Електронни формули на атоми и йони. Примери за решаване на задачи Съставете електронните конфигурации на йона o2

Електронна конфигурацияатомът е числено представяне на неговите електронни орбитали. Електронните орбитали са области с различни форми, разположени около атомното ядро, в които е математически вероятно да се намери електрон. Електронната конфигурация помага бързо и лесно да каже на читателя колко електронни орбитали има един атом, както и да определи броя на електроните във всяка орбитала. След като прочетете тази статия, ще овладеете метода за изготвяне на електронни конфигурации.

стъпки

Разпределение на електрони с помощта на периодичната система на Д. И. Менделеев

Намерете атомния номер на вашия атом.Всеки атом има определен брой електрони, свързани с него. Намерете символа на вашия атом в периодичната таблица. Атомното число е положително цяло число, започващо от 1 (за водород) и нарастващо с единица за всеки следващ атом. Атомният номер е броят на протоните в атома и следователно е и броят на електроните на атом с нулев заряд.

Определете заряда на атома.Неутралните атоми ще имат същия брой електрони, както е показано в периодичната таблица. Въпреки това, заредените атоми ще имат повече или по-малко електрони, в зависимост от големината на техния заряд. Ако работите със зареден атом, добавете или извадете електрони, както следва: добавете по един електрон за всеки отрицателен заряд и извадете по един за всеки положителен заряд.

• Например натриев атом със заряд -1 ще има допълнителен електрон в допълнениедо основния си атомен номер 11. С други думи, атомът ще има общо 12 електрона.
• Ако говорим за натриев атом със заряд +1, един електрон трябва да се извади от базовия атомен номер 11. Така атомът ще има 10 електрона.

1. Запомнете основния списък на орбиталите.Тъй като броят на електроните в атома се увеличава, те запълват различните поднива на електронната обвивка на атома според определена последователност. Всяко подниво на електронната обвивка, когато е запълнено, съдържа четен брой електрони. Налични са следните поднива:

   Разберете нотацията за електронна конфигурация.Електронните конфигурации са написани, за да показват ясно броя на електроните във всяка орбитала. Орбиталите се записват последователно, като броят на атомите във всяка орбитала е написан като горен индекс вдясно от името на орбитата. Завършената електронна конфигурация е под формата на последователност от обозначения на подниво и горни индекси.

   • Ето, например, най-простата електронна конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 .Тази конфигурация показва, че има два електрона в подниво 1s, два електрона в подниво 2s и шест електрона в подниво 2p. 2 + 2 + 6 = общо 10 електрона. Това е електронната конфигурация на неутрален неонов атом (атомното число на неона е 10).

2. Запомнете реда на орбиталите.Имайте предвид, че електронните орбитали са номерирани в реда на нарастване на броя на електронните обвивки, но са подредени в ред на нарастване на енергията. Например, запълнена 4s 2 орбитала има по-ниска енергия (или по-малка подвижност) от частично запълнена или запълнена 3d 10 орбитала, така че 4s орбитала се записва първа. След като знаете реда на орбиталите, можете лесно да ги запълните според броя на електроните в атома. Редът на запълване на орбиталите е следният: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Електронната конфигурация на атом, в който всички орбитали са запълнени, ще бъде както следва: 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
   • Имайте предвид, че горният запис, когато всички орбитали са запълнени, е електронната конфигурация на елемент Uuo (унунокций) 118, най-високо номерираният атом в периодичната таблица. Следователно тази електронна конфигурация съдържа всички известни в момента електронни поднива на неутрално зареден атом.

3. Попълнете орбиталите според броя на електроните във вашия атом.Например, ако искаме да запишем електронната конфигурация на неутрален калциев атом, трябва да започнем с търсене на неговия атомен номер в периодичната таблица. Неговият атомен номер е 20, така че ще запишем конфигурацията на атом с 20 електрона според горния ред.

   • Попълнете орбиталите според реда по-горе, докато стигнете до двадесетия електрон. Първата 1s орбитала ще има два електрона, 2s орбитала също ще има два, 2p ще има шест, 3s ще има два, 3p ще има 6 и 4s ще има 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) С други думи, електронната конфигурация на калция има формата: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Обърнете внимание, че орбиталите са подредени в ред на увеличаване на енергията. Например, когато сте готови да преминете към 4-то енергийно ниво, първо запишете 4s орбитала и тогава 3г. След четвъртото енергийно ниво преминавате към петото, където се повтаря същият ред. Това се случва едва след третото енергийно ниво.

4. Използвайте периодичната таблица като визуален ориентир.Вероятно вече сте забелязали, че формата на периодичната таблица съответства на реда на електронните поднива в електронните конфигурации. Например, атомите във втората колона отляво винаги завършват на "s 2", а атомите в десния край на тънката средна част винаги завършват на "d 10" и т.н. Използвайте периодичната таблица като визуално ръководство за писане на конфигурации - как редът, в който добавяте към орбиталите, съответства на вашата позиция в таблицата. Виж отдолу:

   • По-конкретно, най-левите две колони съдържат атоми, чиито електронни конфигурации завършват на s орбитали, десният блок на таблицата съдържа атоми, чиито конфигурации завършват на p орбитали, а долната половина съдържа атоми, които завършват на f орбитали.
   • Например, когато записвате електронната конфигурация на хлора, помислете така: „Този ​​атом се намира в третия ред (или „период“) на периодичната таблица. Той също така се намира в петата група на p орбиталния блок от периодичната таблица. Следователно неговата електронна конфигурация ще завършва с. ..3p 5
   • Имайте предвид, че елементите в d и f орбиталната област на таблицата се характеризират с енергийни нива, които не съответстват на периода, в който се намират. Например, първият ред на блок от елементи с d-орбитали съответства на 3d орбитали, въпреки че се намира в 4-ти период, а първият ред от елементи с f-орбитали съответства на 4f орбитала, въпреки че е в 6-ти период Период.

5. Научете съкращенията за писане на дълги електронни конфигурации.Атомите в десния край на периодичната таблица се наричат благородни газове.Тези елементи са химически много стабилни. За да съкратите процеса на писане на дълги електронни конфигурации, просто напишете химическия символ на най-близкия благороден газ с по-малко електрони от вашия атом в квадратни скоби и след това продължете да пишете електронната конфигурация на следващите орбитални нива. Виж отдолу:

   • За да разберете тази концепция, ще бъде полезно да напишете примерна конфигурация. Нека напишем конфигурацията на цинк (атомен номер 30), като използваме съкращението, което включва благородния газ. Пълната конфигурация на цинка изглежда така: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Виждаме обаче, че 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 е електронната конфигурация на аргон, благороден газ. Просто заменете част от електронната конфигурация за цинк с химическия символ за аргон в квадратни скоби (.)
   • И така, електронната конфигурация на цинка, написана в съкратена форма, има формата: 4s 2 3d 10 .
   • Моля, обърнете внимание, че ако пишете електронната конфигурация на благороден газ, да речем аргон, не можете да я напишете! Трябва да се използва съкращението за благородния газ пред този елемент; за аргон ще бъде неон ().

   Използване на периодичната таблица ADOMAH

   1. Овладейте периодичната таблица ADOMAH.Този метод за запис на електронната конфигурация не изисква запаметяване, но изисква модифицирана периодична таблица, тъй като в традиционната периодична таблица, започвайки от четвъртия период, номерът на периода не съответства на електронната обвивка. Намерете периодичната таблица ADOMAH - специален тип периодична таблица, разработена от учения Валери Цимерман. Лесно се намира с кратко търсене в интернет.

      • В периодичната таблица на ADOMAH хоризонталните редове представляват групи от елементи като халогени, благородни газове, алкални метали, алкалоземни метали и др. Вертикалните колони съответстват на електронни нива, а така наречените "каскади" (диагонални линии, свързващи блокове s, p, d и f) съответстват на периоди.
      • Хелият се придвижва към водорода, тъй като и двата елемента се характеризират с 1s орбитала. Блоковете с периоди (s, p, d и f) са показани от дясната страна, а номерата на нивата са дадени отдолу. Елементите са представени в полета, номерирани от 1 до 120. Тези числа са обикновени атомни числа, които представляват общия брой електрони в неутрален атом.

   2. Намерете своя атом в таблицата ADOMAH.За да напишете електронната конфигурация на даден елемент, потърсете неговия символ в периодичната таблица ADOMAH и зачеркнете всички елементи с по-висок атомен номер. Например, ако трябва да напишете електронната конфигурация на ербий (68), зачеркнете всички елементи от 69 до 120.

      • Обърнете внимание на числата от 1 до 8 в долната част на таблицата. Това са номера на електронни нива или номера на колони. Игнорирайте колони, които съдържат само задраскани елементи. За ербий остават колони с номера 1,2,3,4,5 и 6.

   3. Пребройте орбиталните поднива до вашия елемент.Гледайки символите на блокове, показани вдясно на таблицата (s, p, d и f), и номерата на колоните, показани в основата, игнорирайте диагоналните линии между блоковете и разделете колоните на блокове колони, като ги изброите по ред отдолу нагоре. Отново игнорирайте блокове, които имат всички елементи със зачеркнати. Напишете блокове от колони, като започнете от номера на колоната, последван от символа на блока, по този начин: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (за ербий).

      • Моля, обърнете внимание: Горната електронна конфигурация на Er е записана във възходящ ред на номера на електронното подниво. Може да се запише и по реда на запълване на орбиталите. За да направите това, следвайте каскадите отдолу нагоре, а не колони, когато пишете блокове колони: 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. Пребройте електроните за всяко електронно подниво.Пребройте елементите във всеки блок от колони, които не са зачеркнати, като прикрепите по един електрон от всеки елемент и напишете номера им до символа на блока за всеки блок от колони по следния начин: 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 . В нашия пример това е електронната конфигурация на ербий.

   5. Внимавайте за неправилни електронни конфигурации.Има осемнадесет типични изключения, които се отнасят до електронните конфигурации на атомите в най-ниско енергийно състояние, наричано още основно енергийно състояние. Те не се подчиняват на общото правило само за последните две или три позиции, заети от електрони. В този случай действителната електронна конфигурация предполага, че електроните са в състояние с по-ниска енергия в сравнение със стандартната конфигурация на атома. Атомите с изключение включват:

      • Кр(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); мо(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); Ла(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); ак(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); татко(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) и См(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • За да намерите атомния номер на атом, когато е написан във формата на електронна конфигурация, просто съберете всички числа, които следват буквите (s, p, d и f). Това работи само за неутрални атоми, ако имате работа с йон, няма да работи - ще трябва да добавите или извадите броя на допълнителните или изгубените електрони.
   • Цифрата след буквата е горен индекс, не допускайте грешка в теста.
   • Няма стабилност на подниво "наполовина пълно". Това е опростяване. Всяка стабилност, която се приписва на "наполовина запълнени" поднива, се дължи на факта, че всяка орбитала е заета от един електрон, като по този начин се минимизира отблъскването между електроните.
   • Всеки атом се стреми към стабилно състояние и най-стабилните конфигурации имат запълнени s и p поднива (s2 и p6). Благородните газове имат тази конфигурация, така че рядко реагират и се намират вдясно в периодичната таблица. Следователно, ако една конфигурация завършва на 3p 4, тогава тя се нуждае от два електрона, за да достигне стабилно състояние (за да загубите шест, включително електроните на s-подниво, изисква повече енергия, така че загубата на четири е по-лесна). И ако конфигурацията завършва на 4d 3, тогава за постигане на стабилно състояние трябва да загуби три електрона. В допълнение, полузапълнените поднива (s1, p3, d5..) са по-стабилни от, например, p4 или p2; s2 и p6 обаче ще бъдат още по-стабилни.
   • Когато имате работа с йон, това означава, че броят на протоните не е равен на броя на електроните. Зарядът на атома в този случай ще бъде изобразен в горния десен ъгъл (обикновено) на химическия символ. Следователно атом на антимон със заряд +2 има електронната конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Обърнете внимание, че 5p 3 се промени на 5p 1. Бъдете внимателни, когато конфигурацията на неутрален атом завършва на поднива, различни от s и p.Когато отнемате електрони, можете да ги вземете само от валентните орбитали (s и p орбитали). Следователно, ако конфигурацията завършва с 4s 2 3d 7 и атомът получи заряд от +2, тогава конфигурацията ще завърши с 4s 0 3d 7. Моля, имайте предвид, че 3d 7 Непромени, вместо това се губят електрони от s-орбиталата.
   • Има условия, когато един електрон е принуден да се „премести на по-високо енергийно ниво“. Когато едно подниво не достига един електрон, за да бъде наполовина или пълно, вземете един електрон от най-близкото s или p подниво и го преместете на поднивото, което се нуждае от електрона.
   • Има два варианта за запис на електронната конфигурация. Те могат да бъдат записани в нарастващ ред на числата на енергийните нива или в реда на запълване на електронни орбитали, както беше показано по-горе за ербия.
   • Можете също да напишете електронната конфигурация на елемент, като напишете само валентната конфигурация, която представлява последното s и p подниво. Така валентната конфигурация на антимона ще бъде 5s 2 5p 3.
   • Йоните не са еднакви. С тях е много по-трудно. Пропуснете две нива и следвайте същия модел в зависимост от това откъде сте започнали и колко голям е броят на електроните.

Процесът на образуване на H2+ частица може да бъде представен по следния начин:

Н + Н+ Н2+.

Така един електрон се намира в орбиталата на свързващата молекула.

Множеството на връзката е равно на полуразликата в броя на електроните в свързващите и антисвързващите орбитали. Това означава, че множествеността на връзката в частицата H2+ е (1 – 0):2 = 0,5. Методът BC, за разлика от метода MO, не обяснява възможността за образуване на връзка от един електрон.

Молекулата на водорода има следната електронна конфигурация:

Молекулата H2 има два свързващи електрона, което означава, че молекулата има единична връзка.

Молекулярният йон H2- има електронна конфигурация:

H2- [(s 1s)2(s *1s)1].

Множеството на връзката в H2- е (2 – 1):2 = 0,5.

Нека сега разгледаме хомонуклеарните молекули и йони от втория период.

Електронната конфигурация на молекулата Li2 е следната:

2Li(K2s)Li2.

Молекулата Li2 съдържа два свързващи електрона, което съответства на единична връзка.

Процесът на образуване на молекулата Be2 може да бъде представен по следния начин:

2 Be(K2s2) Be2 .

Броят на свързващите и антисвързващите електрони в молекулата Be2 е еднакъв и тъй като един антисвързващ електрон унищожава ефекта на един свързващ електрон, молекулата Be2 не се открива в основно състояние.

Молекулата на азота има 10 валентни електрона в своите орбитали. Електронна структура на молекулата N2:

Тъй като молекулата на N2 има осем свързващи и два антисвързващи електрона, тази молекула съдържа тройна връзка. Молекулата на азота има диамагнитни свойства, тъй като не съдържа несдвоени електрони.

Има 12 валентни електрона, разпределени в орбиталите на молекулата O2, следователно тази молекула има конфигурацията:

Ориз. 9.2. Схема на образуване на молекулни орбитали в молекулата на O2 (показани са само 2p електроните на кислородните атоми)

В молекулата на О2, в съответствие с правилото на Хунд, два електрона с паралелни спинове са разположени един по един в две орбитали с еднаква енергия (фиг. 9.2). Според метода BC молекулата на кислорода няма несдвоени електрони и трябва да има диамагнитни свойства, което не е в съответствие с експерименталните данни. Методът на молекулярната орбита потвърждава парамагнитните свойства на кислорода, които се дължат на наличието на два несдвоени електрона в молекулата на кислорода. Множеството на връзките в молекулата на кислорода е (8–4): 2 = 2.

Нека разгледаме електронната структура на йоните O2+ и O2-. O2+ йонът има 11 електрона в своите орбитали, следователно йонната конфигурация е както следва:

Множеството на връзката в йона O2+ е (8–3):2 = 2,5. В йона O2- 13 електрона са разпределени в неговите орбитали. Този йон има следната структура:

O2- .

Множеството на връзката в йона O2- е (8 – 5): 2 = 1,5. O2- и O2+ йони са парамагнитни, защото съдържат несдвоени електрони.

Електронната конфигурация на молекулата F2 е:

Множеството на връзката в молекулата F2 е 1, тъй като има излишък от два свързващи електрона. Тъй като молекулата няма несдвоени електрони, тя е диамагнитна.

В серията N2, O2, F2 енергиите и дължините на връзките в молекулите са:

Увеличаването на излишъка от свързващи електрони води до увеличаване на енергията на свързване (сила на връзката). При преминаване от N2 към F2 дължината на връзката се увеличава, което се дължи на отслабването на връзката.

В серията O2-, O2, O2+ множествеността на връзката се увеличава, енергията на връзката също се увеличава и дължината на връзката намалява.

Броят на електроните в атома се определя от атомния номер на елемента в периодичната таблица. Използвайки правилата за разполагане на електрони в атом, за натриев атом (11 електрона) можем да получим следната електронна формула:

11 Na: 1с 2 2с 2 2стр 6 3с 1

Електронна формула на титанов атом:

22 Ti: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Ако преди пълно или наполовина пълнене д-подниво ( д 10 или д 5-конфигурация) липсва един електрон, тогава „ електронно приплъзване " - отидете на д-подниво на един електрон от съседния с-подниво. В резултат на това електронната формула на хромния атом е 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5, а не 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4, и този на медния атом е 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10, а не 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9.

Броят на електроните в отрицателно зареден йон - анион - надвишава броя на електроните в неутрален атом с количеството заряд на йона: 16 С 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 електрона).

Когато се образува положително зареден йон - катион, първо електроните напускат поднива с голямо главно квантово число: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 електрона).

Електроните в атома могат да бъдат разделени на два вида: вътрешни и външни (валентни). Вътрешните електрони заемат напълно завършени поднива, имат ниски енергийни стойности и не участват в химичните трансформации на елементите.

Валентни електрони– това са всички електрони от последно енергийно ниво и електрони от непълни поднива.

Валентните електрони участват в образуването на химични връзки. Несдвоените електрони са особено активни. Броят на несдвоените електрони определя валентността на химичния елемент.

Ако има празни орбитали на последното енергийно ниво на атома, тогава е възможно сдвояване на валентни електрони върху тях (образуване възбудено състояние атом).

Например валентните електрони на сярата са електроните на последното ниво (3 с 2 3стр 4). Графично схемата за запълване на тези орбитали с електрони изглежда така:

В основно (невъзбудено) състояние серният атом има 2 несдвоени електрона и може да проявява валентност II.

На последното (трето) енергийно ниво атомът на сярата има свободни орбитали (3d подниво). С изразходването на известна енергия един от сдвоените електрони на сярата може да бъде прехвърлен на празна орбитала, което съответства на първото възбудено състояние на атома

В този случай атомът на сярата има четири несдвоени електрона и неговата валентност е IV.

Сдвоените 3s електрони на серен атом също могат да бъдат сдвоени в свободна орбитална 3d орбитала:

В това състояние серният атом има 6 несдвоени електрона и проявява валентност на VI.

Запълването на орбиталите в невъзбуден атом се извършва по такъв начин, че енергията на атома да е минимална (принципът на минималната енергия). Първо се запълват орбиталите на първото енергийно ниво, след това второто, като първо се запълва орбиталата на s-поднивото и едва след това орбиталите на p-поднивото. През 1925 г. швейцарският физик В. Паули установява основния квантово-механичен принцип на естествената наука (принципа на Паули, наричан още принцип на изключване или принцип на изключване). Според принципа на Паули:

Един атом не може да има два електрона, които имат еднакъв набор от четирите квантови числа.

Електронната конфигурация на атома се изразява с формула, в която запълнените орбитали са обозначени с комбинация от число, равно на главното квантово число, и буква, съответстваща на орбиталното квантово число. Горният индекс показва броя на електроните в тези орбитали.

Водород и хелий

Електронната конфигурация на водородния атом е 1s 1, а на хелиевия атом е 1s 2. Водородният атом има един несдвоен електрон, а хелиевият атом има два сдвоени електрона. Сдвоените електрони имат еднакви стойности на всички квантови числа, с изключение на спиновото. Водородният атом може да се откаже от своя електрон и да се превърне в положително зареден йон - Н + катион (протон), който няма електрони (електронна конфигурация 1s 0). Водородният атом може да добави един електрон и да се превърне в отрицателно зареден H - йон (хидриден йон) с електронна конфигурация 1s 2.

литий

Трите електрона в литиев атом са разпределени както следва: 1s 2 1s 1. В образуването на химична връзка участват само електрони от външното енергийно ниво, наречени валентни електрони. В литиев атом валентният електрон е електронът на подниво 2s, а двата електрона на подниво 1s са вътрешни електрони. Литиевият атом доста лесно губи валентния си електрон, превръщайки се в Li + йон, който има конфигурация 1s 2 2s 0. Имайте предвид, че хидридният йон, хелиевият атом и литиевият катион имат еднакъв брой електрони. Такива частици се наричат ​​изоелектронни. Те имат подобни електронни конфигурации, но различни ядрени заряди. Атомът на хелия е много химически инертен, което се дължи на специалната стабилност на електронната конфигурация 1s 2. Орбиталите, които не са запълнени с електрони, се наричат ​​свободни. В литиевия атом три орбитали от подниво 2p са свободни.

Берилий

Електронната конфигурация на берилиевия атом е 1s 2 2s 2. Когато един атом е възбуден, електроните от по-ниско енергийно подниво се преместват към свободни орбитали на по-високо енергийно подниво. Процесът на възбуждане на берилиев атом може да бъде предаден чрез следната диаграма:

1s 2 2s 2 (основно състояние) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (възбудено състояние).

Сравнението на основното и възбуденото състояние на берилиевия атом показва, че те се различават по броя на несдвоените електрони. В основното състояние на берилиевия атом няма несдвоени електрони, във възбудено състояние има два. Въпреки факта, че когато един атом е възбуден, по принцип всички електрони от орбитали с по-ниска енергия могат да се преместят към орбитали с по-висока енергия, за разглеждането на химичните процеси само преходите между енергийни поднива с подобни енергии са значими.

Това се обяснява по следния начин. Когато се образува химическа връзка, винаги се освобождава енергия, т.е. комбинацията от два атома преминава в енергийно по-благоприятно състояние. Процесът на възбуждане изисква разход на енергия. При сдвояване на електрони в рамките на едно и също енергийно ниво, разходите за възбуждане се компенсират чрез образуването на химическа връзка. При сдвояване на електрони в различни нива разходите за възбуждане са толкова високи, че не могат да бъдат компенсирани чрез образуването на химическа връзка. При липса на партньор в евентуална химическа реакция, възбуденият атом освобождава квант енергия и се връща в основно състояние - този процес се нарича релаксация.

Бор

Електронните конфигурации на атомите на елементите от 3-тия период на периодичната таблица на елементите ще бъдат до известна степен подобни на тези, дадени по-горе (долният индекс показва атомния номер):

11 Na 3s 1
12 Mg 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15P 2s 2 3p 3

Аналогията обаче не е пълна, тъй като третото енергийно ниво е разделено на три поднива и всички изброени елементи имат свободни d-орбитали, към които електроните могат да се прехвърлят при възбуждане, увеличавайки множеството. Това е особено важно за елементи като фосфор, сяра и хлор.

Максималният брой несдвоени електрони в един фосфорен атом може да достигне пет:

Това обяснява възможността за съществуването на съединения, в които валентността на фосфора е 5. Азотният атом, който има същата конфигурация на валентни електрони в основно състояние като фосфорния атом, не може да образува пет ковалентни връзки.

Подобна ситуация възниква при сравняване на валентните способности на кислорода и сярата, флуора и хлора. Сдвояването на електрони в серен атом води до появата на шест несдвоени електрона:

3s 2 3p 4 (основно състояние) → 3s 1 3p 3 3d 2 (възбудено състояние).

Това съответства на шествалентното състояние, което е недостижимо за кислорода. Максималната валентност на азота (4) и кислорода (3) изисква по-подробно обяснение, което ще бъде дадено по-късно.

Максималната валентност на хлора е 7, което съответства на конфигурацията на възбуденото състояние на атома 3s 1 3p 3 d 3.

Наличието на свободни 3d орбитали във всички елементи на третия период се обяснява с факта, че, започвайки от 3-то енергийно ниво, при запълване с електрони възниква частично припокриване на поднива от различни нива. По този начин поднивото 3d започва да се запълва едва след като се запълни поднивото 4s. Енергийният резерв на електроните в атомните орбитали на различни поднива и следователно редът на тяхното запълване нараства в следния ред:

Орбиталите, за които сумата от първите две квантови числа (n + l) е по-малка, се запълват по-рано; ако тези суми са равни, първо се запълват орбиталите с по-ниско главно квантово число.

Този модел е формулиран от В. М. Клечковски през 1951 г.

Елементите, в чиито атоми s-поднивото е запълнено с електрони, се наричат ​​s-елементи. Те включват първите два елемента от всеки период: водород, но вече в следващия d-елемент - хром - има известно "отклонение" в подреждането на електроните в енергийните нива в основното състояние: вместо очакваните четири несдвоени електрона на 3d подниво атомът на хром има пет несдвоени електрона в 3d подниво и един несдвоен електрон в s подниво: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Феноменът на прехода на един s-електрон към d-подниво често се нарича "изтичане" на електрон. Това може да се обясни с факта, че орбиталите на d-поднивото, запълнени с електрони, се приближават до ядрото поради повишеното електростатично привличане между електроните и ядрото. В резултат на това състоянието 4s 1 3d 5 става енергийно по-благоприятно от 4s 2 3d 4. По този начин полузапълненото d-подниво (d 5) има повишена стабилност в сравнение с други възможни опции за разпределение на електрони. Електронната конфигурация, съответстваща на съществуването на максималния възможен брой сдвоени електрони, постижими в предишните d-елементи само в резултат на възбуждане, е характерна за основното състояние на атома на хрома. Електронната конфигурация d 5 също е характерна за мангановия атом: 4s 2 3d 5. За следните d-елементи всяка енергийна клетка на d-поднивото е изпълнена с втори електрон: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

В медния атом състоянието на напълно запълнено d-подниво (d 10) става постижимо поради прехода на един електрон от подниво 4s към подниво 3d: 29 Cu 4s 1 3d 10. Последният елемент от първия ред d-елементи има електронна конфигурация 30 Zn 4s 23 d 10.

Общата тенденция, проявяваща се в стабилността на конфигурациите d 5 и d 10, се наблюдава и при елементи от по-ниски периоди. Молибденът има електронна конфигурация, подобна на хрома: 42 Mo 5s 1 4d 5 и среброто към медта: 47 Ag5s 0 d 10. Освен това конфигурацията d 10 вече е постигната в паладий поради прехода на двата електрона от 5s орбитала към 4d орбитала: 46Pd 5s 0 d 10. Има и други отклонения от монотонното запълване на d- и f-орбиталите.

Проблем 1. Напишете електронните конфигурации на следните елементи: N, Si, F e, Kr, Te, W.

Решение. Енергията на атомните орбитали нараства в следния ред:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d.

Всяка s-черупка (една орбитала) може да съдържа не повече от два електрона, p-черупката (три орбитали) - не повече от шест, d-черупката (пет орбитали) - не повече от 10, а f-черупката ( седем орбитали) - не повече от 14.

В основното състояние на атома електроните заемат орбитали с най-ниска енергия. Броят на електроните е равен на заряда на ядрото (атомът като цяло е неутрален) и атомния номер на елемента. Например, един азотен атом има 7 електрона, два от които са в 1s орбитала, два в 2s орбитала, а останалите три електрона в 2p орбитала. Електронна конфигурация на азотния атом:

7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. Електронни конфигурации на останалите елементи:

14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2,

26 F e : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6,

36 К r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6,

52 Te : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4,

74 Te : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .

Проблем 2. Кой инертен газ и йони на кои елементи имат същата електронна конфигурация като частицата, получена в резултат на отстраняването на всички валентни електрони от калциев атом?

Решение. Електронната обвивка на калциевия атом има структурата 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Когато се отстранят два валентни електрона, се образува Ca 2+ йон с конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Атомът има същата електронна конфигурация Ари йони S 2-, Cl -, K +, Sc 3+ и др.

Проблем 3. Могат ли електроните на йона Al 3+ да бъдат в следните орбитали: а) 2p; б) 1p; в) 3d?

Решение. Електронната конфигурация на алуминиевия атом е: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Йонът Al 3+ се образува чрез отстраняване на три валентни електрона от алуминиев атом и има електронна конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 .

а) електроните вече са в 2p орбитала;

б) в съответствие с ограниченията, наложени на квантовото число l (l = 0, 1,…n -1), при n = 1 е възможна само стойността l = 0, следователно 1p орбитала не съществува;

в) електроните могат да бъдат в 3d орбитала, ако йонът е във възбудено състояние.

Задача 4.Напишете електронната конфигурация на неоновия атом в първото възбудено състояние.

Решение. Електронната конфигурация на неоновия атом в основно състояние е 1s 2 2s 2 2p 6. Първото възбудено състояние се получава чрез прехода на един електрон от най-високата заета орбитала (2p) към най-ниската незаета орбитала (3s). Електронната конфигурация на неоновия атом в първото възбудено състояние е 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1.

Проблем 5. Какъв е съставът на ядрата на изотопите 12 C и 13 C, 14 N и 15 N?

Решение. Броят на протоните в ядрото е равен на атомния номер на елемента и е еднакъв за всички изотопи на даден елемент. Броят на неутроните е равен на масовото число (посочено в горния ляв ъгъл на номера на елемента) минус броя на протоните. Различните изотопи на един и същ елемент имат различен брой неутрони.

Състав на посочените ядра:

12 С: 6p + 6n; 13 С: 6p + 7n; 14 N: 7p + 7n; 15 N: 7p + 8n.