فرمول های الکترونیکی اتم ها و یون ها نمونه هایی از حل مسئله پیکربندی های الکترونیکی یون o2 را بنویسید

پیکربندی الکترونیکییک اتم نمایش عددی اوربیتال های الکترونی آن است. اوربیتال های الکترونی نواحی با اشکال مختلف هستند که در اطراف هسته اتم قرار دارند و از نظر ریاضی احتمال یافتن الکترون در آنها وجود دارد. پیکربندی الکترونیکی به خواننده کمک می کند تا به سرعت و به راحتی به خواننده بگوید که یک اتم چند اوربیتال الکترونی دارد و همچنین تعداد الکترون های هر اوربیتال را تعیین می کند. پس از خواندن این مقاله، بر روش ترسیم تنظیمات الکترونیکی مسلط خواهید شد.

مراحل

توزیع الکترون ها با استفاده از سیستم تناوبی D.I. مندلیف

عدد اتمی اتم خود را پیدا کنید.هر اتم دارای تعداد معینی الکترون مرتبط با خود است. نماد اتم خود را در جدول تناوبی پیدا کنید. عدد اتمی یک عدد صحیح مثبت است که از 1 (برای هیدروژن) شروع می شود و برای هر اتم بعدی یک عدد افزایش می یابد. عدد اتمی تعداد پروتون های یک اتم است و بنابراین تعداد الکترون های یک اتم با بار صفر نیز می باشد.

بار یک اتم را تعیین کنید.اتم های خنثی دارای همان تعداد الکترون هستند که در جدول تناوبی نشان داده شده است. با این حال، اتم های باردار بسته به میزان بار خود، الکترون های کمتر یا بیشتری خواهند داشت. اگر با یک اتم باردار کار می کنید، الکترون ها را به صورت زیر اضافه یا کم کنید: برای هر بار منفی یک الکترون اضافه کنید و برای هر بار مثبت یک الکترون کم کنید.

• به عنوان مثال، یک اتم سدیم با بار -1 یک الکترون اضافی خواهد داشت علاوه بر اینبه عدد اتمی پایه خود 11. به عبارت دیگر، اتم در مجموع 12 الکترون خواهد داشت.
• اگر در مورد اتم سدیم با بار 1+ صحبت می کنیم، یک الکترون باید از عدد اتمی پایه 11 کم شود. بنابراین، اتم 10 الکترون خواهد داشت.

1. لیست اصلی اوربیتال ها را به خاطر بسپارید.با افزایش تعداد الکترون‌ها در یک اتم، آنها طبق یک توالی خاص، سطوح مختلف لایه‌ی الکترونی اتم را پر می‌کنند. هر سطح فرعی از پوسته الکترونی، هنگامی که پر شود، حاوی تعداد زوج الکترون است. سطوح فرعی زیر در دسترس هستند:

   نماد پیکربندی الکترونیکی را درک کنید.پیکربندی های الکترون برای نشان دادن واضح تعداد الکترون ها در هر اوربیتال نوشته شده است. اوربیتال ها به صورت متوالی نوشته می شوند و تعداد اتم های هر اوربیتال در سمت راست نام اوربیتال به صورت رونوشت نوشته می شود. پیکربندی الکترونیکی تکمیل‌شده به‌شکل دنباله‌ای از نام‌گذاری‌ها و زیرنویس‌های سطح فرعی است.

   • برای مثال، در اینجا ساده ترین پیکربندی الکترونیکی وجود دارد: 1s 2 2s 2 2p 6 .این پیکربندی نشان می‌دهد که دو الکترون در زیرسطح 1s، دو الکترون در سطح فرعی 2s و شش الکترون در سطح فرعی 2p وجود دارد. 2 + 2 + 6 = 10 الکترون در کل. این پیکربندی الکترونیکی یک اتم نئون خنثی است (عدد اتمی نئون 10 است).

2. ترتیب اوربیتال ها را به خاطر بسپارید.به خاطر داشته باشید که اوربیتال های الکترونی به ترتیب افزایش تعداد پوسته الکترونی شماره گذاری می شوند، اما به ترتیب افزایش انرژی مرتب شده اند. به عنوان مثال، یک اوربیتال 4s 2 پر انرژی کمتر (یا تحرک کمتر) نسبت به یک اوربیتال 3d 10 نیمه پر یا پر شده دارد، بنابراین اوربیتال 4s ابتدا نوشته می شود. هنگامی که ترتیب اوربیتال ها را بدانید، می توانید به راحتی آنها را با توجه به تعداد الکترون های اتم پر کنید. ترتیب پر کردن اوربیتال ها به شرح زیر است: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • پیکربندی الکترونیکی یک اتم که در آن همه اوربیتال ها پر شده اند به صورت زیر خواهد بود: 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 6 5 d . 14 6d 10 7p 6
   • توجه داشته باشید که ورودی بالا، زمانی که همه اوربیتال ها پر می شوند، پیکربندی الکترونی عنصر Uuo (ununoctium) 118 است، که بالاترین عدد اتم در جدول تناوبی است. بنابراین، این پیکربندی الکترونیکی شامل تمام سطوح فرعی الکترونیکی شناخته شده فعلی یک اتم با بار خنثی است.

3. اوربیتال ها را با توجه به تعداد الکترون های اتم خود پر کنید.برای مثال، اگر بخواهیم پیکربندی الکترونی یک اتم کلسیم خنثی را بنویسیم، باید با جستجوی عدد اتمی آن در جدول تناوبی شروع کنیم. عدد اتمی آن 20 است، بنابراین پیکربندی یک اتم با 20 الکترون را طبق ترتیب بالا می نویسیم.

   • اوربیتال ها را طبق ترتیب بالا پر کنید تا به الکترون بیستم برسید. اوربیتال 1s اول دو الکترون، اوربیتال 2s نیز دو الکترون، 2p شش، 3s دو، 3p 6 و 4s 2 خواهد داشت (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20.) به عبارت دیگر، پیکربندی الکترونیکی کلسیم به شکل زیر است: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • توجه داشته باشید که اوربیتال ها به ترتیب افزایش انرژی مرتب شده اند. به عنوان مثال، هنگامی که برای حرکت به سطح انرژی 4 آماده هستید، ابتدا اوربیتال 4s را یادداشت کنید و سپس 3 بعدی بعد از چهارمین سطح انرژی، به مرحله پنجم می روید که همان ترتیب تکرار می شود. این فقط پس از سومین سطح انرژی اتفاق می افتد.

4. از جدول تناوبی به عنوان یک نشانه بصری استفاده کنید.احتمالاً قبلاً متوجه شده اید که شکل جدول تناوبی با ترتیب سطوح فرعی الکترون در پیکربندی الکترونی مطابقت دارد. به عنوان مثال، اتم های ستون دوم از سمت چپ همیشه به "s 2" ختم می شوند و اتم های لبه سمت راست قسمت میانی نازک همیشه به "d 10" ختم می شوند. از جدول تناوبی به عنوان راهنمای تصویری برای نوشتن پیکربندی استفاده کنید - ترتیبی که به اوربیتال ها اضافه می کنید چگونه با موقعیت شما در جدول مطابقت دارد. زیر را ببینید:

   • به طور خاص، دو ستون سمت چپ شامل اتم هایی است که تنظیمات الکترونیکی آنها به اوربیتال s ختم می شود، بلوک سمت راست جدول حاوی اتم هایی است که پیکربندی آنها به اوربیتال p ختم می شود، و نیمه پایینی حاوی اتم هایی است که به اوربیتال f ختم می شود.
   • به عنوان مثال، هنگامی که پیکربندی الکترونیکی کلر را یادداشت می کنید، اینگونه فکر کنید: "این اتم در ردیف سوم (یا "دوره") جدول تناوبی قرار دارد. همچنین در گروه پنجم بلوک مداری p قرار دارد. از جدول تناوبی.بنابراین پیکربندی الکترونیکی آن با ..3p 5 به پایان می رسد
   • توجه داشته باشید که عناصر در ناحیه مداری d و f جدول با سطوح انرژی مشخص می شوند که با دوره ای که در آن قرار دارند مطابقت ندارد. به عنوان مثال، ردیف اول یک بلوک از عناصر با اوربیتال d با اوربیتال های سه بعدی مطابقت دارد، اگرچه در دوره چهارم قرار دارد، و ردیف اول عناصر با اوربیتال f با وجود اینکه در اوربیتال ششم قرار دارند، با یک اوربیتال 4f مطابقت دارد. دوره زمانی.

5. اختصارات را برای نوشتن تنظیمات الکترون طولانی بیاموزید.اتم های لبه سمت راست جدول تناوبی نامیده می شوند گازهای نجیب.این عناصر از نظر شیمیایی بسیار پایدار هستند. برای کوتاه کردن فرآیند نوشتن پیکربندی‌های طولانی الکترون، به سادگی نماد شیمیایی نزدیک‌ترین گاز نجیب با الکترون‌های کمتر از اتم خود را در پرانتز بنویسید و سپس به نوشتن پیکربندی الکترونی سطوح مداری بعدی ادامه دهید. زیر را ببینید:

   • برای درک این مفهوم، نوشتن یک پیکربندی مثال مفید خواهد بود. بیایید پیکربندی روی (عدد اتمی 30) را با استفاده از مخفف گاز نجیب بنویسیم. پیکربندی کامل روی به این صورت است: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. با این حال، می بینیم که 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 پیکربندی الکترونی آرگون، یک گاز نجیب است. به سادگی بخشی از پیکربندی الکترونیکی روی را با نماد شیمیایی آرگون در براکت های مربع (.) جایگزین کنید.
   • بنابراین، پیکربندی الکترونیکی روی، که به صورت اختصاری نوشته شده است، به شکل زیر است: 4s 2 3d 10.
   • لطفاً توجه داشته باشید که اگر پیکربندی الکترونیکی یک گاز نجیب را می نویسید، مثلاً آرگون، نمی توانید آن را بنویسید! باید از مخفف گاز نجیب قبل از این عنصر استفاده کرد. برای آرگون نئون ().

   با استفاده از جدول تناوبی ADOMAH

   1. بر جدول تناوبی ADOMAH مسلط شوید.این روش ثبت پیکربندی الکترونیکی نیازی به به خاطر سپردن ندارد، بلکه به یک جدول تناوبی اصلاح شده نیاز دارد، زیرا در جدول تناوبی سنتی که از دوره چهارم شروع می شود، عدد دوره با پوسته الکترونی مطابقت ندارد. جدول تناوبی ADOMAH را پیدا کنید - نوع خاصی از جدول تناوبی که توسط دانشمند والری زیمرمن ساخته شده است. با یک جستجوی کوتاه در اینترنت پیدا کردن آن آسان است.

      • در جدول تناوبی ADOMAH، ردیف های افقی نشان دهنده گروه هایی از عناصر مانند هالوژن، گازهای نجیب، فلزات قلیایی، فلزات قلیایی خاکی و غیره است. ستون‌های عمودی با سطوح الکترونیکی مطابقت دارند و به اصطلاح «آبشار» (خطوط مورب که بلوک‌های s، p، d و f را به هم متصل می‌کنند) مربوط به دوره‌ها هستند.
      • هلیم به سمت هیدروژن حرکت می کند زیرا هر دوی این عناصر با یک مدار 1s مشخص می شوند. بلوک های نقطه (s،p،d و f) در سمت راست نشان داده شده اند و اعداد سطح در پایین آورده شده اند. عناصر در جعبه های شماره 1 تا 120 نشان داده شده اند. این اعداد اعداد اتمی معمولی هستند که نشان دهنده تعداد کل الکترون های یک اتم خنثی هستند.

   2. اتم خود را در جدول ADOMAH پیدا کنید.برای نوشتن پیکربندی الکترونیکی یک عنصر، نماد آن را در جدول تناوبی ADOMAH جستجو کنید و تمام عناصر با عدد اتمی بالاتر را خط بزنید. به عنوان مثال، اگر شما نیاز به نوشتن پیکربندی الکترونی اربیوم (68) دارید، تمام عناصر را از 69 تا 120 خط بزنید.

      • به اعداد 1 تا 8 در پایین جدول توجه کنید. اینها تعداد سطوح الکترونیکی یا تعداد ستون ها هستند. ستون هایی که فقط حاوی موارد خط خورده هستند را نادیده بگیرید. برای اربیوم، ستون های شماره 1،2،3،4،5 و 6 باقی مانده است.

   3. سطوح فرعی مداری را تا عنصر خود بشمارید.با نگاه کردن به نمادهای بلوک نشان داده شده در سمت راست جدول (s، p، d، و f) و شماره ستون های نشان داده شده در پایه، خطوط مورب بین بلوک ها را نادیده بگیرید و ستون ها را به بلوک های ستونی تقسیم کنید و آنها را به ترتیب فهرست کنید. از پایین به بالا باز هم، بلوک هایی را که تمام عناصر خط خورده هستند نادیده بگیرید. بلوک های ستون را از شماره ستون و سپس نماد بلوک بنویسید، به این ترتیب: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (برای اربیوم).

      • لطفاً توجه داشته باشید: پیکربندی الکترونی بالا Er به ترتیب صعودی عدد زیرسطح الکترون نوشته شده است. همچنین می توان آن را به ترتیب پر کردن اوربیتال ها نوشت. برای انجام این کار، به جای ستون ها، هنگام نوشتن بلوک های ستون، آبشارها را از پایین به بالا دنبال کنید: 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. الکترون ها را برای هر زیرسطح الکترون بشمارید.عناصر هر بلوک ستون را که خط کشیده نشده اند بشمارید، به هر عنصر یک الکترون متصل کنید، و تعداد آنها را در کنار نماد بلوک برای هر بلوک ستون بنویسید به این ترتیب: 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 . در مثال ما، این پیکربندی الکترونیکی اربیوم است.

   5. مراقب تنظیمات الکترونیکی نادرست باشید.هجده استثنای معمولی وجود دارد که مربوط به پیکربندی الکترونیکی اتم‌ها در پایین‌ترین حالت انرژی است که به آن حالت انرژی زمین نیز می‌گویند. آنها فقط برای دو یا سه موقعیت آخر اشغال شده توسط الکترون ها از قانون کلی پیروی نمی کنند. در این حالت، پیکربندی الکترونیکی واقعی فرض می‌کند که الکترون‌ها در حالتی با انرژی کمتر در مقایسه با پیکربندی استاندارد اتم هستند. اتم های استثنا عبارتند از:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); مس(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); مو(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); لا(..., 5d1, 6s2); CE(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); طلا(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); پا(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(...، 5f4، 6d1، 7s2) و سانتی متر(...، 5f7، 6d1، 7s2).
   • برای یافتن عدد اتمی یک اتم زمانی که به شکل پیکربندی الکترونی نوشته می شود، کافی است تمام اعدادی که به دنبال حروف (s، p، d، و f) هستند را جمع کنید. این فقط برای اتم های خنثی کار می کند، اگر با یک یون سر و کار دارید کار نمی کند - باید تعداد الکترون های اضافی یا از دست رفته را اضافه یا کم کنید.
   • عدد بعد از حرف بالا خط است، در آزمون اشتباه نکنید.
   • هیچ ثبات در سطح فرعی "نیمه پر" وجود ندارد. این یک ساده سازی است. هر گونه ثباتی که به سطوح فرعی "نیمه پر" نسبت داده می شود به این دلیل است که هر اوربیتال توسط یک الکترون اشغال شده است، بنابراین دافعه بین الکترون ها به حداقل می رسد.
   • هر اتم به یک حالت پایدار تمایل دارد و پایدارترین پیکربندی ها دارای سطوح فرعی s و p هستند (s2 و p6). گازهای نجیب این پیکربندی را دارند، بنابراین به ندرت واکنش نشان می دهند و در سمت راست جدول تناوبی قرار دارند. بنابراین، اگر یک پیکربندی به 3p 4 ختم شود، برای رسیدن به حالت پایدار به دو الکترون نیاز دارد (از دست دادن شش الکترون، از جمله الکترون‌های زیرسطح s، به انرژی بیشتری نیاز دارد، بنابراین از دست دادن چهار الکترون آسان‌تر است). و اگر پیکربندی به 4d 3 ختم شود، برای رسیدن به یک حالت پایدار باید سه الکترون از دست بدهد. علاوه بر این، سطوح فرعی نیمه پر (s1، p3، d5..) پایدارتر از p4 یا p2 هستند. با این حال، s2 و p6 حتی پایدارتر خواهند بود.
   • وقتی با یک یون سر و کار دارید، به این معنی است که تعداد پروتون ها با تعداد الکترون ها برابر نیست. بار اتم در این مورد در سمت راست بالا (معمولا) نماد شیمیایی نشان داده می شود. بنابراین، یک اتم آنتیموان با بار +2 دارای پیکربندی الکترونیکی 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 است. توجه داشته باشید که 5p 3 به 5p 1 تغییر کرده است. وقتی پیکربندی اتم خنثی به سطوح فرعی غیر از s و p ختم می شود، مراقب باشید.وقتی الکترون ها را می گیرید، فقط می توانید آنها را از اوربیتال های ظرفیت (اوربیتال های s و p) بگیرید. بنابراین، اگر پیکربندی با 4s 2 3d 7 به پایان برسد و اتم بار 2+ دریافت کند، پیکربندی با 4s 0 3d 7 به پایان می رسد. لطفا توجه داشته باشید که 3d 7 نهدر عوض، الکترون های اوربیتال s از بین می روند.
   • شرایطی وجود دارد که یک الکترون مجبور به "حرکت به سطح انرژی بالاتر" می شود. هنگامی که یک تراز فرعی یک الکترون کمتر از نیم یا پر بودن دارد، یک الکترون را از نزدیکترین تراز فرعی s یا p بردارید و آن را به سطح فرعی منتقل کنید که به الکترون نیاز دارد.
   • دو گزینه برای ضبط پیکربندی الکترونیکی وجود دارد. همانطور که در بالا برای اربیوم نشان داده شد، می توان آنها را به ترتیب افزایش اعداد سطح انرژی یا به ترتیب پر کردن اوربیتال های الکترونی نوشت.
   • شما همچنین می توانید پیکربندی الکترونیکی یک عنصر را فقط با نوشتن پیکربندی ظرفیت، که نشان دهنده آخرین سطح فرعی s و p است، بنویسید. بنابراین، پیکربندی ظرفیت آنتیموان 5s 2 5p 3 خواهد بود.
   • یون ها یکسان نیستند. با آنها خیلی سخت تر است. بسته به اینکه از کجا شروع کرده اید و تعداد الکترون ها چقدر است از دو سطح بگذرید و از همان الگو پیروی کنید.

فرآیند تشکیل یک ذره +H2 را می توان به صورت زیر نشان داد:

H + H + H2 +.

بنابراین، یک الکترون در اوربیتال مولکولی پیوندی قرار دارد.

تعدد پیوند برابر است با نصف اختلاف تعداد الکترون‌ها در اوربیتال‌های پیوند و آنتی‌باند. این بدان معنی است که تعدد پیوند در ذره H2 + (1 – 0): 2 = 0.5 است. روش BC، بر خلاف روش MO، امکان تشکیل پیوند توسط یک الکترون را توضیح نمی دهد.

مولکول هیدروژن دارای پیکربندی الکترونیکی زیر است:

مولکول H2 دارای دو الکترون پیوند است، به این معنی که مولکول دارای یک پیوند است.

یون مولکولی H2- دارای پیکربندی الکترونیکی است:

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

تعدد پیوند در H2- (2 - 1): 2 = 0.5 است.

اجازه دهید اکنون مولکول ها و یون های هم هسته ای دوره دوم را در نظر بگیریم.

پیکربندی الکترونیکی مولکول Li2 به شرح زیر است:

2Li(K2s)Li2.

مولکول Li2 شامل دو الکترون پیوندی است که مربوط به یک پیوند است.

فرآیند تشکیل مولکول Be2 را می توان به صورت زیر نشان داد:

2 Be(K2s2) Be2 .

تعداد الکترون‌های پیوند و آنتی‌پیوند در مولکول Be2 یکسان است و از آنجایی که یک الکترون آنتی‌پیوند اثر یک الکترون پیوندی را از بین می‌برد، مولکول Be2 در حالت پایه شناسایی نمی‌شود.

مولکول نیتروژن دارای 10 الکترون ظرفیتی در مدارهای خود است. ساختار الکترونیکی مولکول N2:

از آنجایی که مولکول N2 دارای هشت پیوند و دو الکترون ضد پیوند است، این مولکول حاوی یک پیوند سه گانه است. مولکول نیتروژن دارای خواص دیامغناطیس است زیرا حاوی الکترون های جفت نشده نیست.

12 الکترون ظرفیتی وجود دارد که در اوربیتال های مولکول O2 توزیع شده اند، بنابراین این مولکول دارای پیکربندی است:

برنج. 9.2. طرح تشکیل اوربیتال های مولکولی در مولکول O2 (فقط الکترون های 2p اتم های اکسیژن نشان داده شده است)

در مولکول O2، مطابق با قانون هوند، دو الکترون با اسپین های موازی یکی یکی در دو اوربیتال با انرژی یکسان قرار می گیرند (شکل 9.2). طبق روش BC، مولکول اکسیژن دارای الکترون های جفت نشده نیست و باید دارای خواص دیامغناطیسی باشد که با داده های تجربی مطابقت ندارد. روش اوربیتال مولکولی خواص پارامغناطیس اکسیژن را تایید می کند که به دلیل وجود دو الکترون جفت نشده در مولکول اکسیژن است. تعدد پیوند در مولکول اکسیژن (8-4) است: 2 = 2.

بیایید ساختار الکترونیکی یون های O2+ و O2- را در نظر بگیریم. یون O2+ دارای 11 الکترون در اوربیتال های خود است، بنابراین پیکربندی یون به شرح زیر است:

تعدد پیوند در یون O2 + (8-3): 2 = 2.5 است. در یون O2- 13 الکترون در اوربیتال های آن توزیع شده است. این یون دارای ساختار زیر است:

O2- .

تعدد پیوند در یون O2- (8 - 5) است: 2 = 1.5. یون های O2- و O2+ پارامغناطیس هستند زیرا حاوی الکترون های جفت نشده هستند.

پیکربندی الکترونیکی مولکول F2 به صورت زیر است:

تعدد پیوند در مولکول F2 1 است، زیرا دو الکترون پیوندی اضافی وجود دارد. از آنجایی که مولکول الکترون جفت نشده ندارد، دیامغناطیس است.

در سری های N2، O2، F2، انرژی ها و طول پیوند در مولکول ها عبارتند از:

افزایش بیش از حد الکترون های پیوند منجر به افزایش انرژی اتصال (قدرت پیوند) می شود. هنگام رفتن از N2 به F2، طول پیوند افزایش می یابد که به دلیل ضعیف شدن پیوند است.

در سری O2-، O2، O2+، تعدد پیوند افزایش می یابد، انرژی پیوند نیز افزایش می یابد و طول پیوند کاهش می یابد.

تعداد الکترون های یک اتم با عدد اتمی عنصر در جدول تناوبی تعیین می شود. با استفاده از قوانین قرار دادن الکترون ها در یک اتم، برای یک اتم سدیم (11 الکترون) می توانیم فرمول الکترونیکی زیر را بدست آوریم:

11 Na: 1س 2 2س 2 2پ 6 3س 1

فرمول الکترونیکی اتم تیتانیوم:

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

اگر قبل از پر شدن کامل یا نیمه دزیرسطح ( د 10 یا د 5-پیکربندی) یک الکترون از دست رفته است، سپس " لغزش الکترون " - رفتن به د-زیرسطح یک الکترون از همسایه س-سطح فرعی در نتیجه، فرمول الکترونیکی اتم کروم 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 است و نه 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3 p 6 4 s 2 و اتم مس 29 مس است: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10، نه 29 مس: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9.

تعداد الکترون های یک یون با بار منفی - یک آنیون - از تعداد الکترون های یک اتم خنثی با مقدار بار یون بیشتر است: 16 اس 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 الکترون).

هنگامی که یک یون با بار مثبت - یک کاتیون - تشکیل می شود، الکترون ها ابتدا سطوح فرعی با یک عدد کوانتومی اصلی بزرگ را ترک می کنند: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 الکترون).

الکترون های موجود در یک اتم را می توان به دو نوع داخلی و خارجی ( ظرفیت ) تقسیم کرد. الکترون های داخلی سطوح فرعی کاملا تکمیل شده را اشغال می کنند، دارای ارزش انرژی پایین هستند و در تبدیل شیمیایی عناصر شرکت نمی کنند.

الکترون های ظرفیت- اینها همه الکترون های آخرین سطح انرژی و الکترون های سطوح فرعی ناقص هستند.

الکترون های ظرفیت در تشکیل پیوندهای شیمیایی شرکت می کنند. الکترون های جفت نشده به ویژه فعال هستند. تعداد الکترون های جفت نشده ظرفیت یک عنصر شیمیایی را تعیین می کند.

اگر اوربیتال های خالی در آخرین سطح انرژی اتم وجود داشته باشد، جفت شدن الکترون های ظرفیت روی آنها امکان پذیر است (تشکیل حالت هیجانی اتم).

به عنوان مثال، الکترون های ظرفیت گوگرد، الکترون های آخرین سطح هستند (3 س 2 3پ 4). از نظر گرافیکی، طرح پر کردن این اوربیتال ها با الکترون به این صورت است:

در حالت زمین (تحریک نشده)، اتم گوگرد دارای 2 الکترون جفت نشده است و می تواند ظرفیت II را نشان دهد.

در آخرین سطح انرژی (سومین)، اتم گوگرد دارای اوربیتال‌های آزاد (زیرسطح سه بعدی) است. با صرف مقداری انرژی، یکی از الکترون های جفت شده گوگرد را می توان به یک اوربیتال خالی منتقل کرد که مطابق با اولین حالت برانگیخته اتم است.

در این حالت اتم گوگرد دارای چهار الکترون جفت نشده و ظرفیت آن IV است.

الکترونهای 3s جفت شده یک اتم گوگرد را نیز می توان در یک اوربیتال 3 بعدی مداری آزاد جفت کرد:

در این حالت، اتم گوگرد دارای 6 الکترون جفت نشده است و ظرفیت VI را نشان می دهد.

پر شدن اوربیتال ها در یک اتم غیر برانگیخته به گونه ای انجام می شود که انرژی اتم حداقل باشد (اصل حداقل انرژی). ابتدا اوربیتال های اولین سطح انرژی پر می شود، سپس دوم، و اوربیتال سطح s ابتدا پر می شود و تنها سپس اوربیتال های تراز فرعی p پر می شود. در سال 1925، فیزیکدان سوئیسی، دبلیو پاولی، اصل بنیادی مکانیک کوانتومی علوم طبیعی (اصل پائولی، که اصل طرد یا اصل طرد نیز نامیده می شود) را پایه گذاری کرد. طبق اصل پائولی:

یک اتم نمی تواند دو الکترون داشته باشد که دارای مجموعه یکسانی از هر چهار عدد کوانتومی باشند.

پیکربندی الکترونیکی یک اتم با فرمولی بیان می‌شود که در آن اوربیتال‌های پر شده با ترکیبی از عددی برابر با عدد کوانتومی اصلی و یک حرف مربوط به عدد کوانتومی مداری نشان داده می‌شوند. بالانویس تعداد الکترون های این اوربیتال ها را نشان می دهد.

هیدروژن و هلیوم

پیکربندی الکترونیکی اتم هیدروژن 1s 1 و اتم هلیوم 1s 2 است. یک اتم هیدروژن دارای یک الکترون جفت نشده و یک اتم هلیوم دارای دو الکترون جفتی است. الکترون های جفت شده دارای مقادیر یکسانی برای همه اعداد کوانتومی به جز اسپین یک هستند. یک اتم هیدروژن می تواند الکترون خود را رها کند و به یک یون با بار مثبت تبدیل شود - کاتیون H + (پروتون)، که الکترونی ندارد (پیکربندی الکترونیکی 1s 0). یک اتم هیدروژن می تواند یک الکترون اضافه کند و به یک یون H - (یون هیدرید) با بار منفی با پیکربندی الکترونی 1s 2 تبدیل شود.

لیتیوم

سه الکترون در یک اتم لیتیوم به صورت زیر توزیع می شوند: 1s 2 1s 1. فقط الکترون های سطح انرژی بیرونی که الکترون های ظرفیتی نامیده می شوند در تشکیل پیوند شیمیایی شرکت می کنند. در اتم لیتیوم، الکترون ظرفیت الکترون زیرسطح 2s و دو الکترون سطح فرعی 1s الکترون های داخلی هستند. اتم لیتیوم به راحتی الکترون ظرفیت خود را از دست می دهد و به یون Li + تبدیل می شود که دارای پیکربندی 1s 2 2s 0 است. توجه داشته باشید که یون هیدرید، اتم هلیوم و کاتیون لیتیوم دارای تعداد یکسانی الکترون هستند. به چنین ذرات ایزوالکترونیک می گویند. آنها پیکربندی های الکترونیکی مشابهی دارند اما بارهای هسته ای متفاوتی دارند. اتم هلیوم از نظر شیمیایی بسیار خنثی است که به دلیل پایداری ویژه پیکربندی الکترونیکی 1s 2 است. اوربیتال هایی که با الکترون پر نمی شوند خالی نامیده می شوند. در اتم لیتیوم، سه اوربیتال از سطح فرعی 2p خالی هستند.

بریلیم

پیکربندی الکترونیکی اتم بریلیم 1s 2 2s 2 است. هنگامی که یک اتم برانگیخته می شود، الکترون ها از یک زیرسطح انرژی پایین تر به اوربیتال های خالی سطح فرعی انرژی بالاتر حرکت می کنند. فرآیند تحریک یک اتم بریلیم را می توان با نمودار زیر نشان داد:

1s 2 2s 2 (حالت پایه) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (حالت برانگیخته).

مقایسه حالت های پایه و برانگیخته اتم بریلیم نشان می دهد که آنها در تعداد الکترون های جفت نشده متفاوت هستند. در حالت پایه اتم بریلیم هیچ الکترون جفت نشده ای وجود ندارد، در حالت برانگیخته دو الکترون وجود دارد. علیرغم این واقعیت که وقتی یک اتم برانگیخته می‌شود، در اصل، هر الکترونی از اوربیتال‌های انرژی پایین‌تر می‌تواند به اوربیتال‌های بالاتر حرکت کند، برای در نظر گرفتن فرآیندهای شیمیایی تنها انتقال بین سطوح فرعی انرژی با انرژی‌های مشابه قابل توجه است.

توضیحات به شرح ذیل می باشد. هنگامی که یک پیوند شیمیایی تشکیل می شود، انرژی همیشه آزاد می شود، یعنی ترکیب دو اتم به حالت انرژی مطلوب تری می رسد. فرآیند تحریک نیاز به مصرف انرژی دارد. هنگام جفت شدن الکترون ها در یک سطح انرژی، هزینه های تحریک با تشکیل یک پیوند شیمیایی جبران می شود. هنگام جفت شدن الکترون ها در سطوح مختلف، هزینه های تحریک آنقدر زیاد است که با تشکیل یک پیوند شیمیایی نمی توان آنها را جبران کرد. در غیاب شریک در یک واکنش شیمیایی احتمالی، اتم برانگیخته شده، کوانتومی انرژی آزاد می کند و به حالت پایه باز می گردد - این فرآیند آرامش نامیده می شود.

بور

پیکربندی الکترونیکی اتم‌های عناصر دوره سوم جدول تناوبی عناصر تا حدی مشابه مواردی است که در بالا ارائه شده است (نسخه نشانگر عدد اتمی است):

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

با این حال، این قیاس کامل نیست، زیرا سطح انرژی سوم به سه سطح فرعی تقسیم می‌شود و همه عناصر فهرست شده دارای اوربیتال‌های خالی d هستند که الکترون‌ها می‌توانند در هنگام تحریک به آن‌ها منتقل شوند و تعدد افزایش یابد. این امر به ویژه برای عناصری مانند فسفر، گوگرد و کلر بسیار مهم است.

حداکثر تعداد الکترون های جفت نشده در یک اتم فسفر می تواند به پنج برسد:

این امکان وجود ترکیباتی را توضیح می دهد که در آنها ظرفیت فسفر 5 است. اتم نیتروژن که در حالت پایه دارای پیکربندی یکسانی از الکترون های ظرفیتی با اتم فسفر است، نمی تواند پنج پیوند کووالانسی ایجاد کند.

وضعیت مشابهی هنگام مقایسه قابلیت های ظرفیت اکسیژن و گوگرد، فلوئور و کلر ایجاد می شود. جفت شدن الکترون ها در یک اتم گوگرد منجر به ظهور شش الکترون جفت نشده می شود:

3s 2 3p 4 (حالت پایه) → 3s 1 3p 3 3d 2 (حالت هیجان زده).

این مربوط به حالت شش ظرفیتی است که برای اکسیژن دست نیافتنی است. حداکثر ظرفیت نیتروژن (4) و اکسیژن (3) نیاز به توضیح دقیق تری دارد که بعداً ارائه خواهد شد.

حداکثر ظرفیت کلر 7 است که مربوط به پیکربندی حالت برانگیخته اتم 3s 1 3p 3 d 3 است.

وجود اوربیتال‌های سه بعدی خالی در تمام عناصر دوره سوم با این واقعیت توضیح داده می‌شود که با شروع از سطح انرژی سوم، همپوشانی جزئی سطوح فرعی سطوح مختلف هنگام پر شدن با الکترون‌ها رخ می‌دهد. بنابراین، سطح فرعی 3d تنها پس از پر شدن سطح فرعی 4s شروع به پر شدن می کند. ذخیره انرژی الکترون ها در اوربیتال های اتمی سطوح فرعی مختلف و در نتیجه ترتیب پر شدن آنها به ترتیب زیر افزایش می یابد:

اوربیتال هایی که مجموع دو عدد کوانتومی اول (n + l) کوچکتر است، زودتر پر می شوند. اگر این مجموع مساوی باشند، ابتدا اوربیتال هایی با عدد کوانتومی اصلی پایین پر می شوند.

این الگو توسط V. M. Klechkovsky در سال 1951 فرموله شد.

عناصری که در اتم‌های آنها زیرسطح s با الکترون پر شده است، عناصر s نامیده می‌شوند. اینها شامل دو عنصر اول هر دوره است: هیدروژن. با این حال، در عنصر d بعدی - کروم - مقداری "انحراف" در آرایش الکترونها در سطوح انرژی در حالت پایه وجود دارد: به جای چهار الکترون جفت نشده مورد انتظار در سطح فرعی 3d، اتم کروم دارای پنج الکترون جفت نشده در سطح فرعی 3d و یک الکترون جفت نشده در سطح فرعی s است: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

پدیده انتقال یک الکترون s به سطح فرعی d اغلب "نشت" یک الکترون نامیده می شود. این را می توان با این واقعیت توضیح داد که اوربیتال های زیرسطح d که توسط الکترون ها پر شده است به دلیل افزایش جاذبه الکترواستاتیکی بین الکترون ها و هسته به هسته نزدیک تر می شوند. در نتیجه، حالت 4s 1 3d 5 از نظر انرژی مطلوب تر از 4s 2 3d 4 می شود. بنابراین، نیمه پر d-sublevel (d5) پایداری را در مقایسه با سایر گزینه های توزیع الکترون ممکن افزایش داده است. پیکربندی الکترونیکی مربوط به وجود حداکثر تعداد ممکن الکترون های جفت شده، که در عناصر d قبلی فقط در نتیجه تحریک قابل دستیابی است، مشخصه حالت پایه اتم کروم است. پیکربندی الکترونیکی d 5 نیز مشخصه اتم منگنز است: 4s 2 3d 5. برای عناصر d زیر، هر سلول انرژی از زیرسطح d با الکترون دوم پر می شود: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

در اتم مس، حالت یک زیرسطح d کاملاً پر (d 10) به دلیل انتقال یک الکترون از سطح فرعی 4s به سطح فرعی 3d قابل دستیابی می شود: 29 Cu 4s 1 3d 10. آخرین عنصر از ردیف اول عناصر d دارای پیکربندی الکترونیکی 30 Zn 4s 23 d 10 است.

روند کلی، که در پایداری پیکربندی‌های d 5 و d 10 آشکار می‌شود، در عناصر دوره‌های پایین‌تر نیز مشاهده می‌شود. مولیبدن دارای پیکربندی الکترونیکی مشابه کروم است: 42 Mo 5s 1 4d 5 و نقره به مس: 47 Ag5s 0 d 10. علاوه بر این، پیکربندی d 10 در پالادیوم به دلیل انتقال هر دو الکترون از اوربیتال 5s به اوربیتال 4d به دست آمده است: 46Pd 5s 0 d 10. انحرافات دیگری از پر شدن یکنواخت اوربیتال های d و f وجود دارد.

مشکل 1. پیکربندی الکترونیکی عناصر زیر را بنویسید: سی، F e، Kr، Te، W.

راه حل. انرژی اوربیتال های اتمی به ترتیب زیر افزایش می یابد:

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

هر s-شل (یک اوربیتال) نمی تواند بیش از دو الکترون داشته باشد، پوسته p (سه اوربیتال) - حداکثر شش اوربیتال، پوسته d (پنج اوربیتال) - بیش از 10 و پوسته f ( هفت اوربیتال) - بیش از 14.

در حالت پایه یک اتم، الکترون ها اوربیتال ها را با کمترین انرژی اشغال می کنند. تعداد الکترون ها برابر با بار هسته (اتم به عنوان یک کل خنثی است) و عدد اتمی عنصر است. به عنوان مثال، یک اتم نیتروژن دارای 7 الکترون است که دو تای آن در مدار 1s، دو الکترون در اوربیتال 2s و سه الکترون باقی مانده در اوربیتال 2p قرار دارند. پیکربندی الکترونیکی اتم نیتروژن:

7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. تنظیمات الکترونیکی عناصر باقی مانده:

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 K 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 5 p 4,

74 Te : 1s 2 2s 2 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 .

مشکل 2. کدام گاز بی‌اثر و یون‌های کدام عنصر دارای پیکربندی الکترونیکی یکسانی با ذره حاصل از حذف تمام الکترون‌های ظرفیتی از اتم کلسیم هستند؟

راه حل. پوسته الکترونی اتم کلسیم دارای ساختار 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 است. وقتی دو الکترون ظرفیت حذف می شوند، یک یون Ca 2+ با پیکربندی 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 تشکیل می شود. اتم دارای همان پیکربندی الکترونیکی است آرو یونهای S 2-، Cl -، K +، Sc 3+ و غیره.

مشکل 3. آیا الکترون های یون Al 3+ می توانند در اوربیتال های زیر باشند: a) 2p; ب) 1p; ج) سه بعدی؟

راه حل. پیکربندی الکترونیکی اتم آلومینیوم به این صورت است: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. یون Al 3+ با حذف سه الکترون ظرفیت از یک اتم آلومینیوم تشکیل می شود و دارای پیکربندی الکترونیکی 1s 2 2s 2 2p 6 است.

الف) الکترون ها از قبل در اوربیتال 2p هستند.

ب) مطابق با محدودیت های اعمال شده بر روی عدد کوانتومی l (l = 0، 1،…n -1)، با n = 1 فقط مقدار l = 0 امکان پذیر است، بنابراین، اوربیتال 1p وجود ندارد.

ج) اگر یون در حالت برانگیخته باشد، الکترون ها می توانند در اوربیتال 3 بعدی باشند.

وظیفه 4.پیکربندی الکترونیکی اتم نئون را در اولین حالت برانگیخته بنویسید.

راه حل. پیکربندی الکترونیکی اتم نئون در حالت پایه 1s 2 2s 2 2p 6 است. اولین حالت برانگیخته با انتقال یک الکترون از بالاترین اوربیتال اشغال شده (2p) به پایین ترین اوربیتال اشغال نشده (3s) به دست می آید. پیکربندی الکترونیکی اتم نئون در اولین حالت برانگیخته 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 است.

مشکل 5. ترکیب هسته ایزوتوپ های 12 C و 13 C، 14 N و 15 N چگونه است؟

راه حل. تعداد پروتون های هسته برابر با عدد اتمی عنصر است و برای همه ایزوتوپ های یک عنصر معین یکسان است. تعداد نوترون ها برابر است با عدد جرمی (در سمت چپ بالای عدد عنصر نشان داده شده است) منهای تعداد پروتون ها. ایزوتوپ های مختلف یک عنصر دارای تعداد نوترون های متفاوتی هستند.

ترکیب هسته های مشخص شده:

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