Tabela e konfigurimit elektronik të elementeve kimike. Katalogu i dosjeve të kimisë

Fizikani zviceran W. Pauli në vitin 1925 vërtetoi se në një atom në një orbital nuk mund të ketë më shumë se dy elektrone që kanë rrotullime të kundërta (antiparalele) (përkthyer nga anglishtja si "spindle"), domethënë ato kanë veti që mund të jenë paraqitet me kusht si rrotullimi i një elektroni rreth boshtit të tij imagjinar: në drejtim të akrepave të orës ose në të kundërt. Ky parim quhet parimi Pauli.

Nëse ka një elektron në orbital, atëherë ai quhet i paçiftuar, nëse ka dy, atëherë këto janë elektrone të çiftëzuara, domethënë elektrone me rrotullime të kundërta.

Figura 5 tregon një diagram të ndarjes së niveleve të energjisë në nënnivele.

Orbitalja S, siç e dini tashmë, është sferike. Elektroni i atomit të hidrogjenit (s = 1) ndodhet në këtë orbitale dhe është i paçiftuar. Prandaj, formula e tij elektronike ose konfigurimi elektronik do të shkruhet si më poshtë: 1s 1. Në formulat elektronike, numri i nivelit të energjisë tregohet me numrin përpara shkronjës (1 ...), nënniveli (lloji orbital) tregohet me shkronjën latine dhe numri që shkruhet në të djathtën e sipërme të shkronjës. shkronja (si një eksponent) tregon numrin e elektroneve në nënnivel.

Për një atom helium, He, që ka dy elektrone të çiftëzuara në të njëjtën orbitale s, kjo formulë është: 1s 2 .

Predha elektronike e atomit të heliumit është e plotë dhe shumë e qëndrueshme. Heliumi është një gaz fisnik.

Niveli i dytë i energjisë (n = 2) ka katër orbitale: një s dhe tre p. Elektronet e orbitës s të nivelit të dytë (orbitalet 2) kanë një energji më të lartë, pasi ato janë në një distancë më të madhe nga bërthama sesa elektronet orbitale 1s (n = 2).

Në përgjithësi, për çdo vlerë të n, ekziston një orbitale s, por me një sasi korresponduese të energjisë së elektronit në të dhe, për rrjedhojë, me një diametër korrespondues, që rritet me rritjen e vlerës së n.

Orbitalja R ka formën e një trap ose një figure tetë. Të tre orbitalet p janë të vendosura në atom në mënyrë reciproke pingul përgjatë koordinatave hapësinore të tërhequra përmes bërthamës së atomit. Duhet theksuar sërish se çdo nivel energjetik (shtresë elektronike), duke filluar nga n = 2, ka tre p-orbitale. Ndërsa vlera e n rritet, elektronet zënë p-orbitalet e vendosura në distanca të gjata nga bërthama dhe të drejtuara përgjatë boshteve x, y, z.

Për elementet e periodës së dytë (n = 2), fillimisht mbushet një orbitale β dhe më pas tre orbitale p. Formula elektronike 1l: 1s 2 2s 1. Elektroni është më i dobët i lidhur me bërthamën e atomit, kështu që atomi i litiumit mund ta lëshojë atë lehtësisht (siç e mbani mend qartë, ky proces quhet oksidim), duke u shndërruar në një jon Li +.

Në atomin e beriliumit Be 0, elektroni i katërt ndodhet gjithashtu në orbitalën 2s: 1s 2 2s 2 . Dy elektronet e jashtme të atomit të beriliumit shkëputen lehtësisht - Be 0 oksidohet në kationin Be 2+.

Në atomin e borit, elektroni i pestë zë një orbitale 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Më tej, atomet C, N, O, E janë të mbushura me orbitale 2p, e cila përfundon me gazin fisnik neoni: 1s 2 2s 2 2p 6.

Për elementet e periodës së tretë plotësohen përkatësisht orbitalet Sv- dhe Sp. Pesë d-orbitale të nivelit të tretë mbeten të lira:

Ndonjëherë në diagramet që përshkruajnë shpërndarjen e elektroneve në atome, tregohet vetëm numri i elektroneve në çdo nivel energjie, domethënë, ata shkruajnë formulat elektronike të shkurtuara të atomeve. elementet kimike, ndryshe nga formulat e plota elektronike të mësipërme.

Për elementët e periudhave të mëdha (e katërta dhe e pesta), dy elektronet e para zënë orbitalet e 4-të dhe të 5-të, përkatësisht: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Duke filluar nga elementi i tretë i çdo periudhe të madhe, dhjetë elektronet e ardhshme do të shkojnë në orbitalet e mëparshme 3d dhe 4d, përkatësisht (për elementet e nëngrupeve dytësore): 23 V 2, 8 , 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Si rregull, kur mbushet nënniveli i mëparshëm d, nënniveli i jashtëm (përkatësisht 4p- dhe 5p) do të fillojë të mbushet.

Për elementët e periudhave të mëdha - e gjashta dhe e shtata jo e plotë - nivelet dhe nënnivelet elektronike mbushen me elektrone, si rregull, si më poshtë: dy elektronet e para do të shkojnë në nënnivelin e jashtëm β: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; elektroni tjetër (për Na dhe Ac) tek i mëparshmi (p-nënniveli: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 dhe 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Pastaj 14 elektronet e ardhshme do të shkojnë në nivelin e tretë të energjisë nga jashtë në orbitalet 4f dhe 5f, përkatësisht, për lantanidet dhe aktinidet.

Pastaj niveli i dytë i jashtëm i energjisë (d-nënniveli) do të fillojë të ndërtohet përsëri: për elementët e nëngrupeve dytësore: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - dhe, së fundi, vetëm pas mbushjes së plotë të nivelit aktual me dhjetë elektrone do të mbushet përsëri nënniveli i jashtëm p:

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

Shumë shpesh, struktura e predhave elektronike të atomeve përshkruhet duke përdorur energji ose qeliza kuantike - ata shkruajnë të ashtuquajturat formula elektronike grafike. Për këtë regjistrim, përdoret shënimi i mëposhtëm: çdo qelizë kuantike shënohet me një qelizë që korrespondon me një orbitale; çdo elektron tregohet me një shigjetë që korrespondon me drejtimin e spinit. Gjatë regjistrimit të grafikës formula elektronike duhen mbajtur mend dy rregulla: parimi i Paulit, sipas të cilit nuk mund të ketë më shumë se dy elektrone në një qelizë (orbitale, por me rrotullime antiparalele), dhe rregulli i F. Hund, sipas të cilit elektronet zënë qeliza të lira (orbitale), janë të vendosura në to fillimisht një nga një dhe në këtë rast, ata kanë të njëjtën vlerë rrotullimi, dhe vetëm atëherë çiftohen, por rrotullimet në këtë rast, sipas parimit Pauli, tashmë do të drejtohen në të kundërt.

Si përfundim, le të shqyrtojmë edhe një herë hartëzimin e konfigurimeve elektronike të atomeve të elementeve gjatë periudhave të sistemit D. I. Mendeleev. Skemat e strukturës elektronike të atomeve tregojnë shpërndarjen e elektroneve mbi shtresat elektronike (nivelet e energjisë).

Në një atom helium, shtresa e parë e elektroneve është përfunduar - ajo ka 2 elektrone.

Hidrogjeni dhe heliumi janë elementë s; këto atome kanë një orbitale s të mbushur me elektrone.

Elementet e periudhës së dytë

Për të gjithë elementët e periudhës së dytë, shtresa e parë elektronike është e mbushur dhe elektronet mbushin orbitalet e- dhe p të shtresës së dytë elektronike në përputhje me parimin e energjisë më të vogël (së pari s- dhe më pas p) dhe rregullat. e Paulit dhe Hundit (Tabela 2).

Në atomin e neonit, shtresa e dytë e elektroneve është përfunduar - ajo ka 8 elektrone.

Tabela 2 Struktura e predhave elektronike të atomeve të elementeve të periudhës së dytë

Fundi i tryezës. 2

Li, Be janë β-elemente.

B, C, N, O, F, Ne janë p-elemente; këto atome kanë p-orbitale të mbushura me elektrone.

Elementet e periudhës së tretë

Për atomet e elementeve të periudhës së tretë, shtresa e parë dhe e dytë e elektroneve plotësohen; prandaj, mbushet shtresa e tretë elektronike, në të cilën elektronet mund të zënë nënnivelet 3s, 3p dhe 3d (Tabela 3).

Tabela 3 Struktura e predhave elektronike të atomeve të elementeve të periudhës së tretë

Një orbitale 3s-elektroni është kompletuar në atomin e magnezit. Na dhe Mg janë s-elemente.

Ka 8 elektrone në shtresën e jashtme (shtresa e tretë elektronike) në atomin e argonit. Si shtresa e jashtme, është përfunduar, por në total, në shtresën e tretë elektronike, siç e dini tashmë, mund të jenë 18 elektrone, që do të thotë se elementët e periudhës së tretë kanë orbitale 3d të paplotësuara.

Të gjithë elementët nga Al në Ar janë p-elemente. Elementet s dhe p formojnë nëngrupet kryesore në sistemin periodik.

Një shtresë e katërt elektronike shfaqet në atomet e kaliumit dhe kalciumit, dhe nënniveli 4s është i mbushur (Tabela 4), pasi ka një energji më të ulët se nënniveli 3d. Për të thjeshtuar formulat elektronike grafike të atomeve të elementeve të periudhës së katërt: 1) shënojmë formulën elektronike grafike me kusht të argonit si më poshtë:
Ar;

2) ne nuk do të përshkruajmë nënnivelet që nuk janë të mbushura për këto atome.

Tabela 4 Struktura e predhave elektronike të atomeve të elementeve të periudhës së katërt

K, Ca - s-elementë të përfshirë në nëngrupet kryesore. Për atomet nga Sc në Zn, nënniveli 3d është i mbushur me elektrone. Këto janë elemente 3d. Ato përfshihen në nëngrupet dytësore, kanë një shtresë elektronike para të jashtme të mbushur, ato quhen elemente kalimtare.

Kushtojini vëmendje strukturës së predhave elektronike të atomeve të kromit dhe bakrit. Në to, ndodh një "dështim" i një elektroni nga nënniveli 4n- në 3d, i cili shpjegohet me stabilitetin më të madh të energjisë të konfigurimeve elektronike që rezultojnë 3d 5 dhe 3d 10:

Në atomin e zinkut, shtresa e tretë e elektroneve është e plotë - të gjitha nënnivelet 3s, 3p dhe 3d janë të mbushura në të, në total ka 18 elektrone mbi to.

Në elementet pas zinkut, shtresa e katërt elektronike vazhdon të jetë e mbushur, nënniveli 4p: Elementet nga Ga në Kr janë p-elemente.

Shtresa e jashtme (e katërta) e atomit të kriptonit është e plotë dhe ka 8 elektrone. Por vetëm në shtresën e katërt të elektroneve, siç e dini, mund të ketë 32 elektrone; nënnivelet 4d dhe 4f të atomit të kriptonit mbeten ende të paplotësuara.

Elementet e periudhës së pestë janë duke plotësuar nënnivelet në rendin e mëposhtëm: 5s-> 4d -> 5p. Dhe ka edhe përjashtime që lidhen me "dështimin" e elektroneve, në 41 Nb, 42 MO, etj.

Në periudhën e gjashtë dhe të shtatë shfaqen elemente, pra elementë në të cilët po plotësohen përkatësisht nënnivelet 4f dhe 5f të shtresës së tretë elektronike të jashtme të jashtme.

Elementet 4f quhen lantanide.

Elementet 5f quhen aktinide.

Rendi i mbushjes së nënniveleve elektronike në atomet e elementeve të periudhës së gjashtë: 55 Сs dhe 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. Por edhe këtu ka elementë në të cilët "shkelet" rendi i mbushjes orbitalet e elektroneve, e cila, për shembull, shoqërohet me qëndrueshmëri më të madhe energjetike të gjysmës dhe plotësisht të mbushura f nënnivele, domethënë nf 7 dhe nf 14 .

Varësisht se cili nënnivel i atomit është i fundit i mbushur me elektrone, të gjithë elementët, siç e keni kuptuar tashmë, ndahen në katër familje ose blloqe elektronike (Fig. 7).

1) s-Elementet; nënniveli β i nivelit të jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; s-elementet përfshijnë hidrogjenin, heliumin dhe elementet e nëngrupeve kryesore të grupeve I dhe II;

2) p-elementet; nënniveli p i nivelit të jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; p elementet përfshijnë elemente të nëngrupeve kryesore të grupeve III-VIII;

3) d-elementet; nënniveli d i nivelit para të jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; d-elementët përfshijnë elementë të nëngrupeve dytësore të grupeve I-VIII, domethënë elementë të dekadave të ndërthurura të periudhave të mëdha të vendosura midis elementeve s dhe p. Quhen edhe elemente kalimtare;

4) f-elementet, nënniveli f i nivelit të tretë të jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; këto përfshijnë lantanide dhe aktinide.

1. Çfarë do të ndodhte nëse parimi i Paulit nuk do të respektohej?

2. Çfarë do të ndodhte nëse rregulli i Hundit nuk do të respektohej?

3. Bëni diagrame të strukturës elektronike, formulave elektronike dhe formulave elektronike grafike të atomeve të elementeve kimike të mëposhtme: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. Shkruani formulën elektronike për elementin #110 duke përdorur simbolin për gazin fisnik përkatës.

5. Cili është “dështimi” i një elektroni? Jepni shembuj të elementeve në të cilët vërehet kjo dukuri, shkruani formulat e tyre elektronike.

6. Si përcaktohet përkatësia e një elementi kimik në një ose një familje tjetër elektronike?

7. Krahasoni formulat elektronike dhe grafike elektronike të atomit të squfurit. Çfarë Informacion shtese përmban formulën e fundit?

Elektronet

Koncepti i një atomi lindi në botën e lashtë për të treguar grimcat e materies. Në greqisht, atom do të thotë "i pandashëm".

Fizikani irlandez Stoney, bazuar në eksperimente, arriti në përfundimin se energjia elektrike transferohet grimca të vogla që ekzistojnë në atomet e të gjithë elementëve kimikë. Në 1891, Stoney propozoi që këto grimca të quheshin elektrone, që në greqisht do të thotë "qelibar". Disa vjet pasi elektroni mori emrin e tij, fizikani anglez Joseph Thomson dhe fizikan francez Jean Perrin vërtetoi se elektronet mbartin ngarkesë negative. Kjo është ngarkesa më e vogël negative, e cila në kimi merret si njësi (-1). Thomson madje arriti të përcaktojë shpejtësinë e elektronit (shpejtësia e një elektroni në orbitë është në përpjesëtim të zhdrejtë me numrin e orbitës n. Rrezet e orbitave rriten në raport me katrorin e numrit të orbitës. Në orbitën e parë të hidrogjenit atom (n=1; Z=1), shpejtësia është ≈ 2,2 106 m / c, domethënë rreth njëqind herë më e vogël se shpejtësia e dritës c=3 108 m/s.) dhe masa e një elektroni ( është pothuajse 2000 herë më pak se masa e një atomi hidrogjeni).

Gjendja e elektroneve në një atom

Gjendja e një elektroni në një atom është një grup informacioni për energjinë e një elektroni të caktuar dhe hapësirën në të cilën ndodhet. Një elektron në një atom nuk ka një trajektore lëvizjeje, d.m.th., mund të flitet vetëm për probabiliteti për ta gjetur atë në hapësirën rreth bërthamës.

Mund të vendoset në çdo pjesë të kësaj hapësire që rrethon bërthamën, dhe tërësia e pozicioneve të ndryshme të saj konsiderohet si një re elektronike me një densitet të caktuar të ngarkesës negative. Në mënyrë figurative, kjo mund të imagjinohet si më poshtë: nëse do të ishte e mundur të fotografohej pozicioni i një elektroni në një atom në të qindtat ose të milionatat e sekondës, si në një përfundim fotografik, atëherë elektroni në fotografi të tilla do të përfaqësohej si pika. Mbivendosja e fotografive të panumërta të tilla do të rezultonte në një pamje të një reje elektronike me densitetin më të lartë ku do të ketë shumicën e këtyre pikave.

hapësirë përreth bërthama atomike ku ka më shumë gjasa të gjendet një elektron quhet orbital. Ai përmban afërsisht 90% re elektronike, dhe kjo do të thotë se rreth 90% të kohës elektroni ndodhet në këtë pjesë të hapësirës. Dallohet nga forma 4 lloje të orbitaleve të njohura aktualisht, të cilat shënohen me latinisht shkronjat s, p, d dhe f. Imazhi grafik në figurë janë paraqitur disa forma të orbitaleve të elektroneve.

Karakteristika më e rëndësishme e lëvizjes së një elektroni në një orbitë të caktuar është energjia e lidhjes së saj me bërthamën. Elektronet me vlera të ngjashme të energjisë formojnë një shtresë të vetme elektronike, ose nivel energjie. Nivelet e energjisë numërohen duke filluar nga bërthama - 1, 2, 3, 4, 5, 6 dhe 7.

Një numër i plotë n, që tregon numrin e nivelit të energjisë, quhet numri kuantik kryesor. Karakterizon energjinë e elektroneve që zënë një nivel të caktuar energjie. Elektronet e nivelit të parë energjetik, më afër bërthamës, kanë energjinë më të ulët. Krahasuar me elektronet e nivelit të parë, elektronet e niveleve të ardhshme do të karakterizohen nga një sasi e madhe energjie. Rrjedhimisht, elektronet e nivelit të jashtëm janë më pak të lidhur fort me bërthamën e atomit.

Numri më i madh i elektroneve në nivelin e energjisë përcaktohet nga formula:

N = 2n2,

ku N është numri maksimal i elektroneve; n - numri i nivelit, ose kryesor numër kuantik. Rrjedhimisht, niveli i parë i energjisë më afër bërthamës mund të përmbajë jo më shumë se dy elektrone; në të dytën - jo më shumë se 8; në të tretën - jo më shumë se 18; në të katërtin - jo më shumë se 32.

Duke u nisur nga niveli i dytë energjetik (n = 2), secili prej niveleve ndahet në nënnivele (nënshtresa), të cilat ndryshojnë disi nga njëra-tjetra në energjinë e lidhjes me bërthamën. Numri i nënniveleve është i barabartë me vlerën e numrit kuantik kryesor: niveli i parë i energjisë ka një nënnivel; e dyta - dy; e treta - tre; katërt - katër nënnivele. Nënnivelet, nga ana tjetër, formohen nga orbitalet. Çdo vlerën korrespondon me numrin e orbitaleve të barabartë me n.

Nënnivelet zakonisht shënohen me shkronja latine, si dhe formën e orbitaleve nga të cilat përbëhen: s, p, d, f.

Protonet dhe neutronet

Një atom i çdo elementi kimik është i krahasueshëm me një atom të vogël sistem diellor. Prandaj, një model i tillë i atomit, i propozuar nga E. Rutherford, quhet planetare.

Bërthama atomike, në të cilën është e përqendruar e gjithë masa e atomit, përbëhet nga grimca të dy llojeve - protonet dhe neutronet.

Protonet kanë një ngarkesë e barabartë me ngarkesën elektrone, por të kundërta në shenjë (+1) dhe masë, e barabartë me masën atomi i hidrogjenit (në kimi pranohet si njësi). Neutronet nuk mbajnë asnjë ngarkesë, ato janë neutrale dhe kanë një masë të barabartë me atë të një protoni.

Protonet dhe neutronet quhen kolektivisht nukleone (nga latinishtja bërthama - bërthama). Shuma e numrit të protoneve dhe neutroneve në një atom quhet numri masiv . Për shembull, numri masiv i një atomi alumini:

13 + 14 = 27

numri i protoneve 13, numri i neutroneve 14, numri i masës 27

Meqenëse masa e elektronit, e cila është e papërfillshme, mund të neglizhohet, është e qartë se e gjithë masa e atomit është e përqendruar në bërthamë. Elektronet paraqesin e - .

Sepse atomi neutrale elektrike, është gjithashtu e qartë se numri i protoneve dhe elektroneve në një atom është i njëjtë. Është e barabartë me numrin serial të elementit kimik që i është caktuar në sistemin periodik. Masa e një atomi përbëhet nga masa e protoneve dhe neutroneve. Duke ditur numër serik elementi (Z), d.m.th. numri i protoneve dhe numri masiv (A), e barabartë me shumën numrat e protoneve dhe neutroneve, ju mund të gjeni numrin e neutroneve (N) duke përdorur formulën:

N=A-Z

Për shembull, numri i neutroneve në një atom hekuri është:

56 — 26 = 30

izotopet

Quhen varietete atomesh të të njëjtit element që kanë të njëjtën ngarkesë bërthamore, por numra të ndryshëm në masë izotopet. Elementet kimike që gjenden në natyrë janë një përzierje izotopësh. Pra, karboni ka tre izotope me masë 12, 13, 14; oksigjen - tre izotope me masë 16, 17, 18, etj. Zakonisht jepet në sistemin periodik, masa atomike relative e një elementi kimik është vlera mesatare e masave atomike të një përzierjeje natyrore të izotopeve. elementi i dhënë duke marrë parasysh përmbajtjen e tyre relative në natyrë. Vetitë kimike Izotopet e shumicës së elementeve kimike janë saktësisht të njëjta. Sidoqoftë, izotopet e hidrogjenit ndryshojnë shumë në vetitë për shkak të një rritjeje të mprehtë të palosjes në të afërmit e tyre masë atomike; madje u janë vënë emra individualë dhe simbole kimike.

Elementet e periudhës së parë

Skema e strukturës elektronike të atomit të hidrogjenit:

Skemat e strukturës elektronike të atomeve tregojnë shpërndarjen e elektroneve mbi shtresat elektronike (nivelet e energjisë).

Formula elektronike grafike e atomit të hidrogjenit (tregon shpërndarjen e elektroneve mbi nivelet dhe nënnivelet e energjisë):

Formulat elektronike grafike të atomeve tregojnë shpërndarjen e elektroneve jo vetëm në nivele dhe nënnivele, por edhe në orbita.

Në një atom helium, shtresa e parë e elektroneve është përfunduar - ajo ka 2 elektrone. Hidrogjeni dhe heliumi janë s-elementë; për këto atome, orbitali s është i mbushur me elektrone.

Të gjithë elementët e periudhës së dytë mbushet shtresa e parë elektronike, dhe elektronet mbushin orbitalet s dhe p të shtresës së dytë elektronike në përputhje me parimin e energjisë më të vogël (së pari s dhe më pas p) dhe rregullat e Paulit dhe Hundit.

Në atomin e neonit, shtresa e dytë e elektroneve është përfunduar - ajo ka 8 elektrone.

Për atomet e elementeve të periudhës së tretë, shtresa e parë dhe e dytë elektronike plotësohet, kështu që mbushet shtresa e tretë elektronike, në të cilën elektronet mund të zënë nënnivele 3s-, 3p- dhe 3d.

Një orbitale e elektroneve 3s përfundohet në atomin e magnezit. Na dhe Mg janë s-elemente.

Për aluminin dhe elementët pasues, nënniveli 3p është i mbushur me elektrone.

Elementet e periudhës së tretë kanë orbitale 3d të paplotësuara.

Të gjithë elementët nga Al në Ar janë p-elemente. Elementet s dhe p formojnë nëngrupet kryesore në sistemin periodik.

Elementet e periudhave të katërta - të shtatë

Një shtresë e katërt elektronike shfaqet në atomet e kaliumit dhe kalciumit, nënniveli 4s është i mbushur, pasi ka më pak energji se nënniveli 3d.

Kushtojini vëmendje strukturës së predhave elektronike të atomeve të kromit dhe bakrit. Në to, ndodh një "dështim" i një elektroni nga nënniveli 4s- në 3d, i cili shpjegohet me stabilitetin më të madh të energjisë të konfigurimeve elektronike që rezultojnë 3d 5 dhe 3d 10:

Në atomin e zinkut, shtresa e tretë e elektroneve përfundon - të gjitha nënnivelet 3s, 3p dhe 3d janë të mbushura në të, në total ka 18 elektrone mbi to. Në elementët që pasojnë zinkun, shtresa e katërt elektronike vazhdon të mbushet, nënniveli 4p.

Elementet nga Ga në Kr janë p-elemente.

Shtresa e jashtme (e katërta) e atomit të kriptonit është e plotë dhe ka 8 elektrone. Por mund të ketë vetëm 32 elektrone në shtresën e katërt elektronike; Nënnivelet 4d dhe 4f të atomit të kriptonit mbeten ende të paplotësuara.Elementet e periudhës së pestë po i mbushin nënnivelet në rendin vijues: 5s - 4d - 5p. Dhe ka gjithashtu përjashtime që lidhen me " dështimi» elektrone, y 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Në periudhën e gjashtë dhe të shtatë shfaqen elementet f, d.m.th., elementë në të cilët janë mbushur respektivisht nënnivelet 4f dhe 5f të shtresës së tretë të jashtme elektronike.

Elementet 4f quhen lantanide.

Elementet 5f quhen aktinide.

Rendi i mbushjes së nënniveleve elektronike në atomet e elementeve të periudhës së gjashtë: 55 Cs dhe 56 Ba - 6s-elemente; 57 La … 6s 2 5d x - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemente; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemente; 81 T1 - 86 Rn - 6d elemente. Por edhe këtu ka elementë në të cilët "shkelet" rendi i mbushjes së orbitaleve elektronike, i cili, për shembull, shoqërohet me stabilitet më të madh energjetik të gjysmëniveleve f dhe plotësisht të mbushura, d.m.th. nf 7 dhe nf 14. Varësisht se cili nënnivel i atomit është i mbushur me elektrone i fundit, të gjithë elementët ndahen në katër familje elektronike ose blloqe:

s-elementet. Nënniveli s i nivelit të jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; Elementet s përfshijnë hidrogjenin, heliumin dhe elementet e nëngrupeve kryesore të grupeve I dhe II.

p-elementet. Nënniveli p i nivelit të jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; p-elementet përfshijnë elemente të nëngrupeve kryesore të grupeve III-VIII.

d-elementet. Nënniveli d i nivelit paraekstern të atomit është i mbushur me elektrone; d-elementet përfshijnë elemente të nëngrupeve dytësore grupet I-VIII, d.m.th., elementë të dekadave të ndërlidhura të periudhave të mëdha të vendosura midis elementeve s dhe p. Ata quhen gjithashtu elementë të tranzicionit.

f-elementet. F-nënniveli i nivelit të tretë të jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; këto përfshijnë lantanide dhe antinoide.

Fizikani zviceran W. Pauli në 1925 vërtetoi se në një atom në një orbital nuk mund të ketë më shumë se dy elektrone që kanë rrotullime të kundërta (antiparalele) (përkthyer nga anglishtja - "bosht"), d.m.th. kanë veti të tilla që me kusht mund të imagjinohen. si rrotullimi i një elektroni rreth boshtit të tij imagjinar: në drejtim të akrepave të orës ose në të kundërt.

Ky parim quhet Parimi Pauli. Nëse ka një elektron në orbital, atëherë ai quhet i paçiftuar, nëse ka dy, atëherë këto janë elektrone të çiftëzuara, domethënë elektrone me rrotullime të kundërta. Figura tregon një diagram të ndarjes së niveleve të energjisë në nënnivele dhe rendin në të cilin ato janë mbushur.

Shumë shpesh, struktura e predhave elektronike të atomeve përshkruhet duke përdorur energji ose qeliza kuantike - ata shkruajnë të ashtuquajturat formula elektronike grafike. Për këtë regjistrim, përdoret shënimi i mëposhtëm: çdo qelizë kuantike shënohet me një qelizë që korrespondon me një orbitale; çdo elektron tregohet me një shigjetë që korrespondon me drejtimin e spinit. Kur shkruani një formulë elektronike grafike, duhet të mbani mend dy rregulla: Parimi Pauli dhe rregulli i F. Hundit, sipas të cilit elektronet zënë qeliza të lira, së pari një nga një dhe në të njëjtën kohë kanë të njëjtën vlerë rrotullimi, dhe vetëm atëherë çiftohen, por rrotullimet, sipas parimit Pauli, tashmë do të drejtohen në të kundërt.

Rregulli i Hundit dhe parimi i Paulit

Rregulli i Hundit- rregull kimia kuantike, i cili përcakton rendin e mbushjes së orbitaleve të një nënshtrese të caktuar dhe formulohet në mënyrën e mëposhtme: vlera totale e numrit kuantik spin të elektroneve të një nënshtrese të caktuar duhet të jetë maksimale. Formuluar nga Friedrich Hund në 1925.

Kjo do të thotë se në secilën prej orbitaleve të nënshtresës, fillimisht mbushet një elektron dhe vetëm pasi orbitalet e pambushura janë shterur, kësaj orbitale i shtohet një elektron i dytë. Në këtë rast, dy elektrone me rrotullime gjysmë të plotë janë në të njëjtën orbitale shenjë e kundërt, të cilat çiftohen (formojnë një re me dy elektrone) dhe, si rezultat, rrotullimi total i orbitalës bëhet i barabartë me zero.

Formulimi tjetër: Më poshtë në energji qëndron termi atomik për të cilin plotësohen dy kushte.

Shumëfishimi është maksimal
Kur shumëzimet përkojnë, momenti total orbital L është maksimal.

Le ta analizojmë këtë rregull duke përdorur shembullin e mbushjes së orbitaleve të nënnivelit p fq- elementet e periudhës së dytë (d.m.th., nga bor në neoni (në diagramin më poshtë, linjat horizontale tregojnë orbitalet, shigjetat vertikale tregojnë elektronet, dhe drejtimi i shigjetës tregon orientimin e rrotullimit).

Rregulli i Klechkovsky

Rregulli i Klechkovsky - ndërsa numri i përgjithshëm i elektroneve në atome rritet (me një rritje të ngarkesave të bërthamave të tyre, ose numrit rendor të elementeve kimike), orbitalet atomike janë të populluara në atë mënyrë që pamja e elektroneve në orbitalet me energji më të lartë varet vetëm nga numri kuantik kryesor n dhe nuk varet nga të gjithë numrat e tjerë kuantikë.numrat, duke përfshirë ata nga l. Fizikisht, kjo do të thotë që në një atom të ngjashëm me hidrogjenin (në mungesë të zmbrapsjes ndërelektronike) energjia orbitale e një elektroni përcaktohet vetëm nga largësia hapësinore e densitetit të ngarkesës së elektronit nga bërthama dhe nuk varet nga tiparet e lëvizjes së tij. në fushën e bërthamës.

Rregulli empirik i Klechkovsky dhe sekuenca e sekuencave të një sekuence energjie reale disi kontradiktore të orbitaleve atomike që lindin prej saj vetëm në dy raste të të njëjtit lloj: për atomet Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, ka një "dështim" të një elektroni me s -nënnivel të shtresës së jashtme në nënnivelin d të shtresës së mëparshme, gjë që çon në një energjikisht më shumë gjendje të qëndrueshme atomi, përkatësisht: pas orbitales 6 s

Algoritmi për përpilimin e formulës elektronike të një elementi:

1. Përcaktoni numrin e elektroneve në një atom duke përdorur Tabelën Periodike të Elementeve Kimike D.I. Mendelejevi.

2. Sipas numrit të periudhës në të cilën ndodhet elementi, përcaktoni numrin e niveleve të energjisë; numri i elektroneve në të fundit nivel elektronik korrespondon me numrin e grupit.

3. Ndani nivelet në nënnivele dhe orbitale dhe mbushni ato me elektrone në përputhje me rregullat për mbushjen e orbitaleve:

Duhet mbajtur mend se niveli i parë ka një maksimum prej 2 elektronesh. 1s2, në të dytën - maksimumi 8 (dy s dhe gjashtë R: 2s 2 2p 6), në të tretën - maksimumi 18 (dy s, gjashtë fq, dhe dhjetë d: 3s 2 3p 6 3d 10).

Numri kuantik kryesor n duhet të jetë minimale.
Plotësuar së pari s- nënnivel, atëherë p-, d-b f- nënnivele.
Elektronet mbushin orbitalet në rend rritës të energjisë orbitale (rregulli i Klechkovsky).
Brenda nënnivelit, elektronet fillimisht zënë orbitalet e lira një nga një, dhe vetëm pas kësaj ato formojnë çifte (rregulli i Hundit).
Nuk mund të ketë më shumë se dy elektrone në një orbitale (parimi i Paulit).

Shembuj.

1. Hartoni formulën elektronike të azotit. NË tabelë periodike azoti është në numrin 7.

2. Hartoni formulën elektronike të argonit. Në tabelën periodike, argoni është në numrin 18.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Hartoni formulën elektronike të kromit. Në tabelën periodike, kromi është numri 24.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Diagrami energjetik i zinkut.

4. Hartoni formulën elektronike të zinkut. Në tabelën periodike, zinku është numri 30.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Vini re se një pjesë e formulës elektronike, përkatësisht 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 është formula elektronike e argonit.

Formula elektronike e zinkut mund të përfaqësohet si.

Konfigurimi elektronik një atom është një paraqitje numerike e orbitaleve të tij elektronike. Orbitalet e elektroneve janë zona forma të ndryshme, i vendosur rreth bërthamës atomike, në të cilën elektroni është matematikisht i mundshëm. Konfigurimi elektronik ndihmon për t'i treguar shpejt dhe lehtë lexuesit se sa orbitale elektronike ka një atom, si dhe të përcaktojë numrin e elektroneve në secilën orbitale. Pas leximit të këtij artikulli, do të zotëroni metodën e përpilimit të konfigurimeve elektronike.

Hapat

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

Gjeni numrin atomik të atomit tuaj.Çdo atom ka numër të caktuar elektronet që lidhen me të. Gjeni simbolin për atomin tuaj në tabelën periodike. Një numër atomik është një numër i plotë numër pozitiv, duke filluar nga 1 (për hidrogjenin) dhe duke u rritur me një për çdo atom pasues. Numri atomik është numri i protoneve në një atom, dhe për këtë arsye është edhe numri i elektroneve në një atom me ngarkesë zero.

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

Për shembull, një atom natriumi me një ngarkesë prej -1 do të ketë një elektron shtesë përveç kësaj me numrin bazë të tij atomik prej 11. Me fjalë të tjera, një atom do të ketë gjithsej 12 elektrone.
Nëse po flasim rreth atomit të natriumit me ngarkesë +1, nga baza numer atomik 11 ju duhet të hiqni një elektron. Pra, atomi do të ketë 10 elektrone.

Mbani mend lista bazë orbitalet. Ndërsa numri i elektroneve në një atom rritet, ato mbushin nënnivele të ndryshme. guaskë elektronike atomet sipas një sekuence të caktuar. Çdo nënnivel i shtresës elektronike, kur mbushet, përmban numër çift elektronet. Ekzistojnë nënnivelet e mëposhtme:

Kuptoni të dhënat e konfigurimit elektronik. Konfigurimet elektronike janë shkruar në mënyrë që të pasqyrojnë qartë numrin e elektroneve në secilën orbitale. Orbitalet shkruhen në mënyrë sekuenciale, me numrin e atomeve në secilën orbitale të shkruar si një mbishkrim në të djathtë të emrit të orbitës. Konfigurimi elektronik i kompletuar ka formën e një sekuence emërtimesh dhe mbishkrimesh nënnivele.
- Këtu, për shembull, është konfigurimi elektronik më i thjeshtë: 1s 2 2s 2 2p 6 . Ky konfigurim tregon se ka dy elektrone në nënnivelin 1s, dy elektrone në nënnivelin 2s dhe gjashtë elektrone në nënnivelin 2p. 2 + 2 + 6 = 10 elektrone gjithsej. Ky është konfigurimi elektronik i atomit neutral të neonit (numri atomik neoni është 10).
Mbani mend rendin e orbitaleve. Mbani në mend se orbitalet e elektroneve numërohen në rend rritës të numrit të shtresës elektronike, por të renditura në rend rritës të energjisë. Për shembull, një orbital 4s 2 i mbushur ka më pak energji (ose më pak lëvizshmëri) sesa një 3d 10 pjesërisht e mbushur ose e mbushur, kështu që orbitalja 4s shkruhet e para. Pasi të dini rendin e orbitaleve, mund t'i plotësoni lehtësisht sipas numrit të elektroneve në atom. Rendi në të cilin mbushen orbitalet është si më poshtë: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
- Konfigurimi elektronik i një atomi në të cilin janë mbushur të gjitha orbitalet do të ketë pamje tjetër: 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 6p 6
- Vini re se shënimi i mësipërm, kur të gjitha orbitat janë të mbushura, është konfigurimi elektronik i elementit Uuo (ununoctium) 118, atomi me numrin më të lartë në Tabelën Periodike. Prandaj, ky konfigurim elektronik përmban të gjitha nënnivelet elektronike të njohura aktualisht të një atomi të ngarkuar neutralisht.
Plotësoni orbitalet sipas numrit të elektroneve në atomin tuaj. Për shembull, nëse duam të shkruajmë konfigurimin elektronik të një atomi neutral të kalciumit, duhet të fillojmë duke kërkuar numrin e tij atomik në tabelën periodike. Numri atomik i tij është 20, kështu që ne do të shkruajmë konfigurimin e një atomi me 20 elektrone sipas rendit të mësipërm.
- Plotësoni orbitalet në rendin e mësipërm derisa të arrini elektronin e njëzetë. Orbitalja e parë 1s do të ketë dy elektrone, orbitalja 2s do të ketë gjithashtu dy, orbitalja 2p do të ketë gjashtë, orbitalja 3s do të ketë dy, orbitalja 3p do të ketë 6 dhe orbitalja 4s do të ketë 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Me fjalë të tjera, konfigurimi elektronik i kalciumit ka formën: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
- Vini re se orbitalet janë në rend rritës të energjisë. Për shembull, kur të jeni gati për të kaluar në nivelin e 4-të të energjisë, atëherë së pari shkruani orbitalin 4s dhe pastaj 3d. Pas nivelit të katërt të energjisë, kaloni në të pestin, ku përsëritet i njëjti rend. Kjo ndodh vetëm pas nivelit të tretë të energjisë.
Përdorni tabelën periodike si një sinjal vizual. Ju ndoshta e keni vënë re tashmë se forma e tabelës periodike korrespondon me rendin e nënniveleve elektronike në konfigurimet elektronike. Për shembull, atomet në kolonën e dytë nga e majta përfundojnë gjithmonë me "s 2", ndërsa atomet në skajin e djathtë të seksionit të hollë të mesëm përfundojnë gjithmonë me "d 10", e kështu me radhë. Përdorni tabelën periodike si një udhëzues vizual për të shkruar konfigurimet - pasi rendi në të cilin shtoni në orbitalet korrespondon me pozicionin tuaj në tabelë. Shikoni më poshtë:
- Në veçanti, dy kolonat më të majta përmbajnë atome, konfigurimet elektronike të të cilëve përfundojnë në orbitale s, blloku i djathtë i tabelës përmban atome, konfigurimet e të cilëve përfundojnë me orbitale p dhe në fund të atomeve përfundojnë me f-orbitale.
- Për shembull, kur shkruani konfigurimin elektronik të klorit, mendoni kështu: "Ky atom ndodhet në rreshtin e tretë (ose "periudha") të tabelës periodike. Ai ndodhet gjithashtu në grupin e pestë të bllokut orbital p. të tabelës periodike. Prandaj, konfigurimi elektronik i tij do të përfundojë me..3p 5
- Vini re se elementët në rajonet orbitale d dhe f të tabelës kanë nivele energjie që nuk korrespondojnë me periudhën në të cilën ndodhen. Për shembull, rreshti i parë i një blloku elementësh me orbitale d korrespondon me orbitalet 3d, megjithëse ndodhet në periudhën e 4-të, dhe rreshti i parë i elementeve me orbitale f korrespondon me orbitalin 4f, pavarësisht nga fakti se ai ndodhet në periudhën e 6-të.
Mësoni shkurtesat për të shkruar konfigurime të gjata elektronike. Atomet në anën e djathtë të tabelës periodike quhen gazet fisnike. Këta elementë janë kimikisht shumë të qëndrueshëm. Për të shkurtuar procesin e shkrimit të konfigurimeve të gjata elektronike, thjesht shkruani te kllapa katrore simbolin kimik për gazin fisnik më të afërt me më pak elektrone se atomi juaj dhe më pas vazhdoni të shkruani konfigurimin elektronik të niveleve orbitale pasuese. Shikoni më poshtë:
- Për të kuptuar këtë koncept, do të jetë e dobishme të shkruani një shembull konfigurimi. Le të shkruajmë konfigurimin e zinkut (numri atomik 30) duke përdorur shkurtesën e gazit fisnik. Konfigurimi i plotë i zinkut duket kështu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Megjithatë, ne shohim se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 është konfigurimi elektronik i argonit, një gaz fisnik. Thjesht zëvendësoni pjesën e konfigurimit elektronik të zinkut me simbolin kimik për argonin në kllapa katrore (.)
- Pra, konfigurimi elektronik i zinkut, i shkruar në formë të shkurtuar, është: 4s 2 3d 10 .
- Vini re se nëse jeni duke shkruar konfigurimin elektronik të një gazi fisnik, të themi argonin, nuk mund të shkruani! Duhet të përdoret shkurtesa e gazit fisnik përpara këtij elementi; për argonin do të jetë neoni ().
Përdorimi i tabelës periodike ADOMAH
1. Zotëroni tabelën periodike ADOMAH. Kjo metodë regjistrimi i konfigurimit elektronik nuk kërkon memorizim, megjithatë, kërkon një tabelë periodike të konvertuar, pasi në tabelën periodike tradicionale, duke filluar nga periudha e katërt, numri i periudhës nuk korrespondon me shtresën elektronike. Gjeni tabelën periodike ADOMAH - lloj i veçantë tabela periodike, e zhvilluar nga shkencëtari Valery Zimmerman. Është e lehtë për tu gjetur me një kërkim të shkurtër në internet.
  - Në tabelën periodike ADOMAH, rreshtat horizontale përfaqësojnë grupe elementësh si halogjenët, gazrat fisnikë, metalet alkali, metalet alkaline të tokës etj. Kolonat vertikale korrespondojnë me nivelet elektronike, dhe të ashtuquajturat "kaskada" (linjat diagonale që lidhin blloqet s,p,d dhe f) korrespondojnë me periudha.
  - Heliumi zhvendoset në hidrogjen, pasi të dy këta elementë karakterizohen nga një orbitale 1s. Blloqet e periodave (s,p,d dhe f) tregohen me anën e djathtë, dhe numrat e nivelit janë dhënë në bazë. Elementet paraqiten në kutitë e numëruara nga 1 deri në 120. Këta numra janë numrat e zakonshëm atomik që përfaqësojnë total elektronet në një atom neutral.
2. Gjeni atomin tuaj në tabelën ADOMAH. Për të shkruar konfigurimin elektronik të një elementi, gjeni simbolin e tij në tabelën periodike ADOMAH dhe kryqëzoni të gjithë elementët me një numër atomik më të lartë. Për shembull, nëse duhet të shkruani konfigurimin elektronik të erbiumit (68), kaloni të gjithë elementët nga 69 në 120.
  - Kushtojini vëmendje numrave nga 1 deri në 8 në bazën e tabelës. Këta janë numrat e nivelit elektronik, ose numrat e kolonave. Injoroni kolonat që përmbajnë vetëm artikuj të gërmuar. Për erbiumin mbeten kolonat me numrat 1,2,3,4,5 dhe 6.
3. Numëroni nënnivelet orbitale deri në elementin tuaj. Duke parë simbolet e bllokut të paraqitur në të djathtë të tabelës (s, p, d dhe f) dhe numrat e kolonave të paraqitura në fund, injoroni linjat diagonale midis blloqeve dhe ndani kolonat në kolona bllok, duke i renditur ato në porositni nga poshtë lart. Dhe përsëri, injoroni blloqet në të cilat të gjithë elementët janë kryqëzuar. Shkruani blloqet e kolonave duke u nisur nga numri i kolonës i ndjekur nga simboli i bllokut, pra: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (për erbium).
  - Ju lutemi vini re: Konfigurimi elektronik i mësipërm i Er është shkruar në rendin rritës të numrit nënniveli elektronik. Mund të shkruhet edhe sipas radhës në të cilën janë mbushur orbitalet. Për ta bërë këtë, ndiqni kaskadat nga poshtë lart, jo kolonat, kur shkruani blloqe kolonash: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .
4. Numëroni elektronet për çdo nënnivel elektronik. Numëroni elementet në çdo bllok kolone që nuk janë gërmuar duke bashkangjitur një elektron nga secili element dhe shkruani numrin e tyre pranë simbolit të bllokut për çdo bllok kolone si më poshtë: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . Në shembullin tonë, ky është konfigurimi elektronik i erbiumit.
5. Kini parasysh konfigurimet e gabuara elektronike. Ekzistojnë tetëmbëdhjetë përjashtime tipike që lidhen me konfigurimet elektronike të atomeve në gjendjen më të ulët të energjisë, të quajtur edhe gjendja e energjisë tokësore. Ata nuk binden rregull i përgjithshëm vetëm në dy ose tre pozicionet e fundit të zëna nga elektronet. Në këtë rast, konfigurimi aktual elektronik supozon se elektronet janë në një gjendje me energji më të ulët në krahasim me konfigurimin standard të atomit. Atomet e përjashtimit përfshijnë:
  - Kr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) dhe cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
- Për të gjetur numrin atomik të një atomi kur ai shkruhet në formë elektronike, thjesht mblidhni të gjithë numrat që pasojnë shkronjat (s, p, d dhe f). Kjo funksionon vetëm për atomet neutrale, nëse keni të bëni me një jon, atëherë asgjë nuk do të funksionojë - do t'ju duhet të shtoni ose zbrisni numrin e elektroneve shtesë ose të humbura.
- Numri pas shkronjës është një mbishkrim, mos bëni gabim në kontroll.
- "Stabiliteti i një nënniveli gjysmë të mbushur" nuk ekziston. Ky është një thjeshtësim. Çdo stabilitet që i përket nënnivelet "gjysmë të plota" është për shkak të faktit se çdo orbital është i zënë nga një elektron, kështu që zmbrapsja midis elektroneve minimizohet.
- Çdo atom tenton në një gjendje të qëndrueshme dhe konfigurimet më të qëndrueshme kanë mbushur nënnivelet s dhe p (s2 dhe p6). Gazet fisnike kanë këtë konfigurim, kështu që ata rrallë reagojnë dhe ndodhen në të djathtë në tabelën periodike. Prandaj, nëse një konfigurim përfundon në 3p 4, atëherë i duhen dy elektrone për të arritur një gjendje të qëndrueshme (duhet më shumë energji për të humbur gjashtë, duke përfshirë elektronet e nivelit s, kështu që katër është më e lehtë për t'u humbur). Dhe nëse konfigurimi përfundon në 4d 3, atëherë duhet të humbasë tre elektrone për të arritur një gjendje të qëndrueshme. Përveç kësaj, nënnivelet gjysmë të mbushura (s1, p3, d5..) janë më të qëndrueshme se, për shembull, p4 ose p2; megjithatë, s2 dhe p6 do të jenë edhe më të qëndrueshme.
- Kur keni të bëni me një jon, kjo do të thotë se numri i protoneve nuk është i njëjtë me numrin e elektroneve. Ngarkesa e atomit në këtë rast do të tregohet në krye të djathtë (zakonisht) të simbolit kimik. Prandaj, një atom antimoni me ngarkesë +2 ka konfigurimin elektronik 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Vini re se 5p 3 ka ndryshuar në 5p 1 . Kini kujdes kur konfigurimi i një atomi neutral përfundon në nënnivele të ndryshme nga s dhe p. Kur merrni elektrone, mund t'i merrni ato vetëm nga orbitalet e valencës (orbitalet s dhe p). Prandaj, nëse konfigurimi përfundon me 4s 2 3d 7 dhe atomi merr ngarkesë +2, atëherë konfigurimi do të përfundojë me 4s 0 3d 7 . Ju lutemi vini re se 3d 7 Jo ndryshimet, përkundrazi humbasin elektronet e orbitalit s.
- Ka kushte kur një elektron detyrohet të "lëvizë në një nivel më të lartë energjie". Kur një nënniveli i mungon një elektron për të qenë gjysmë ose i plotë, merrni një elektron nga nënniveli më i afërt s ose p dhe zhvendoseni në nënnivelin që ka nevojë për një elektron.
- Ekzistojnë dy mundësi për të shkruar një konfigurim elektronik. Ato mund të shkruhen në rend rritës të numrit të niveleve të energjisë ose në rendin në të cilin janë mbushur orbitalet e elektroneve, siç u tregua më lart për erbiumin.
- Ju gjithashtu mund të shkruani konfigurimin elektronik të një elementi duke shkruar vetëm konfigurimin e valencës, i cili është nënniveli i fundit s dhe p. Kështu, konfigurimi i valencës së antimonit do të jetë 5s 2 5p 3 .
- Jonet nuk janë të njëjta. Është shumë më e vështirë me ta. Kapërceni dy nivele dhe ndiqni të njëjtin model në varësi të vendit ku keni filluar dhe sa i lartë është numri i elektroneve.

Përbërja e atomit.

Një atom përbëhet nga bërthama atomike Dhe guaskë elektronike.

Bërthama e një atomi përbëhet nga protone ( p+) dhe neutronet ( n 0). Shumica e atomeve të hidrogjenit kanë një bërthamë të vetme proton.

Numri i protoneve N(p+) është e barabartë me ngarkesën bërthamore ( Z) dhe numrin rendor të elementit në serinë natyrore të elementeve (dhe në sistemi periodik elementet).

N(fq +) = Z

Shuma e numrit të neutroneve N(n 0), e shënuar thjesht me shkronjën N, dhe numri i protoneve Z thirrur numri masiv dhe shënohet me shkronjën A.

A = Z + N

Predha elektronike e një atomi përbëhet nga elektrone që lëvizin rreth bërthamës ( e -).

Numri i elektroneve N(e-) në shtresën elektronike të një atomi neutral është i barabartë me numrin e protoneve Z në thelbin e saj.

Masa e një protoni është afërsisht e barabartë me masën e një neutroni dhe 1840 herë më shumë masë elektron, pra masa e një atomi është pothuajse e barabartë me masën e bërthamës.

Forma e një atomi është sferike. Rrezja e bërthamës është rreth 100,000 herë më e vogël se rrezja e atomit.

Element kimik- lloji i atomeve (bashkësia e atomeve) me të njëjtën pagesë bërthama (me numër të njëjtë të protoneve në bërthamë).

Izotop- një grup atomesh të një elementi me të njëjtin numër neutronesh në bërthamë (ose një lloj atomesh me të njëjtin numër protonesh dhe të njëjtin numër neutronesh në bërthamë).

Izotopet e ndryshëm ndryshojnë nga njëri-tjetri në numrin e neutroneve në bërthamat e atomeve të tyre.

Emërtimi i një atomi ose izotopi të vetëm: (simboli i elementit E), për shembull: .

Struktura e shtresës elektronike të atomit

orbitale atomikeështë gjendja e një elektroni në një atom. Simboli orbital - . Çdo orbitale korrespondon me një re elektronike.

Orbitalet e atomeve reale në gjendjen tokësore (të pangacmuara) janë katër llojesh: s, fq, d Dhe f.

re elektronike- pjesa e hapësirës në të cilën mund të gjendet një elektron me një probabilitet prej 90 (ose më shumë) për qind.

shënim: ndonjëherë konceptet "orbitale atomike" dhe "re elektronike" nuk dallohen, duke i quajtur të dyja "orbitale atomike".

Shtresa elektronike e një atomi është e shtresuar. Shtresa elektronike të formuara nga re elektronike me të njëjtën madhësi. Orbitalet e një shtrese formojnë niveli elektronik ("energjia")., energjitë e tyre janë të njëjta për atomin e hidrogjenit, por të ndryshme për atomet e tjera.

Orbitalet e të njëjtit nivel grupohen në elektronike (energjia) nënnivelet:
s- nënniveli (përbëhet nga një s-orbitalet), simboli - .
fq nënniveli (përbëhet nga tre fq
d nënniveli (përbëhet nga pesë d-orbitalet), simboli - .
f nënniveli (përbëhet nga shtatë f-orbitalet), simboli - .

Energjitë e orbitaleve të të njëjtit nënnivel janë të njëjta.

Kur caktoni nënnivele, numri i shtresës (niveli elektronik) i shtohet simbolit të nënnivelit, për shembull: 2 s, 3fq, 5d do të thotë s- nënniveli i nivelit të dytë, fq- nënniveli i nivelit të tretë, d- nënniveli i nivelit të pestë.

Numri i përgjithshëm i nënniveleve në një nivel është i barabartë me numrin e nivelit n. Numri i përgjithshëm i orbitaleve në një nivel është n 2. Prandaj, numri total retë në një shtresë është gjithashtu n 2 .

Emërtimet: - orbital i lirë (pa elektrone), - orbital me një elektron të paçiftuar, - orbital me çift elektronik(me dy elektrone).

Rendi në të cilin elektronet mbushin orbitalet e një atomi përcaktohet nga tre ligje të natyrës (formulimet janë dhënë në një mënyrë të thjeshtuar):

1. Parimi i energjisë më të vogël - elektronet mbushin orbitalet sipas radhës së rritjes së energjisë së orbitaleve.

2. Parimi i Paulit - nuk mund të ketë më shumë se dy elektrone në një orbitale.

3. Rregulli i Hundit - brenda nënnivelit, elektronet fillimisht mbushin orbitalet e lira (një nga një), dhe vetëm pas kësaj ato formojnë çifte elektronike.

Numri i përgjithshëm i elektroneve në nivelin elektronik (ose në shtresën elektronike) është 2 n 2 .

Shpërndarja e nënniveleve sipas energjisë shprehet më poshtë (në rend të rritjes së energjisë):

1s, 2s, 2fq, 3s, 3fq, 4s, 3d, 4fq, 5s, 4d, 5fq, 6s, 4f, 5d, 6fq, 7s, 5f, 6d, 7fq ...

Vizualisht, kjo sekuencë shprehet me diagramin e energjisë:

Shpërndarja e elektroneve të një atomi sipas niveleve, nënniveleve dhe orbitaleve (konfigurimi elektronik i një atomi) mund të përshkruhet si një formulë elektronike, një diagram energjie ose, më thjesht, si një diagram i shtresave elektronike ("diagrami elektronik") .

Shembuj të strukturës elektronike të atomeve:

Elektronet e valencës- elektronet e një atomi që mund të marrin pjesë në formim lidhjet kimike. Çdo atom ka gjithçka elektronet e jashtme plus ato elektrone para të jashtme, energjia e të cilëve është më e madhe se ajo e atyre të jashtme. Për shembull: Atomi i Ca ka 4 elektrone të jashtme s 2, ato janë gjithashtu valencë; atomi Fe ka elektrone të jashtme - 4 s 2 por ai ka 3 d 6, pra atomi i hekurit ka 8 elektronet e valencës. Formula elektronike e valencës së atomit të kalciumit është 4 s 2, dhe atomet e hekurit - 4 s 2 3d 6 .

Sistemi periodik i elementeve kimike të D. I. Mendeleev
(sistemi natyror i elementeve kimike)

Ligji periodik elementet kimike(formulimi modern): vetitë e elementeve kimike, si dhe të thjeshta dhe substanca komplekse, të formuara prej tyre, janë në varësia periodike mbi vlerën e ngarkesës së bërthamave atomike.

Sistemi periodik- shprehje grafike e ligjit periodik.

Gama natyrore e elementeve kimike- një numër elementesh kimike, të renditura sipas rritjes së numrit të protoneve në bërthamat e atomeve të tyre, ose, çfarë është e njëjta, sipas rritjes së ngarkesave të bërthamave të këtyre atomeve. Numri rendor i elementit në këtë rresht është e barabartë me numrin protonet në bërthamën e ndonjë atomi të atij elementi.

Tabela e elementeve kimike është ndërtuar duke "prerë" serinë natyrore të elementeve kimike në periudhave(rreshtat horizontale të tabelës) dhe grupimet (kolonat vertikale të tabelës) të elementeve me të ngjashme strukturë elektronike atomet.

Në varësi të mënyrës se si elementët kombinohen në grupe, një tabelë mund të jetë periudhë e gjatë(grumbullohen në grup elementet me numër dhe lloj të njëjtë elektronesh valente) dhe afatshkurtër(elementet me numër të njëjtë të elektroneve valente mblidhen në grupe).

Grupet e tabelës së periudhës së shkurtër ndahen në nëngrupe ( kryesore Dhe Efektet anësore), që përkon me grupet e tabelës me periudhë afatgjatë.

Të gjithë atomet e elementeve të së njëjtës periudhë të njëjtin numër shtresa elektronike, të barabarta me numrin e periudhës.

Numri i elementeve në periudhat: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Shumica e elementeve të periudhës së tetë janë marrë artificialisht, elementët e fundit të kësaj periudhe ende nuk janë sintetizuar. Të gjitha periudhat, përveç të parës, fillojnë me një element formues të metaleve alkali (Li, Na, K, etj.) dhe përfundojnë me një element formues të gazit fisnik (He, Ne, Ar, Kr, etj.).

Në tabelën e periudhës së shkurtër - tetë grupe, secila prej të cilave është e ndarë në dy nëngrupe (kryesore dhe dytësore), në tabelën e periudhës së gjatë - gjashtëmbëdhjetë grupe, të cilat numërohen me numra romakë me shkronjat A ose B, për shembull: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grupi IA i tabelës së periudhës së gjatë korrespondon me nëngrupin kryesor të grupit të parë të tabelës së periudhës së shkurtër; Grupi VIIB - nëngrupi dytësor grupi i shtatë: pjesa tjetër - në mënyrë të ngjashme.

Karakteristikat e elementeve kimike ndryshojnë natyrshëm në grupe dhe periudha.

Në periudha (me rritje të numrit serik)

ngarkesa bërthamore rritet
numri i elektroneve të jashtëm rritet,
rrezja e atomeve zvogëlohet,
forca e lidhjes së elektroneve me bërthamën rritet (energjia e jonizimit),
elektronegativiteti rritet.
intensifikohen vetitë oksiduese substanca të thjeshta("jo metalike"),
dobësohen vetitë restauruese substanca të thjeshta ("metalicitet"),
dobësohet personazhi kryesor hidroksidet dhe oksidet përkatëse,
rritet karakteri acidik i hidroksideve dhe oksideve përkatëse.

Në grupe (me numër serik në rritje)

ngarkesa bërthamore rritet
rrezja e atomeve rritet (vetëm në grupet A),
forca e lidhjes ndërmjet elektroneve dhe bërthamës zvogëlohet (energjia e jonizimit; vetëm në grupet A),
elektronegativiteti zvogëlohet (vetëm në grupet A),
dobësojnë vetitë oksiduese të substancave të thjeshta ("jometalike"; vetëm në grupet A),
vetitë reduktuese të substancave të thjeshta rriten ("metaliciteti"; vetëm në grupet A),
karakteri bazë i hidroksideve dhe oksideve përkatëse rritet (vetëm në grupet A),
natyra acidike e hidroksideve dhe oksideve përkatëse dobësohet (vetëm në grupet A),
stabiliteti ulet komponimet e hidrogjenit(aktiviteti i tyre reduktues rritet; vetëm në grupet A).

Detyra dhe teste me temën “Tema 9. “Struktura e atomit. Ligji periodik dhe sistemi periodik i elementeve kimike të D. I. Mendeleev (PSCE)"."

Ligji periodik - Ligji periodik dhe struktura e atomeve Klasa 8–9
Duhet të dini: ligjet e mbushjes së orbitaleve me elektrone (parimi i energjisë më të vogël, parimi i Paulit, rregulli i Hundit), struktura e sistemit periodik të elementeve.
Ju duhet të jeni në gjendje: të përcaktoni përbërjen e një atomi nga pozicioni i një elementi në sistemin periodik dhe, anasjelltas, të gjeni një element në sistemin periodik, duke ditur përbërjen e tij; përshkruani diagramin e strukturës, konfigurimin elektronik të një atomi, joni dhe, anasjelltas, përcaktoni pozicionin e një elementi kimik në PSCE nga diagrami dhe konfigurimi elektronik; të karakterizojë elementin dhe substancat që ai formon sipas pozicionit të tij në PSCE; të përcaktojë ndryshimet në rrezen e atomeve, vetitë e elementeve kimike dhe substancat që ato formojnë brenda një periudhe dhe një nëngrupi kryesor sistemi periodik.
Shembulli 1 Përcaktoni numrin e orbitaleve në nivelin e tretë elektronik. Cilat janë këto orbitale?
Për të përcaktuar numrin e orbitaleve, ne përdorim formulën N orbitalet = n 2, ku n- numri i nivelit. N orbitale = 3 2 = 9. Një 3 s-, tre 3 fq- dhe pesë 3 d-orbitalet.
Shembulli 2 Përcaktoni atomin e cilit element ka formulën elektronike 1 s 2 2s 2 2fq 6 3s 2 3fq 1 .
Për të përcaktuar se cili element është, duhet të zbuloni numrin e tij serial, i cili është i barabartë me numrin total të elektroneve në atom. NË këtë rast: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ky është alumini.
Pasi të siguroheni që gjithçka që ju nevojitet është mësuar, vazhdoni me detyrat. Ju urojmë suksese.

Literatura e rekomanduar:
- O. S. Gabrielyan dhe të tjerët. Kimi, klasa e 11-të. M., Bustard, 2002;
- G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kimia 11 qeliza. M., Edukimi, 2001.

Artikulli i mëparshëm: Sa është shpejtësia e dritës Artikulli vijues: Karakteristikat e elementit të karbonit dhe vetitë kimike