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Zusammensetzung des Atoms.

Ein Atom besteht aus Atomkern Und Elektronenhülle.

Der Atomkern besteht aus Protonen ( p+) und Neutronen ( N 0). Die meisten Wasserstoffatome haben einen Kern, der aus einem Proton besteht.

Anzahl der Protonen N(p+) ist gleich der Kernladung ( Z) und die Ordnungszahl des Elements in der natürlichen Reihe der Elemente (und im Periodensystem der Elemente).

N(P +) = Z

Summe der Neutronen N(N 0), einfach durch den Buchstaben gekennzeichnet N und Anzahl der Protonen Z angerufen Massenzahl und wird durch den Buchstaben bezeichnet A.

A = Z + N

Die Elektronenhülle eines Atoms besteht aus Elektronen, die sich um den Kern bewegen ( e -).

Anzahl der Elektronen N(e-) in der Elektronenhülle eines neutralen Atoms ist gleich der Anzahl der Protonen Z im Kern.

Die Masse eines Protons ist ungefähr gleich der Masse eines Neutrons und 1840-mal so groß wie die Masse eines Elektrons, sodass die Masse eines Atoms fast gleich der Masse des Kerns ist.

Die Form des Atoms ist kugelförmig. Der Radius des Kerns ist etwa 100.000 Mal kleiner als der Radius des Atoms.

Chemisches Element- Atomart (Ansammlung von Atomen) mit gleicher Kernladung (mit gleicher Protonenzahl im Kern).

Isotop- eine Ansammlung von Atomen desselben Elements mit der gleichen Anzahl an Neutronen im Kern (oder eine Atomart mit der gleichen Anzahl an Protonen und der gleichen Anzahl an Neutronen im Kern).

Verschiedene Isotope unterscheiden sich voneinander durch die Anzahl der Neutronen in den Kernen ihrer Atome.

Bezeichnung eines einzelnen Atoms oder Isotops: (E - Elementsymbol), zum Beispiel: .

Struktur der Elektronenhülle eines Atoms

Atomorbital- Zustand eines Elektrons in einem Atom. Das Symbol für das Orbital ist . Jedes Orbital hat eine entsprechende Elektronenwolke.

Es gibt vier Arten von Orbitalen realer Atome im Grundzustand (unerregt): S, P, D Und F.

Elektronische Cloud- der Teil des Raumes, in dem sich ein Elektron mit einer Wahrscheinlichkeit von 90 (oder mehr) Prozent befindet.

Notiz: Manchmal werden die Konzepte „Atomorbital“ und „Elektronenwolke“ nicht unterschieden, sondern beide werden als „Atomorbital“ bezeichnet.

Die Elektronenhülle eines Atoms ist geschichtet. Elektronische Schicht gebildet aus Elektronenwolken gleicher Größe. Es bilden sich die Orbitale einer Schicht elektronische ("Energie") Ebene, ihre Energien sind für das Wasserstoffatom gleich, für andere Atome jedoch unterschiedlich.

Orbitale desselben Typs werden gruppiert elektronisch (Energie) Unterebenen:
S-Unterebene (besteht aus einer S-Orbitale), Symbol - .
P-Unterebene (besteht aus drei P
D-Unterebene (besteht aus fünf D-Orbitale), Symbol - .
F-Unterebene (besteht aus sieben F-Orbitale), Symbol - .

Die Energien der Orbitale derselben Unterebene sind gleich.

Bei der Bezeichnung von Unterebenen wird dem Unterebenensymbol die Nummer der Ebene (elektronische Ebene) hinzugefügt, zum Beispiel: 2 S, 3P, 5D bedeutet S-Unterebene der zweiten Ebene, P-Unterebene der dritten Ebene, D-Unterebene der fünften Ebene.

Die Gesamtzahl der Unterebenen auf einer Ebene entspricht der Ebenennummer N. Die Gesamtzahl der Orbitale auf einer Ebene ist gleich N 2. Dementsprechend ist auch die Gesamtzahl der Wolken in einer Schicht gleich N 2 .

Bezeichnungen: - freies Orbital (ohne Elektronen), - Orbital mit einem ungepaarten Elektron, - Orbital mit einem Elektronenpaar (mit zwei Elektronen).

Die Reihenfolge, in der Elektronen die Orbitale eines Atoms füllen, wird durch drei Naturgesetze bestimmt (die Formulierungen sind vereinfacht):

1. Das Prinzip der geringsten Energie – Elektronen füllen die Orbitale in der Reihenfolge zunehmender Energie der Orbitale.

2. Das Pauli-Prinzip – in einem Orbital können sich nicht mehr als zwei Elektronen befinden.

3. Hundsche Regel – innerhalb einer Unterebene füllen Elektronen zunächst leere Orbitale (eines nach dem anderen) und bilden erst danach Elektronenpaare.

Die Gesamtzahl der Elektronen in der elektronischen Ebene (oder Elektronenschicht) beträgt 2 N 2 .

Die Verteilung der Unterebenen nach Energie wird wie folgt ausgedrückt (in der Reihenfolge zunehmender Energie):

1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S, 5F, 6D, 7P ...

Dieser Ablauf wird durch ein Energiediagramm anschaulich ausgedrückt:

Die Verteilung der Elektronen eines Atoms über Ebenen, Unterebenen und Orbitale (elektronische Konfiguration eines Atoms) kann als Elektronenformel, Energiediagramm oder einfacher als Diagramm von Elektronenschichten („Elektronendiagramm“) dargestellt werden.

Beispiele elektronische Struktur Atome:

Valenzelektronen- Elektronen eines Atoms, die an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sein können. Für jedes Atom sind dies alle Außenelektronen sowie die voräußeren Elektronen, deren Energie größer ist als die der äußeren. Beispiel: Das Ca-Atom hat 4 Außenelektronen S 2, sie sind auch Valenz; Das Fe-Atom hat 4 Außenelektronen S 2, aber er hat 3 D 6, also hat das Eisenatom 8 Valenzelektronen. Die elektronische Valenzformel des Calciumatoms ist 4 S 2 und Eisenatome - 4 S 2 3D 6 .

Periodensystem chemische Elemente D. I. Mendelejew
(natürliches System chemischer Elemente)

Periodisches Gesetz der chemischen Elemente(moderne Formulierung): Eigenschaften chemischer Elemente sowie einfacher und komplexe Substanzen, die von ihnen gebildet werden, hängen periodisch vom Wert der Ladung der Atomkerne ab.

Periodensystem- grafischer Ausdruck des periodischen Gesetzes.

Natürliche Reihe chemischer Elemente- eine Reihe chemischer Elemente, die entsprechend der zunehmenden Anzahl von Protonen in den Kernen ihrer Atome oder, was dasselbe ist, entsprechend der zunehmenden Ladung der Kerne dieser Atome angeordnet sind. Die Ordnungszahl eines Elements dieser Reihe ist gleich der Anzahl der Protonen im Kern eines beliebigen Atoms dieses Elements.

Die Tabelle der chemischen Elemente wird durch „Zerschneiden“ der natürlichen Reihe chemischer Elemente erstellt Perioden(horizontale Zeilen der Tabelle) und Gruppierungen (vertikale Spalten der Tabelle) von Elementen mit einer ähnlichen elektronischen Struktur wie Atome.

Abhängig davon, wie Sie Elemente zu Gruppen zusammenfassen, kann die Tabelle sein lange Zeit(Elemente mit gleicher Anzahl und Art von Valenzelektronen werden in Gruppen zusammengefasst) und kurze Zeit(Elemente mit der gleichen Anzahl an Valenzelektronen werden in Gruppen zusammengefasst).

Die Kurzzeittabellengruppen sind in Untergruppen unterteilt ( hauptsächlich Und Seite), die mit den Gruppen der Tabelle der langen Perioden zusammenfallen.

Alle Atome von Elementen derselben Periode haben die gleiche Anzahl an Elektronenschichten, die der Periodenzahl entspricht.

Anzahl der Elemente in Perioden: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Die meisten Elemente der achten Periode wurden künstlich gewonnen, die letzten Elemente dieser Periode wurden noch nicht synthetisiert. Alle Perioden außer der ersten beginnen mit einem alkalimetallbildenden Element (Li, Na, K usw.) und enden mit einem edelgasbildenden Element (He, Ne, Ar, Kr usw.).

In der Kurzperiodentabelle gibt es acht Gruppen, die jeweils in zwei Untergruppen (Haupt- und Nebengruppen) unterteilt sind, in der Langperiodentabelle gibt es sechzehn Gruppen, die in römischen Ziffern mit den Buchstaben A oder B nummeriert sind, z Beispiel: IA, IIIB, VIA, VIIB. Die Gruppe IA des Langperiodensystems entspricht der Hauptuntergruppe der ersten Gruppe des Kurzperiodensystems; Gruppe VIIB – sekundäre Untergruppe der siebten Gruppe: der Rest – ähnlich.

Die Eigenschaften chemischer Elemente ändern sich natürlicherweise in Gruppen und Perioden.

In Perioden (mit steigender Seriennummer)

• Die Kernladung steigt
• die Zahl der Außenelektronen nimmt zu,
• der Radius der Atome nimmt ab,
• die Stärke der Bindung zwischen Elektronen und Kern nimmt zu (Ionisierungsenergie),
• Elektronegativität nimmt zu,
• Die oxidierenden Eigenschaften werden verstärkt einfache Substanzen(„Nichtmetallizität“),
• die reduzierenden Eigenschaften einfacher Stoffe werden schwächer („Metallizität“),
• schwächt den basischen Charakter von Hydroxiden und entsprechenden Oxiden,
• der saure Charakter von Hydroxiden und entsprechenden Oxiden nimmt zu.

In Gruppen (mit steigender Seriennummer)

• Die Kernladung steigt
• der Radius der Atome nimmt zu (nur in A-Gruppen),
• die Stärke der Bindung zwischen Elektronen und Kern nimmt ab (Ionisierungsenergie; nur in A-Gruppen),
• die Elektronegativität nimmt ab (nur in A-Gruppen),
• die oxidierenden Eigenschaften einfacher Stoffe werden schwächer („Nichtmetallizität“; nur in A-Gruppen),
• die reduzierenden Eigenschaften einfacher Stoffe werden verstärkt („Metallizität“; nur in A-Gruppen),
• der basische Charakter von Hydroxiden und entsprechenden Oxiden nimmt zu (nur in A-Gruppen),
• schwächt den sauren Charakter von Hydroxiden und entsprechenden Oxiden (nur in A-Gruppen),
• die Stabilität von Wasserstoffverbindungen nimmt ab (ihre reduzierende Aktivität nimmt zu; nur in A-Gruppen).

Aufgaben und Tests zum Thema „Thema 9. „Struktur des Atoms. Periodengesetz und Periodensystem chemischer Elemente von D. I. Mendeleev (PSHE) „.“

• Periodisches Gesetz - Periodengesetz und Struktur der Atome Klasse 8–9
  Sie müssen wissen: die Gesetze der Orbitalfüllung mit Elektronen (das Prinzip der geringsten Energie, das Pauli-Prinzip, die Hundsche Regel), die Struktur Periodensystem Elemente.

  Sie müssen in der Lage sein: die Zusammensetzung eines Atoms anhand der Position des Elements im Periodensystem zu bestimmen und umgekehrt ein Element im Periodensystem zu finden, indem Sie dessen Zusammensetzung kennen; das Strukturdiagramm und die elektronische Konfiguration eines Atoms oder Ions darstellen und umgekehrt die Position eines chemischen Elements im PSCE anhand des Diagramms und der elektronischen Konfiguration bestimmen; das Element und die von ihm gebildeten Stoffe entsprechend seiner Stellung im PSCE charakterisieren; Bestimmen Sie Änderungen im Radius von Atomen, Eigenschaften chemischer Elemente und der von ihnen gebildeten Stoffe innerhalb einer Periode und einer Hauptuntergruppe des Periodensystems.

  Beispiel 1. Bestimmen Sie die Anzahl der Orbitale im dritten Elektronenniveau. Was sind diese Orbitale?
  Um die Anzahl der Orbitale zu bestimmen, verwenden wir die Formel N Orbitale = N 2 wo N- Levelnummer. N Orbitale = 3 2 = 9. Eins 3 S-, drei 3 P- und fünf 3 D-Orbitale.

  Beispiel 2. Bestimmen Sie, welches Elementatom die elektronische Formel 1 hat S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 .
  Um zu bestimmen, um welches Element es sich handelt, müssen Sie seine Ordnungszahl ermitteln, die der Gesamtzahl der Elektronen des Atoms entspricht. In diesem Fall: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Das ist Aluminium.

  Nachdem Sie sichergestellt haben, dass Sie alles Notwendige gelernt haben, fahren Sie mit der Erledigung der Aufgaben fort. Wir wünschen Ihnen viel Erfolg.

  
  Literatur-Empfehlungen:
  • O. S. Gabrielyan und andere. Chemie 11. Klasse. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chemie 11. Klasse. M., Bildung, 2001.

Elektronen

Der Begriff Atom entstand in der Antike zur Bezeichnung von Materieteilchen. Aus dem Griechischen übersetzt bedeutet Atom „unteilbar“.

Der irische Physiker Stoney kam aufgrund von Experimenten zu dem Schluss, dass Elektrizität übertragen wird winzige Partikel, in den Atomen aller chemischen Elemente vorhanden. Im Jahr 1891 schlug Stoney vor, diese Teilchen Elektronen zu nennen, was auf Griechisch „Bernstein“ bedeutet. Wenige Jahre nachdem das Elektron seinen Namen erhielt, bewiesen der englische Physiker Joseph Thomson und der französische Physiker Jean Perrin, dass Elektronen eine negative Ladung tragen. Dies ist die kleinste negative Ladung, die in der Chemie als eins (-1) angenommen wird. Thomson gelang es sogar, die Geschwindigkeit des Elektrons zu bestimmen (die Geschwindigkeit des Elektrons in der Umlaufbahn ist umgekehrt proportional zur Umlaufzahl n. Die Radien der Umlaufbahnen nehmen proportional zum Quadrat der Umlaufzahl zu. In der ersten Umlaufbahn des Wasserstoffatom (n=1; Z=1) beträgt die Geschwindigkeit ≈ 2,2·106 m/s, also etwa hundertmal kleiner als die Lichtgeschwindigkeit (c = 3·108 m/s) und die Masse des Elektrons (Sie ist fast 2000-mal kleiner als die Masse des Wasserstoffatoms).

Zustand der Elektronen in einem Atom

Unter dem Zustand eines Elektrons in einem Atom versteht man eine Reihe von Informationen über die Energie eines bestimmten Elektrons und den Raum, in dem es sich befindet. Ein Elektron in einem Atom hat keine Bewegungsbahn, d. h. wir können nur darüber sprechen die Wahrscheinlichkeit, es im Raum um den Kern herum zu finden.

Es kann sich in jedem Teil dieses den Kern umgebenden Raums befinden und die Gesamtheit seiner verschiedenen Positionen wird als Elektronenwolke mit einer bestimmten negativen Ladungsdichte betrachtet. Im übertragenen Sinne kann man sich das so vorstellen: Wenn es möglich wäre, die Position eines Elektrons in einem Atom nach Hundertstel oder Millionstel einer Sekunde zu fotografieren, wie bei einem Fotofinish, dann würde das Elektron auf solchen Fotografien als Punkte dargestellt. Würde man zahllose solcher Aufnahmen überlagern, ergäbe das Bild eine Elektronenwolke mit der größten Dichte dort, wo sich die meisten dieser Punkte befinden würden.

Der Raum um den Atomkern, in dem sich ein Elektron am wahrscheinlichsten aufhält, wird Orbital genannt. Es enthält ca 90 % elektronische Cloud, und das bedeutet, dass sich das Elektron etwa 90 % der Zeit in diesem Teil des Raums aufhält. Sie zeichnen sich durch ihre Form aus 4 derzeit bekannte Arten von Orbitalen, die mit Latein bezeichnet werden Buchstaben s, p, d und f. Grafisches Bild Einige Formen von Elektronenorbitalen sind in der Abbildung dargestellt.

Das wichtigste Merkmal der Bewegung eines Elektrons in einem bestimmten Orbital ist Energie seiner Verbindung mit dem Kern. Elektronen mit ähnlichen Energiewerten bilden eine einzelne Elektronenschicht oder ein Energieniveau. Die Energieniveaus werden ausgehend vom Kern nummeriert – 1, 2, 3, 4, 5, 6 und 7.

Die ganze Zahl n, die die Zahl des Energieniveaus angibt, wird Hauptquantenzahl genannt. Es charakterisiert die Energie von Elektronen, die ein bestimmtes Energieniveau einnehmen. Elektronen des ersten Energieniveaus, das dem Kern am nächsten liegt, haben die niedrigste Energie. Im Vergleich zu Elektronen der ersten Ebene zeichnen sich Elektronen nachfolgender Ebenen durch einen großen Energievorrat aus. Folglich sind die Elektronen der äußeren Ebene am wenigsten fest an den Atomkern gebunden.

Die größte Anzahl an Elektronen auf einem Energieniveau wird durch die Formel bestimmt:

N = 2n 2 ,

wobei N die maximale Anzahl an Elektronen ist; n ist die Stufenzahl oder die Hauptquantenzahl. Folglich können sich auf dem ersten Energieniveau, das dem Kern am nächsten liegt, nicht mehr als zwei Elektronen befinden; am zweiten - nicht mehr als 8; am dritten - nicht mehr als 18; am vierten - nicht mehr als 32.

Ab dem zweiten Energieniveau (n = 2) ist jedes der Niveaus in Unterniveaus (Unterschichten) unterteilt, die sich in der Bindungsenergie mit dem Kern leicht voneinander unterscheiden. Die Anzahl der Unterebenen entspricht dem Wert der Hauptquantenzahl: die erste Energieebene hat eine Unterebene; der zweite - zwei; dritter - drei; vierte - vier Unterebenen. Die Unterebenen wiederum werden durch Orbitale gebildet. Jeder Wertn entspricht der Anzahl der Orbitale gleich n.

In der Regel werden Unterebenen bezeichnet mit lateinischen Buchstaben sowie die Form der Orbitale, aus denen sie bestehen: s, p, d, f.

Protonen und Neutronen

Ein Atom eines beliebigen chemischen Elements ist mit einem winzigen Element vergleichbar Sonnensystem. Daher wird dieses von E. Rutherford vorgeschlagene Atommodell genannt planetarisch.

Der Atomkern, in dem die gesamte Masse des Atoms konzentriert ist, besteht aus Teilchen zweier Arten – Protonen und Neutronen.

Protonen haben eine Ladung, die der Ladung von Elektronen entspricht, jedoch ein entgegengesetztes Vorzeichen (+1), und eine Masse, die der Masse eines Wasserstoffatoms entspricht (in der Chemie wird es als eins angenommen). Neutronen tragen keine Ladung, sie sind neutral und haben eine Masse, die der Masse eines Protons entspricht.

Protonen und Neutronen werden zusammen Nukleonen genannt (vom lateinischen Kern – Kern). Die Summe der Anzahl der Protonen und Neutronen in einem Atom wird Massenzahl genannt. Die Massenzahl eines Aluminiumatoms beträgt beispielsweise:

13 + 14 = 27

Anzahl der Protonen 13, Anzahl der Neutronen 14, Massenzahl 27

Da die vernachlässigbar kleine Masse des Elektrons vernachlässigt werden kann, liegt es auf der Hand, dass die gesamte Masse des Atoms im Kern konzentriert ist. Elektronen werden mit e - bezeichnet.

Seit dem Atom elektrisch neutral, dann ist es auch offensichtlich, dass die Anzahl der Protonen und Elektronen in einem Atom gleich ist. Sie entspricht der Seriennummer des ihm im Periodensystem zugeordneten chemischen Elements. Die Masse eines Atoms besteht aus der Masse von Protonen und Neutronen. Wenn Sie die Ordnungszahl des Elements (Z), d. h. die Anzahl der Protonen, und die Massenzahl (A), gleich der Summe der Protonen- und Neutronenzahlen, kennen, können Sie die Anzahl der Neutronen (N) mithilfe der Formel ermitteln :

N = A - Z

Die Anzahl der Neutronen in einem Eisenatom beträgt beispielsweise:

56 — 26 = 30

Isotope

Man nennt Atomarten desselben Elements, die die gleiche Kernladung, aber unterschiedliche Massenzahlen haben Isotope. In der Natur vorkommende chemische Elemente sind eine Mischung aus Isotopen. Somit hat Kohlenstoff drei Isotope mit den Massen 12, 13, 14; Sauerstoff - drei Isotope mit den Massen 16, 17, 18 usw. Die relative Atommasse eines chemischen Elements, die normalerweise im Periodensystem angegeben wird, ist der Durchschnittswert der Atommassen einer natürlichen Isotopenmischung eines bestimmten Elements unter Berücksichtigung ihre relative Häufigkeit in der Natur. Chemische Eigenschaften Die Isotope der meisten chemischen Elemente sind genau gleich. Allerdings variieren die Eigenschaften von Wasserstoffisotopen aufgrund der dramatischen mehrfachen Zunahme ihrer relativen Atommasse stark; Sie erhalten sogar individuelle Namen und chemische Symbole.

Elemente der ersten Periode

Diagramm der elektronischen Struktur des Wasserstoffatoms:

Diagramme der elektronischen Struktur von Atomen zeigen die Verteilung der Elektronen über elektronische Schichten (Energieniveaus).

Grafische elektronische Formel des Wasserstoffatoms (zeigt die Verteilung der Elektronen nach Energieniveaus und Unterniveaus):

Grafik elektronische Formeln Atome zeigen die Verteilung der Elektronen nicht nur zwischen Ebenen und Unterebenen, sondern auch zwischen Orbitalen.

In einem Heliumatom ist die erste Elektronenschicht vollständig – sie hat 2 Elektronen. Wasserstoff und Helium sind S-Elemente; Das s-Orbital dieser Atome ist mit Elektronen gefüllt.

Für alle Elemente der zweiten Periode die erste elektronische Schicht wird gefüllt, und Elektronen füllen die s- und p-Orbitale der zweiten Elektronenschicht gemäß dem Prinzip der geringsten Energie (zuerst s und dann p) und den Pauli- und Hund-Regeln.

Im Neonatom ist die zweite Elektronenschicht vollständig – sie hat 8 Elektronen.

Für Atome von Elementen der dritten Periode werden die erste und zweite elektronische Schicht vervollständigt, sodass die dritte elektronische Schicht gefüllt wird, in der Elektronen die 3s-, 3p- und 3d-Unterebenen besetzen können.

Das Magnesiumatom vervollständigt sein 3s-Elektronenorbital. Na und Mg sind S-Elemente.

In Aluminium und Folgeelementen ist die 3p-Unterebene mit Elektronen gefüllt.

Elemente der dritten Periode haben unbefüllte 3D-Orbitale.

Alle Elemente von Al bis Ar sind p-Elemente. Die s- und p-Elemente bilden die Hauptuntergruppen im Periodensystem.

Elemente der vierten bis siebten Periode

In Kalium- und Calciumatomen erscheint eine vierte Elektronenschicht, und die 4s-Unterebene ist gefüllt, da sie eine niedrigere Energie als die 3d-Unterebene hat.

K, Ca – S-Elemente, die in den Hauptuntergruppen enthalten sind. Bei Atomen von Sc bis Zn ist die 3D-Unterebene mit Elektronen gefüllt. Das sind 3D-Elemente. Sie gehören zu sekundären Untergruppen, ihre äußerste elektronische Schicht ist gefüllt und sie werden als Übergangselemente klassifiziert.

Achten Sie auf die Struktur der elektronischen Hüllen von Chrom- und Kupferatomen. In ihnen „fällt“ ein Elektron von der 4s- zur 3d-Unterebene, was durch die größere Energiestabilität der resultierenden elektronischen Konfigurationen 3d 5 und 3d 10 erklärt wird:

Im Zinkatom ist die dritte Elektronenschicht vollständig – darin sind alle Unterebenen 3s, 3p und 3d mit insgesamt 18 Elektronen gefüllt. In den auf Zink folgenden Elementen ist die vierte Elektronenschicht, die 4p-Unterebene, weiterhin gefüllt.

Elemente von Ga bis Kr sind p-Elemente.

Das Kryptonatom hat eine äußere Schicht (vierte), die vollständig ist und 8 Elektronen enthält. In der vierten Elektronenschicht können sich aber insgesamt 32 Elektronen befinden; Das Krypton-Atom hat noch unbefüllte 4d- und 4f-Unterebenen. Für Elemente der fünften Periode werden die Unterebenen in der folgenden Reihenfolge gefüllt: 5s – 4d – 5p. Und es gibt auch Ausnahmen im Zusammenhang mit „ Versagen» Elektronen, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

In der sechsten und siebten Periode treten f-Elemente auf, d. h. Elemente, in denen die 4f- bzw. 5f-Unterebenen der dritten äußeren Elektronenschicht gefüllt werden.

4f-Elemente werden Lanthanoide genannt.

5f-Elemente werden Aktiniden genannt.

Die Reihenfolge der Füllung elektronischer Unterebenen in den Atomen der Elemente der sechsten Periode: 55 Cs- und 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. Aber auch hier gibt es Elemente, bei denen die Reihenfolge der Füllung der elektronischen Orbitale „verletzt“ ist, was beispielsweise mit der größeren Energiestabilität halber und vollständig gefüllter f-Unterniveaus, also nf 7 und nf 14, zusammenhängt. Je nachdem, welche Unterebene des Atoms zuletzt mit Elektronen gefüllt ist, werden alle Elemente in vier Elektronenfamilien bzw. -blöcke eingeteilt:

• S-Elemente. Die s-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; Zu den S-Elementen zählen Wasserstoff, Helium und Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II.

• p-Elemente. Die p-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; p-Elemente umfassen Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen III-VIII.

• D-Elemente. Die d-Unterebene der voräußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; d-Elemente umfassen Elemente sekundärer Untergruppen der Gruppen I-VIII, d. h. Elemente von Plug-in-Dekaden großer Perioden, die zwischen s- und p-Elementen liegen. Sie werden auch Übergangselemente genannt.

• f-Elemente. Die f-Unterebene der dritten äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; Dazu gehören Lanthanoide und Antinoide.

Der Schweizer Physiker W. Pauli stellte 1925 fest, dass es in einem Atom in einem Orbital nicht mehr als zwei Elektronen mit entgegengesetzten (antiparallelen) Spins (übersetzt aus dem Englischen als „Spindel“) geben kann, also solche Eigenschaften haben, die man sich bedingt vorstellen kann als Drehung eines Elektrons um seine imaginäre Achse: im Uhrzeigersinn oder gegen den Uhrzeigersinn.

Dieses Prinzip heißt Pauli-Prinzip. Befindet sich ein Elektron im Orbital, spricht man von ungepaarten; sind es zwei, dann handelt es sich um gepaarte Elektronen, also um Elektronen mit entgegengesetztem Spin. Die Abbildung zeigt ein Diagramm der Aufteilung der Energieniveaus in Unterebenen und der Reihenfolge ihrer Füllung.

Sehr oft wird der Aufbau der elektronischen Hüllen von Atomen mithilfe von Energie- oder Quantenzellen dargestellt – es werden sogenannte grafische elektronische Formeln geschrieben. Für diese Notation wird die folgende Notation verwendet: Jede Quantenzelle wird durch eine Zelle bezeichnet, die einem Orbital entspricht; Jedes Elektron ist durch einen Pfeil gekennzeichnet, der der Spinrichtung entspricht. Beim Schreiben einer grafischen elektronischen Formel sollten Sie zwei Regeln beachten: Pauli-Prinzip und F. Hunds Regel, wonach Elektronen freie Zellen zunächst einzeln besetzen und gleichzeitig haben gleichen Wert zurück, und erst dann paaren, aber die Rücken werden nach dem Pauli-Prinzip bereits in entgegengesetzte Richtungen zeigen.

Hundsche Regel und Pauli-Prinzip

Hunds Regel- eine Regel der Quantenchemie, die die Reihenfolge der Füllung der Orbitale einer bestimmten Unterschicht bestimmt und wie folgt formuliert ist: Der Gesamtwert der Spinquantenzahl der Elektronen einer bestimmten Unterschicht muss maximal sein. 1925 von Friedrich Hund formuliert.

Dies bedeutet, dass in jedem der Orbitale der Unterschicht zunächst ein Elektron gefüllt wird und erst nach Erschöpfung der nicht gefüllten Orbitale ein zweites Elektron zu diesem Orbital hinzugefügt wird. In diesem Fall enthält ein Orbital zwei Elektronen mit halbzahligen Spins entgegengesetztem Vorzeichen, die sich paaren (eine Zwei-Elektronen-Wolke bilden) und infolgedessen der Gesamtspin des Orbitals gleich Null wird.

Eine andere Formulierung: Energieärmer liegt der Atomterm, für den zwei Bedingungen erfüllt sind.

1. Die Vielfalt ist maximal
2. Wenn die Multiplizitäten übereinstimmen, ist der Gesamtbahnimpuls L maximal.

Analysieren wir diese Regel am Beispiel der Füllung von p-Sublevel-Orbitalen P-Elemente der zweiten Periode (d. h. von Bor bis Neon (im Diagramm unten zeigen horizontale Linien Orbitale an, vertikale Pfeile zeigen Elektronen an und die Richtung des Pfeils gibt die Spinorientierung an).

Klechkovskys Herrschaft

Klechkovskys Herrschaft - Wenn die Gesamtzahl der Elektronen in Atomen zunimmt (mit zunehmender Ladung ihrer Kerne oder der Seriennummer chemischer Elemente), werden Atomorbitale so besiedelt, dass das Auftreten von Elektronen in einem Orbital mit höherer Energie davon abhängt nur von der Hauptquantenzahl n und hängt nicht von allen anderen Quantenzahlen ab, auch nicht von l. Physikalisch bedeutet dies, dass in einem wasserstoffähnlichen Atom (ohne Abstoßung zwischen Elektronen) die Bahnenergie eines Elektrons nur durch den räumlichen Abstand der Elektronenladungsdichte vom Kern bestimmt wird und nicht von seinen Eigenschaften abhängt Bewegung im Kernfeld.

Die empirische Klechkovsky-Regel und das daraus folgende Ordnungsschema widersprechen nur in zwei ähnlichen Fällen einigermaßen der realen Energiefolge von Atomorbitalen: für Atome Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , kommt es zu einem „Ausfall“ eines Elektrons, wobei die s-Unterebene der äußeren Schicht durch die d-Unterebene der vorherigen Schicht ersetzt wird, was zu einem energetisch stabileren Zustand des Atoms führt, nämlich: nach dem Auffüllen von Orbital 6 mit zwei Elektronen S

Elektronische Konfiguration Atom ist eine Formel, die die Anordnung der Elektronen in einem Atom nach Ebenen und Unterebenen zeigt. Nach dem Studium des Artikels erfahren Sie, wo und wie sich Elektronen befinden, lernen Quantenzahlen kennen und können die elektronische Konfiguration eines Atoms anhand seiner Anzahl konstruieren. Am Ende des Artikels finden Sie eine Tabelle der Elemente.

Warum die elektronische Konfiguration von Elementen studieren?

Atome sind wie ein Baukasten: Es gibt eine bestimmte Anzahl von Teilen, sie unterscheiden sich voneinander, aber zwei Teile des gleichen Typs sind absolut gleich. Aber dieser Baukasten ist viel interessanter als der aus Kunststoff und hier erfahren Sie, warum. Die Konfiguration ändert sich je nachdem, wer sich in der Nähe befindet. Zum Beispiel Sauerstoff neben Wasserstoff Vielleicht verwandelt sich in Wasser, in der Nähe von Natrium wird es zu Gas, und in der Nähe von Eisen verwandelt es sich vollständig in Rost. Um die Frage zu beantworten, warum dies geschieht, und um das Verhalten eines Atoms neben einem anderen vorherzusagen, ist es notwendig, die elektronische Konfiguration zu untersuchen, die weiter unten besprochen wird.

Wie viele Elektronen hat ein Atom?

Ein Atom besteht aus einem Kern und um ihn rotierenden Elektronen; der Kern besteht aus Protonen und Neutronen. Im neutralen Zustand hat jedes Atom so viele Elektronen wie Protonen in seinem Kern. Die Anzahl der Protonen wird durch die Ordnungszahl des Elements angegeben, zum Beispiel hat Schwefel 16 Protonen – das 16. Element des Periodensystems. Gold hat 79 Protonen – das 79. Element des Periodensystems. Demnach verfügt Schwefel im neutralen Zustand über 16 Elektronen, Gold über 79 Elektronen.

Wo sucht man nach einem Elektron?

Durch die Beobachtung des Verhaltens des Elektrons wurden bestimmte Muster abgeleitet; sie werden durch Quantenzahlen beschrieben, insgesamt gibt es vier:

• Hauptquantenzahl
• Orbitale Quantenzahl
• Magnetische Quantenzahl
• Spinquantenzahl

Orbital

Außerdem verwenden wir anstelle des Wortes „Orbital“ den Begriff „Orbital“; ein Orbital ist grob gesagt die Wellenfunktion eines Elektrons;

N - Ebene
L – Schale
M l - Orbitalzahl
M s – erstes oder zweites Elektron im Orbital

Orbitalquantenzahl l

Als Ergebnis der Untersuchung der Elektronenwolke stellten sie fest, dass die Wolke je nach Energieniveau vier Hauptformen annimmt: eine Kugel, Hanteln und zwei weitere, komplexere Formen. In der Reihenfolge zunehmender Energie werden diese Formen als s-, p-, d- und f-Schale bezeichnet. Jede dieser Schalen kann 1 (auf s), 3 (auf p), 5 (auf d) und 7 (auf f) Orbitale haben. Die Orbitalquantenzahl ist die Hülle, in der sich die Orbitale befinden. Die Orbitalquantenzahl für die s-, p-, d- und f-Orbitale nimmt die Werte 0,1,2 bzw. 3 an.

Auf der S-Schale gibt es ein Orbital (L=0) – zwei Elektronen
Es gibt drei Orbitale auf der p-Schale (L=1) – sechs Elektronen
Auf der D-Schale befinden sich fünf Orbitale (L=2) – zehn Elektronen
Es gibt sieben Orbitale auf der f-Schale (L=3) – vierzehn Elektronen

Magnetische Quantenzahl m l

Auf der p-Schale gibt es drei Orbitale, sie werden mit Zahlen von -L bis +L bezeichnet, d. h. für die p-Schale (L=1) gibt es die Orbitale „-1“, „0“ und „1“. . Die magnetische Quantenzahl wird mit dem Buchstaben m l bezeichnet.

Innerhalb der Hülle ist es für Elektronen einfacher, sich in verschiedenen Orbitalen zu befinden, sodass die ersten Elektronen eines in jedem Orbital füllen und dann zu jedem ein Elektronenpaar hinzugefügt wird.

Betrachten Sie die D-Shell:
Die d-Schale entspricht dem Wert L=2, also fünf Orbitalen (-2,-1,0,1 und 2), die ersten fünf Elektronen füllen die Schale und nehmen die Werte M l =-2, M an l =-1, M l =0, M l =1, M l =2.

Spinquantenzahl m s

Spin ist die Drehrichtung eines Elektrons um seine Achse, es gibt zwei Richtungen, daher hat die Spinquantenzahl zwei Werte: +1/2 und -1/2. Eine Energieunterebene kann nur zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin enthalten. Die Spinquantenzahl wird mit m s bezeichnet

Hauptquantenzahl n

Die Hauptquantenzahl ist das Energieniveau bei dieser Moment Es sind sieben Energieniveaus bekannt, die jeweils durch eine arabische Zahl angezeigt werden: 1,2,3,...7. Die Anzahl der Granaten auf jeder Ebene entspricht der Levelnummer: Die erste Ebene hat eine Muschel, die zweite zwei usw.

Elektronenzahl

So kann jedes Elektron durch vier Quantenzahlen beschrieben werden, die Kombination dieser Zahlen ist für jede Position des Elektrons eindeutig, nimm das erste Elektron, das niedrigste Energieniveau ist N = 1, auf dem ersten Niveau gibt es eine Schale, die Die erste Schale auf jeder Ebene hat die Form einer Kugel (s-Schale), d. h. L=0, die magnetische Quantenzahl kann nur einen Wert annehmen, M l =0 und der Spin ist gleich +1/2. Wenn wir das fünfte Elektron nehmen (in welchem ​​Atom auch immer es sich befindet), dann sind die Hauptquantenzahlen dafür: N=2, L=1, M=-1, Spin 1/2.

Elektronische Konfiguration Ein Atom ist eine numerische Darstellung seiner Elektronenorbitale. Elektronenorbitale sind Regionen verschiedene Formen, um den Atomkern gelegen, in dem sich mathematisch wahrscheinlich ein Elektron befindet. Mithilfe der elektronischen Konfiguration kann der Leser schnell und einfach feststellen, wie viele Elektronenorbitale ein Atom hat, und auch die Anzahl der Elektronen in jedem Orbital bestimmen. Nachdem Sie diesen Artikel gelesen haben, beherrschen Sie die Methode zum Erstellen elektronischer Konfigurationen.

Schritte

Verteilung der Elektronen nach dem Periodensystem von D. I. Mendeleev

Finden Sie die Ordnungszahl Ihres Atoms. Jedem Atom ist eine bestimmte Anzahl an Elektronen zugeordnet. Finden Sie das Symbol Ihres Atoms im Periodensystem. Die Ordnungszahl ist eine positive ganze Zahl, die bei 1 beginnt (für Wasserstoff) und für jedes weitere Atom um eins ansteigt. Die Ordnungszahl ist die Anzahl der Protonen in einem Atom und daher auch die Anzahl der Elektronen eines Atoms ohne Ladung.

Bestimmen Sie die Ladung eines Atoms. Neutrale Atome haben die gleiche Anzahl an Elektronen wie im Periodensystem angegeben. Geladene Atome haben jedoch je nach Ladungsgröße mehr oder weniger Elektronen. Wenn Sie mit einem geladenen Atom arbeiten, addieren oder subtrahieren Sie Elektronen wie folgt: Addieren Sie ein Elektron für jede negative Ladung und subtrahieren Sie eins für jede positive Ladung.

• Beispielsweise hat ein Natriumatom mit der Ladung -1 ein zusätzliches Elektron Außerdem zu seiner Grundordnungszahl 11. Mit anderen Worten, das Atom wird insgesamt 12 Elektronen haben.
• Wenn wir reden über Bei einem Natriumatom mit der Ladung +1 muss von der Grundordnungszahl 11 ein Elektron abgezogen werden. Somit hat das Atom 10 Elektronen.

1. Denken Sie an die grundlegende Liste der Orbitale. Wenn die Anzahl der Elektronen in einem Atom zunimmt, füllen sie in einer bestimmten Reihenfolge die verschiedenen Unterebenen der Elektronenhülle des Atoms. Jede Unterebene der Elektronenhülle enthält, wenn sie gefüllt ist, eine gerade Anzahl von Elektronen. Folgende Unterebenen stehen zur Verfügung:

   Verstehen Sie die elektronische Konfigurationsnotation. Elektronenkonfigurationen werden geschrieben, um die Anzahl der Elektronen in jedem Orbital deutlich anzuzeigen. Orbitale werden nacheinander geschrieben, wobei die Anzahl der Atome in jedem Orbital hochgestellt rechts neben dem Orbitalnamen geschrieben wird. Die fertige elektronische Konfiguration hat die Form einer Folge von Unterebenenbezeichnungen und hochgestellten Zeichen.

   • Hier ist zum Beispiel die einfachste elektronische Konfiguration: 1s 2 2s 2 2p 6 . Diese Konfiguration zeigt, dass es zwei Elektronen in der 1s-Unterebene, zwei Elektronen in der 2s-Unterebene und sechs Elektronen in der 2p-Unterebene gibt. 2 + 2 + 6 = insgesamt 10 Elektronen. Dies ist die elektronische Konfiguration eines neutralen Neonatoms (die Ordnungszahl von Neon ist 10).

2. Denken Sie an die Reihenfolge der Orbitale. Bedenken Sie, dass die Elektronenorbitale in der Reihenfolge der zunehmenden Zahl der Elektronenhüllen nummeriert, aber in der Reihenfolge der zunehmenden Energie angeordnet sind. Beispielsweise hat ein gefülltes 4s 2-Orbital eine geringere Energie (oder weniger Mobilität) als ein teilweise gefülltes oder gefülltes 3d 10-Orbital, daher wird das 4s-Orbital zuerst geschrieben. Sobald Sie die Reihenfolge der Orbitale kennen, können Sie diese leicht entsprechend der Anzahl der Elektronen im Atom füllen. Die Reihenfolge beim Füllen der Orbitale ist wie folgt: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Die elektronische Konfiguration eines Atoms, in dem alle Orbitale gefüllt sind, ist wie folgt: 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
   • Beachten Sie, dass der obige Eintrag, wenn alle Orbitale gefüllt sind, die Elektronenkonfiguration des Elements Uuo (Ununoctium) 118 ist, dem Atom mit der höchsten Nummer im Periodensystem. Daher enthält diese elektronische Konfiguration alle derzeit bekannten elektronischen Unterebenen eines neutral geladenen Atoms.

3. Füllen Sie die Orbitale entsprechend der Anzahl der Elektronen in Ihrem Atom. Wenn wir beispielsweise die Elektronenkonfiguration eines neutralen Calciumatoms aufschreiben möchten, müssen wir zunächst seine Ordnungszahl im Periodensystem nachschlagen. Seine Ordnungszahl ist 20, daher schreiben wir die Konfiguration eines Atoms mit 20 Elektronen in der oben genannten Reihenfolge.

   • Füllen Sie die Orbitale in der oben angegebenen Reihenfolge, bis Sie das zwanzigste Elektron erreichen. Das erste 1s-Orbital wird zwei Elektronen haben, das 2s-Orbital wird ebenfalls zwei haben, das 2p wird sechs haben, das 3s-Orbital wird zwei haben, das 3p wird 6 haben und das 4s-Orbital wird 2 (2 + 2 + 6 +2 +) haben 6 + 2 = 20 .) Mit anderen Worten, die elektronische Konfiguration von Kalzium hat die Form: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Beachten Sie, dass die Orbitale in der Reihenfolge zunehmender Energie angeordnet sind. Wenn Sie beispielsweise bereit sind, auf die 4. Energieebene zu wechseln, notieren Sie zunächst das 4s-Orbital und Dann 3d. Nach der vierten Energieebene geht es weiter zur fünften, wo sich die gleiche Reihenfolge wiederholt. Dies geschieht erst nach dem dritten Energieniveau.

4. Verwenden Sie das Periodensystem als visuellen Hinweis. Sie haben wahrscheinlich bereits bemerkt, dass die Form des Periodensystems der Reihenfolge der Elektronenunterniveaus in den Elektronenkonfigurationen entspricht. Beispielsweise enden die Atome in der zweiten Spalte von links immer auf „s 2“, und die Atome am rechten Rand des dünnen Mittelteils enden immer auf „d 10“ usw. Verwenden Sie das Periodensystem als visuellen Leitfaden zum Schreiben von Konfigurationen – wie die Reihenfolge, in der Sie die Orbitale hinzufügen, Ihrer Position in der Tabelle entspricht. Siehe unten:

   • Insbesondere enthalten die beiden Spalten ganz links Atome, deren elektronische Konfigurationen in s-Orbitalen enden, der rechte Block der Tabelle enthält Atome, deren Konfigurationen in p-Orbitalen enden, und die untere Hälfte enthält Atome, die in f-Orbitalen enden.
   • Wenn Sie beispielsweise die elektronische Konfiguration von Chlor aufschreiben, denken Sie so: „Dieses Atom befindet sich in der dritten Reihe (oder „Periode“) des Periodensystems. Es befindet sich auch in der fünften Gruppe des p-Orbitalblocks.“ Daher endet seine elektronische Konfiguration mit ..3p 5
   • Beachten Sie, dass Elemente im d- und f-Orbitalbereich der Tabelle durch Energieniveaus gekennzeichnet sind, die nicht der Periode entsprechen, in der sie sich befinden. Beispielsweise entspricht die erste Reihe eines Elementblocks mit d-Orbitalen einem 3d-Orbital, obwohl sie sich in der 4. Periode befindet, und die erste Reihe von Elementen mit f-Orbitalen entspricht einem 4f-Orbital, obwohl sie sich in der 6. Periode befindet Zeitraum.

5. Lernen Sie Abkürzungen zum Schreiben langer Elektronenkonfigurationen. Die Atome am rechten Rand des Periodensystems werden aufgerufen Edelgase. Diese Elemente sind chemisch sehr stabil. Um den Prozess des Schreibens langer Elektronenkonfigurationen zu verkürzen, schreiben Sie einfach das chemische Symbol des nächstgelegenen Edelgases mit weniger Elektronen als Ihr Atom in eckige Klammern und fahren Sie dann mit dem Schreiben der Elektronenkonfiguration der nachfolgenden Orbitalebenen fort. Siehe unten:

   • Um dieses Konzept zu verstehen, ist es hilfreich, eine Beispielkonfiguration zu schreiben. Schreiben wir die Konfiguration von Zink (Ordnungszahl 30) mit der Abkürzung, die das Edelgas einschließt. Vollständige Konfiguration Zink sieht so aus: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Wir sehen jedoch, dass 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 die Elektronenkonfiguration von Argon, einem Edelgas, ist. Ersetzen Sie einfach einen Teil der elektronischen Konfiguration für Zink durch das chemische Symbol für Argon in eckigen Klammern (.)
   • Die elektronische Konfiguration von Zink hat also, in abgekürzter Form geschrieben, die Form: 4s 2 3d 10 .
   • Bitte beachten Sie, dass Sie die elektronische Konfiguration eines Edelgases, beispielsweise Argon, nicht schreiben können! Man muss die Abkürzung für das diesem Element vorangehende Edelgas verwenden; für Argon wird es Neon () sein.

   Verwendung des Periodensystems ADOMAH

   1. Meistere das Periodensystem ADOMAH. Diese Methode Aufzeichnungen der elektronischen Konfiguration erfordern kein Auswendiglernen, erfordern jedoch ein modifiziertes Periodensystem, da im traditionellen Periodensystem beginnend mit vierte Periode, die Periodennummer entspricht nicht der elektronischen Hülle. Finden Sie das Periodensystem ADOMAH – eine besondere Art von Periodensystem, das vom Wissenschaftler Valery Zimmerman entwickelt wurde. Mit einer kurzen Internetsuche ist es leicht zu finden.

      • Im ADOMAH-Periodensystem repräsentieren die horizontalen Reihen Gruppen von Elementen wie Halogene, Edelgase, Alkalimetalle, Erdalkalimetalle usw. Vertikale Säulen entsprechen elektronischen Wasserwaagen und die sogenannten „Kaskaden“ (diagonale Verbindungslinien). Blöcke s,p,d und f) entsprechen Perioden.
      • Helium wird in Richtung Wasserstoff bewegt, da beide Elemente durch ein 1s-Orbital gekennzeichnet sind. Periodenblöcke (s,p,d und f) werden mit angezeigt rechte Seite, und die Level-Nummern sind an der Basis angegeben. Elemente werden in Kästchen mit den Nummern 1 bis 120 dargestellt. Diese Zahlen sind gewöhnliche Ordnungszahlen, die die Gesamtzahl der Elektronen in einem neutralen Atom darstellen.

   2. Finden Sie Ihr Atom in der ADOMAH-Tabelle. Um die elektronische Konfiguration eines Elements zu beschreiben, schlagen Sie sein Symbol im Periodensystem ADOMAH nach und streichen Sie alle Elemente mit einer höheren Ordnungszahl durch. Wenn Sie beispielsweise die Elektronenkonfiguration von Erbium (68) schreiben müssen, streichen Sie alle Elemente von 69 bis 120 durch.

      • Beachten Sie die Zahlen 1 bis 8 am Ende der Tabelle. Dabei handelt es sich um die Anzahl der elektronischen Wasserwaagen bzw. die Anzahl der Spalten. Ignorieren Sie Spalten, die nur durchgestrichene Elemente enthalten. Für Erbium bleiben die Spalten mit den Nummern 1,2,3,4,5 und 6 übrig.

   3. Zählen Sie die Orbitalunterebenen bis zu Ihrem Element. Betrachten Sie die rechts neben der Tabelle angezeigten Blocksymbole (s, p, d und f) und die unten angezeigten Spaltennummern. Ignorieren Sie die diagonalen Linien zwischen den Blöcken, teilen Sie die Spalten in Spaltenblöcke auf und listen Sie sie der Reihe nach auf von unten nach oben. Ignorieren Sie auch hier Blöcke, bei denen alle Elemente durchgestrichen sind. Schreiben Sie Spaltenblöcke beginnend mit der Spaltennummer, gefolgt vom Blocksymbol, also: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (für Erbium).

      • Bitte beachten Sie: Die obige Elektronenkonfiguration von Er ist in aufsteigender Reihenfolge der Elektronenunterebenennummer angegeben. Es kann auch in der Reihenfolge der Besetzung der Orbitale geschrieben werden. Folgen Sie dazu beim Schreiben von Spaltenblöcken den Kaskaden von unten nach oben und nicht den Spalten: 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. Zählen Sie die Elektronen für jede Elektronenunterebene. Zählen Sie die Elemente in jedem Spaltenblock, die nicht durchgestrichen wurden, fügen Sie ein Elektron von jedem Element hinzu und schreiben Sie ihre Nummer neben das Blocksymbol für jeden Spaltenblock, also: 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 . In unserem Beispiel ist dies die elektronische Konfiguration von Erbium.

   5. Achten Sie auf falsche elektronische Konfigurationen. Es gibt achtzehn typische Ausnahmen, die sich auf die elektronische Konfiguration von Atomen im niedrigsten Energiezustand, auch Grundenergiezustand genannt, beziehen. Sie gehorchen nicht allgemeine Regel nur an den letzten zwei oder drei Positionen, die von Elektronen besetzt sind. In diesem Fall geht die tatsächliche elektronische Konfiguration davon aus, dass sich die Elektronen in einem Zustand mit niedrigerer Energie im Vergleich zur Standardkonfiguration des Atoms befinden. Zu den Ausnahmeatomen gehören:

      • Cr(..., 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); Gott(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) und Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Um die Ordnungszahl eines Atoms zu ermitteln, wenn es in Elektronenkonfigurationsform geschrieben ist, addieren Sie einfach alle Zahlen, die den Buchstaben folgen (s, p, d und f). Dies funktioniert nur für neutrale Atome. Wenn Sie es mit einem Ion zu tun haben, funktioniert es nicht – Sie müssen die Anzahl der zusätzlichen oder verlorenen Elektronen addieren oder subtrahieren.
   • Die Zahl hinter dem Buchstaben ist hochgestellt. Machen Sie im Test keinen Fehler.
   • Es gibt keine „halbvolle“ Sublevel-Stabilität. Dies ist eine Vereinfachung. Jegliche Stabilität, die „halbgefüllten“ Unterebenen zugeschrieben wird, beruht auf der Tatsache, dass jedes Orbital von einem Elektron besetzt ist, wodurch die Abstoßung zwischen Elektronen minimiert wird.
   • Jedes Atom tendiert zu einem stabilen Zustand, und in den stabilsten Konfigurationen sind die s- und p-Unterebenen gefüllt (s2 und p6). Diese Konfiguration ist verfügbar für Edelgase, daher reagieren sie selten und stehen im Periodensystem rechts. Wenn eine Konfiguration also in 3p 4 endet, benötigt sie zwei Elektronen, um einen stabilen Zustand zu erreichen (der Verlust von sechs, einschließlich der Elektronen auf der s-Unterebene, erfordert mehr Energie, sodass der Verlust von vier Elektronen einfacher ist). Und wenn die Konfiguration in 4d 3 endet, muss sie drei Elektronen verlieren, um einen stabilen Zustand zu erreichen. Darüber hinaus sind halbgefüllte Unterebenen (s1, p3, d5..) stabiler als beispielsweise p4 oder p2; S2 und P6 werden jedoch noch stabiler sein.
   • Wenn es sich um ein Ion handelt, bedeutet dies, dass die Anzahl der Protonen nicht gleich der Anzahl der Elektronen ist. Die Ladung des Atoms wird in diesem Fall (normalerweise) oben rechts im chemischen Symbol dargestellt. Daher hat ein Antimonatom mit der Ladung +2 die elektronische Konfiguration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Beachten Sie, dass sich 5p 3 in 5p 1 geändert hat. Seien Sie vorsichtig, wenn die neutrale Atomkonfiguration in anderen Unterebenen als s und p endet. Wenn man Elektronen wegnimmt, kann man sie nur aus den Valenzorbitalen (s- und p-Orbitalen) nehmen. Wenn die Konfiguration also mit 4s 2 3d 7 endet und das Atom eine Ladung von +2 erhält, endet die Konfiguration mit 4s 0 3d 7. Bitte beachten Sie, dass 3d 7 NichtÄnderungen gehen stattdessen Elektronen aus dem s-Orbital verloren.
   • Es gibt Bedingungen, unter denen ein Elektron gezwungen wird, „auf ein höheres Energieniveau zu gelangen“. Wenn einer Unterebene ein Elektron fehlt, um halb oder voll zu sein, nehmen Sie ein Elektron von der nächstgelegenen s- oder p-Unterebene und verschieben Sie es auf die Unterebene, die das Elektron benötigt.
   • Für die Aufzeichnung der elektronischen Konfiguration gibt es zwei Möglichkeiten. Sie können in aufsteigender Reihenfolge der Energieniveauzahlen oder in der Reihenfolge der Besetzung von Elektronenorbitalen geschrieben werden, wie oben für Erbium gezeigt wurde.
   • Sie können die elektronische Konfiguration eines Elements auch schreiben, indem Sie nur die Valenzkonfiguration schreiben, die die letzte s- und p-Unterebene darstellt. Somit beträgt die Valenzkonfiguration von Antimon 5s 2 5p 3.
   • Ionen sind nicht dasselbe. Bei ihnen ist es viel schwieriger. Überspringen Sie zwei Ebenen und folgen Sie demselben Muster, je nachdem, wo Sie begonnen haben und wie groß die Anzahl der Elektronen ist.