărul care este scris în dreapta sus a literei (ca exponent) arată numărul de electroni din subnivel.

Pentru un atom de heliu He, care are doi electroni perechi într-un orbital s, această formulă este: 1s 2.

Învelișul de electroni a atomului de heliu este complet și foarte stabil. Heliul este un gaz nobil.

La al doilea nivel de energie (n = 2) există patru orbiti: unul s și trei p. Electronii orbitalului s de al doilea nivel (orbitalii 2s) au o energie mai mare, deoarece se află la o distanță mai mare de nucleu decât electronii orbitalului 1s (n = 2).

În general, pentru fiecare valoare a lui n există câte un orbital s, dar cu o sursă corespunzătoare de energie electronică și, prin urmare, cu un diametru corespunzător, crescând pe măsură ce valoarea lui n crește.

P-Orbitalul are forma unei gantere sau a unei figuri tridimensionale opt. Toți cei trei orbitali p sunt localizați în atom reciproc perpendiculari de-a lungul coordonatelor spațiale trasate prin nucleul atomului. Trebuie subliniat încă o dată că fiecare nivel de energie (stratul electronic), începând de la n = 2, are trei p-orbitali. Pe măsură ce valoarea lui n crește, electronii preiau orbitali p situati la distanțe mari de nucleu și direcționați de-a lungul axelor x, y, z.

Pentru elementele din a doua perioadă (n = 2), mai întâi este umplut un orbital b și apoi trei orbitali p. Formula electronică 1l: 1s 2 2s 1. Electronul este legat mai slab de nucleul atomului, astfel încât atomul de litiu poate renunța cu ușurință la el (după cum vă amintiți, acest proces se numește oxidare), transformându-se într-un ion Li+.

În atomul de beriliu Be 0, al patrulea electron este de asemenea situat în orbitalul 2s: 1s 2 2s 2. Cei doi electroni exteriori ai atomului de beriliu se desprind usor - Be 0 este oxidat in cationul Be 2+.

În atomul de bor, al cincilea electron ocupă orbitalul 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Apoi, atomii C, N, O, E sunt umpluți cu orbitali 2p, care se termină cu neonul de gaz nobil: 1s 2 2s 2 2p 6.

Pentru elementele perioadei a treia, orbitalii Sv și respectiv Sr sunt umpluți. Cinci d-orbitali de al treilea nivel rămân liberi:

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

Uneori, în diagramele care descriu distribuția electronilor în atomi, este indicat doar numărul de electroni la fiecare nivel de energie, adică sunt scrise formule electronice abreviate ale atomilor elementelor chimice, spre deosebire de formulele electronice complete date mai sus.

Pentru elementele de perioade mari (a patra și a cincea), primii doi electroni ocupă orbitalii 4 și 5, respectiv: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Începând cu al treilea element al fiecărei perioade majore, următorii zece electroni vor intra în orbitalii anteriori 3d, respectiv 4d (pentru elementele subgrupurilor laterale): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. De regulă, atunci când subnivelul d anterior este umplut, subnivelul exterior (4p- și 5p-respectiv) p va începe să se umple.

Pentru elementele de perioade mari - al șaselea și al șaptelea incomplet - nivelurile și subnivelurile electronice sunt umplute cu electroni, de regulă, astfel: primii doi electroni vor merge la subnivelul exterior b: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; următorul electron (pentru Na și Ac) față de cel anterior (subnivelul p: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 și 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Apoi următorii 14 electroni vor intra în al treilea nivel exterior de energie în orbitalii 4f și 5f ai lantanidelor și, respectiv, actinidelor.

Apoi, al doilea nivel de energie externă (subnivelul d) va începe să se acumuleze din nou: pentru elementele subgrupurilor secundare: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - și, în cele din urmă, numai după ce nivelul curent este complet umplut cu zece electroni va fi umplut din nou p-subnivelul exterior:

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

Foarte des structura carcase electronice atomii sunt reprezentați folosind celule de energie sau cuantice - sunt scrise așa-numitele formule electronice grafice. Pentru această notație se folosește următoarea notație: fiecare celulă cuantică este desemnată de o celulă care corespunde unui orbital; Fiecare electron este indicat de o săgeată corespunzătoare direcției de spin. Când scrieți o formulă electronică grafică, ar trebui să vă amintiți două reguli: principiul Pauli, conform căruia nu pot exista mai mult de doi electroni într-o celulă (orbital), dar cu spin antiparalel, și regula lui F. Hund, conform căreia electronii ocupă celule libere (orbitale) și sunt situate în primul rând sunt câte una și au în același timp aceeași valoare spate, și abia apoi se împerechează, dar în acest caz, conform principiului Pauli, spatele vor fi în direcții opuse.

În concluzie, să considerăm încă o dată afișarea configurațiilor electronice ale atomilor elementelor în funcție de perioadele sistemului D.I. Scheme structura electronica atomii arată distribuția electronilor de-a lungul straturilor electronice (nivelurile de energie).

Într-un atom de heliu, primul strat de electroni este complet - are 2 electroni.

Hidrogenul și heliul sunt elemente s; orbitalul s al acestor atomi este umplut cu electroni.

Elemente ale perioadei a doua

Pentru toate elementele din a doua perioadă, primul strat de electroni este umplut, iar electronii umplu orbitalii e și p ai celui de-al doilea strat de electroni în conformitate cu principiul energiei minime (întâi s-, apoi p) și Pauli și Reguli Hund (Tabelul 2).

În atomul de neon, al doilea strat de electroni este complet - are 8 electroni.

Tabelul 2 Structura învelișurilor electronice ale atomilor elementelor din a doua perioadă

Sfârșitul mesei. 2

Li, Be - elemente b.

B, C, N, O, F, Ne sunt elemente p acești atomi au orbitali p umpluți cu electroni.

Elemente ale perioadei a treia

Pentru atomii elementelor din a treia perioadă, primul și al doilea strat electronic sunt completați, astfel încât al treilea strat electronic este umplut, în care electronii pot ocupa subnivelurile 3s, 3p și 3d (Tabelul 3).

Tabelul 3 Structura învelișurilor electronice ale atomilor elementelor din perioada a treia

Atomul de magneziu își completează orbitalul de electroni 3s. Elementele Na și Mg-s.

Un atom de argon are 8 electroni în stratul său exterior (al treilea strat de electroni). Ca strat exterior, este complet, dar în total în al treilea strat de electroni, după cum știți deja, pot exista 18 electroni, ceea ce înseamnă că elementele din a treia perioadă au orbitali 3d neumpluți.

Toate elementele de la Al la Ar sunt elemente p. Elementele s și p formează principalele subgrupe din Tabelul Periodic.

Un al patrulea strat de electroni apare în atomii de potasiu și calciu, iar subnivelul 4s este umplut (Tabelul 4), deoarece are o energie mai mică decât subnivelul 3d. Pentru a simplifica formulele electronice grafice ale atomilor elementelor din perioada a patra: 1) să notăm graficul convențional formula electronica argon asa:
Ar;

2) nu vom descrie subniveluri care nu sunt umplute în acești atomi.

Tabelul 4 Structura învelișurilor electronice ale atomilor elementelor din perioada a patra

K, Ca - s-elemente incluse în principalele subgrupe. În atomii de la Sc la Zn, al treilea subnivel este umplut cu electroni. Acestea sunt elemente Zy. Ele sunt incluse în subgrupuri secundare, stratul lor electronic cel mai exterior este umplut și sunt clasificate ca elemente de tranziție.

Acordați atenție structurii carcaselor electronice ale atomilor de crom și cupru. În ele există o „eșec” a unui electron de la al 4-lea la al 3-lea subnivel, care se explică prin stabilitatea energetică mai mare a configurațiilor electronice rezultate Zd 5 și Zd 10:

În atomul de zinc, al treilea strat de electroni este complet - toate subnivelurile 3s, 3p și 3d sunt umplute în el, cu un total de 18 electroni.

În elementele care urmează zincului, al patrulea strat de electroni, subnivelul 4p, continuă să fie umplut: Elementele de la Ga la Kr sunt elemente p.

Atomul criptonului are un strat exterior (al patrulea) care este complet și are 8 electroni. Dar în total în al patrulea strat de electroni, după cum știți, pot fi 32 de electroni; atomul de cripton are încă subnivelurile 4d și 4f neumplute.

Pentru elementele din perioada a cincea, subnivelurile sunt completate în următoarea ordine: 5s-> 4d -> 5p. Și există și excepții asociate cu „eșecul” electronilor în 41 Nb, 42 MO etc.

În perioadele a șasea și a șaptea apar elemente, adică elemente în care subnivelurile 4f și, respectiv, 5f ale celui de-al treilea strat electronic exterior sunt umplute.

Elementele 4f se numesc lantanide.

Elementele 5f se numesc actinide.

Ordinea de umplere a subnivelurilor electronice în atomii elementelor din perioada a șasea: 55 Сs și 56 Ва - 6s elemente;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemente; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemente; 81 Tl- 86 Rn - 6p-elemente. Dar și aici există elemente în care ordinea de umplere a orbitalilor electronilor este „încălcată”, ceea ce, de exemplu, este asociat cu o mai mare stabilitate energetică a subnivelurilor f jumătate și complet umplute, adică nf 7 și nf 14. .

În funcție de subnivelul atomului umplut cu electroni, toate elementele, așa cum ați înțeles deja, sunt împărțite în patru familii sau blocuri electronice (Fig. 7).

1) s-Elemente; plin cu electroni în subnivelul b nivel extern atom; elementele s includ hidrogen, heliu și elemente din principalele subgrupe ale grupelor I și II;

2) p-elemente; subnivelul p al nivelului exterior al atomului este umplut cu electroni; p elementele includ elemente ale principalelor subgrupe ale grupelor III-VIII;

3) d-elemente; subnivelul d al nivelului pre-extern al atomului este umplut cu electroni; Elementele d includ elemente ale subgrupurilor secundare ale grupelor I-VIII, adică elemente de plug-in decenii de perioade mari situate între elementele s și p. Se mai numesc si elemente de tranzitie;

4) elemente f, subnivelul f al celui de-al treilea nivel exterior al atomului este umplut cu electroni; acestea includ lantanide și actinide.

1. Ce s-ar întâmpla dacă nu ar fi urmat principiul Pauli?

2. Ce s-ar întâmpla dacă nu ar fi respectată regula lui Hund?

3. Realizați diagrame ale structurii electronice, formule electronice și formule electronice grafice ale atomilor următoarelor elemente chimice: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.

4. Scrieți formula electronică pentru elementul #110 folosind simbolul de gaz nobil corespunzător.

Conținutul lecției notele de lecție sprijinirea metodelor de accelerare a prezentării lecției cadru tehnologii interactive Practica sarcini și exerciții ateliere de autotestare, instruiri, cazuri, întrebări teme pentru acasă întrebări de discuție întrebări retorice de la elevi Ilustrații audio, clipuri video și multimedia fotografii, imagini, grafice, tabele, diagrame, umor, anecdote, glume, benzi desenate, pilde, proverbe, cuvinte încrucișate, citate Suplimente rezumate articole trucuri pentru pătuțurile curioși manuale dicționar de bază și suplimentar de termeni altele Îmbunătățirea manualelor și lecțiilorcorectarea erorilor din manual actualizarea unui fragment dintr-un manual, elemente de inovație în lecție, înlocuirea cunoștințelor învechite cu altele noi Doar pentru profesori lecții perfecte plan calendaristic timp de un an recomandări metodologice programe de discuții Lecții integrate