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Die Zusammensetzung des Atoms.

Ein Atom besteht aus Atomkern und Elektronenhülle.

Der Kern eines Atoms besteht aus Protonen ( p+) und Neutronen ( n 0). Die meisten Wasserstoffatome haben einen einzelnen Protonenkern.

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

Die Summe der Anzahl der Neutronen N(n 0), einfach durch den Buchstaben gekennzeichnet N, und die Anzahl der Protonen Z genannt Massenzahl und ist mit dem Buchstaben gekennzeichnet ABER.

EIN = 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 entspricht ungefähr der Masse eines Neutrons und der 1840-fachen Masse eines Elektrons, sodass die Masse eines Atoms praktisch gleich der Masse des Kerns ist.

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

Chemisches Element- Art der Atome (Atommenge) mit gleicher Kernladung (mit gleicher Protonenzahl im Kern).

Isotop- eine Gruppe von Atomen eines Elements mit der gleichen Anzahl von Neutronen im Kern (oder eine Art von Atomen mit der gleichen Anzahl von Protonen und der gleichen Anzahl von Neutronen im Kern).

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

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

Die Struktur der Elektronenhülle des Atoms

Atomorbital ist der Zustand eines Elektrons in einem Atom. Orbitalsymbol - . Jedes Orbital entspricht einer Elektronenwolke.

Die Orbitale realer Atome im Grundzustand (nicht angeregt) sind von vier Arten: s, p, d und f.

elektronische Wolke- der Teil des Weltraums, in dem sich ein Elektron mit einer Wahrscheinlichkeit von 90 (oder mehr) Prozent befindet.

Notiz: Manchmal werden die Konzepte "Atomorbital" und "Elektronenwolke" nicht unterschieden und beide als "Atomorbital" bezeichnet.

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

Orbitale der gleichen Ebene 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 das Unterebenensymbol um die Nummer der Ebene (Elektronikebene) ergänzt, zum Beispiel: 2 s, 3p, 5d meint s- Unterebene der zweiten Ebene, p- Unterebene der dritten Ebene, d- Unterebene der fünften Ebene.

Die Gesamtzahl der Unterebenen in einer Ebene ist gleich der Ebenennummer n. Die Gesamtzahl der Orbitale in einer Ebene ist n 2. Dementsprechend ist auch die Gesamtzahl der Wolken in einer Schicht 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 besetzen, wird durch drei Naturgesetze bestimmt (Formeln sind vereinfacht angegeben):

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

2. Pauli-Prinzip - es können nicht mehr als zwei Elektronen in einem Orbital sein.

3. Hundsche Regel - Innerhalb der Unterebene füllen Elektronen zuerst freie Orbitale (eines nach dem anderen) und bilden erst danach Elektronenpaare.

Die Gesamtzahl der Elektronen in der elektronischen Ebene (oder in der elektronischen Schicht) beträgt 2 n 2 .

Die Verteilung der Unterebenen nach Energie wird als nächstes 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 ...

Visuell wird dieser Ablauf durch das Energiediagramm ausgedrückt:

Die Verteilung der Elektronen eines Atoms nach Ebenen, Unterebenen und Orbitalen (die elektronische Konfiguration eines Atoms) kann als elektronische Formel, Energiediagramm oder einfacher als Diagramm elektronischer Schichten ("elektronisches Diagramm") dargestellt werden. .

Beispiele elektronische Struktur Atome:

Valenzelektronen- Elektronen eines Atoms, die an der Bildung chemischer Bindungen teilnehmen können. Für jedes Atom sind dies alle äußeren Elektronen plus die voräußeren Elektronen, deren Energie größer ist als die der äußeren. Zum Beispiel: Das Ca-Atom hat 4 Außenelektronen s 2, sie sind auch Valenz; das Fe-Atom hat externe Elektronen - 4 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)

Periodengesetz der chemischen Elemente(moderne Formulierung): Eigenschaften chemischer Elemente sowie einfache und komplexe Substanzen, die von ihnen gebildet werden, stehen in periodischer Abhängigkeit vom Wert der Ladung der Atomkerne.

Periodensystem- graphischer Ausdruck des periodischen Gesetzes.

Natürliches Spektrum chemischer Elemente- eine Anzahl chemischer Elemente, angeordnet nach der Zunahme der Anzahl der Protonen in den Kernen ihrer Atome oder, was dasselbe ist, nach der Zunahme der Ladungen der Kerne dieser Atome. Die Seriennummer eines Elements in dieser Reihe ist gleich der Anzahl der Protonen im Kern eines beliebigen Atoms dieses Elements.

Die Tabelle der chemischen Elemente wird durch „Einschneiden“ der natürlichen Reihen chemischer Elemente erstellt Perioden(horizontale Zeilen der Tabelle) und Gruppierungen (vertikale Spalten der Tabelle) von Elementen mit ähnlicher elektronischer Atomstruktur.

Je nachdem, wie Elemente in Gruppen zusammengefasst werden, kann eine Tabelle sein lange Zeit(Elemente mit gleicher Anzahl und Art von Valenzelektronen werden in Gruppen zusammengefasst) und kurzfristig(Elemente mit gleicher Zahl an Valenzelektronen werden in Gruppen zusammengefasst).

Die Gruppen der Kurzzeittabelle sind in Untergruppen ( hauptsächlich und Nebenwirkungen), die mit den Gruppen der Langzeittabelle zusammenfallen.

Alle Atome von Elementen der gleichen Periode haben die gleiche Anzahl von Elektronenschichten, gleich der Nummer der Periode.

Die Anzahl der Elemente in den 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 Alkalimetall bildenden Element (Li, Na, K usw.) und enden mit einem Edelgas bildenden Element (He, Ne, Ar, Kr usw.).

In der Kurzstundentafel – acht Gruppen, die jeweils in zwei Untergruppen (Haupt- und Nebengruppe) unterteilt sind, in der Langstundentafel – sechzehn Gruppen, die in römischen Zahlen mit den Buchstaben A oder B nummeriert sind, zum Beispiel: IA, IIIB, VIA, VIIB. Die Gruppe IA der langen Periodentafel entspricht der Hauptuntergruppe der ersten Gruppe der kurzen Periodentafel; Gruppe VIIB - sekundäre Untergruppe der siebten Gruppe: der Rest - ähnlich.

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

In Perioden (mit steigender Seriennummer)

• die Kernladung steigt
• die Zahl der Außenelektronen steigt,
• der Radius der Atome nimmt ab,
• die Bindungsstärke der Elektronen zum Kern steigt (Ionisationsenergie),
• die Elektronegativität nimmt zu.
• verbesserte oxidative Eigenschaften einfache Substanzen("Nichtmetallizität"),
• die reduzierenden Eigenschaften einfacher Substanzen ("Metallizität") schwächen,
• schwächt den basischen Charakter von Hydroxiden und den 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 (Ionisationsenergie; nur in A-Gruppen),
• Elektronegativität nimmt ab (nur in A-Gruppen),
• schwächen die oxidierenden Eigenschaften einfacher Substanzen ("Nichtmetallizität"; nur in A-Gruppen),
• die reduzierenden Eigenschaften einfacher Substanzen werden verstärkt ("Metallizität"; nur in A-Gruppen),
• der basische Charakter der Hydroxide und der entsprechenden Oxide nimmt zu (nur in A-Gruppen),
• die saure Natur von Hydroxiden und den entsprechenden Oxiden wird geschwächt (nur in A-Gruppen),
• die Stabilität von Wasserstoffverbindungen nimmt ab (ihre Reduktionsaktivität nimmt zu; nur in A-Gruppen).

Aufgaben und Tests zum Thema "Thema 9. "Die Struktur des Atoms. Periodisches Gesetz und Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev (PSCE)"."

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

  Sie sollten in der Lage sein: die Zusammensetzung eines Atoms anhand der Position eines Elements im Periodensystem zu bestimmen und umgekehrt ein Element im Periodensystem zu finden, wenn Sie dessen Zusammensetzung kennen; das Strukturdiagramm, die elektronische Konfiguration eines Atoms, Ions darstellen und umgekehrt die Position eines chemischen Elements in der PSCE aus dem Diagramm und der elektronischen Konfiguration bestimmen; Charakterisieren Sie das Element und die Substanzen, die es gemäß seiner Position in der PSCE bildet; Änderungen des Radius von Atomen, der Eigenschaften chemischer Elemente und der von ihnen gebildeten Stoffe innerhalb einer Periode und einer Hauptuntergruppe des Periodensystems bestimmen.

  Beispiel 1 Bestimmen Sie die Anzahl der Orbitale in der dritten elektronischen Ebene. 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. Eine 3 s-, drei 3 p- und fünf 3 d-Orbitale.

  Beispiel 2 Bestimmen Sie das Atom, dessen Element 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 Seriennummer herausfinden, die der Gesamtzahl der Elektronen im Atom entspricht. In diesem Fall: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Das ist Aluminium.

  Nachdem Sie sich vergewissert haben, dass Sie alles Notwendige gelernt haben, fahren Sie mit den Aufgaben fort. Wir wünschen Ihnen viel Erfolg.

  
  Empfohlene Literatur:
  • O. S. Gabrielyan und andere Chemie, 11. Klasse. M., Trappe, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Chemie 11 Zellen. M., Bildung, 2001.

Elektronen

Das Konzept eines Atoms stammt aus der Antike, um die Teilchen der Materie zu bezeichnen. Atom bedeutet im Griechischen „unteilbar“.

Der irische Physiker Stoney kam aufgrund von Experimenten zu dem Schluss, dass Elektrizität übertragen wird winzige Partikel die in den Atomen aller chemischen Elemente vorhanden sind. 1891 schlug Stoney vor, diese Teilchen Elektronen zu nennen, was auf Griechisch „Bernstein“ bedeutet. Einige 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 Einheit genommen wird (-1). Thomson gelang es sogar, die Geschwindigkeit des Elektrons zu bestimmen (die Geschwindigkeit eines Elektrons in der Umlaufbahn ist umgekehrt proportional zur Umlaufbahnnummer n. Die Radien der Umlaufbahnen wachsen proportional zum Quadrat der Umlaufbahnnummer. In der ersten Umlaufbahn des Wasserstoffs Atom (n=1; Z=1), die Geschwindigkeit ist ≈ 2,2 106 m / c, also etwa hundertmal kleiner als die Lichtgeschwindigkeit c=3 108 m/s) und die Masse eines Elektrons ( es ist fast 2000 mal kleiner als die Masse eines Wasserstoffatoms).

Der Zustand der Elektronen in einem Atom

Der Zustand eines Elektrons in einem Atom ist 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. man kann nur davon 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. Bildlich kann man sich das so vorstellen: Könnte man die Position eines Elektrons in einem Atom in Hundertstel- oder Millionstelsekunden fotografieren, wie in einem Fotofinish, dann würde das Elektron in solchen Fotografien als Punkte dargestellt. Die Überlagerung unzähliger solcher Fotos würde zu einem Bild einer Elektronenwolke mit der höchsten Dichte führen, wo sich die meisten dieser Punkte befinden werden.

Der Raum um den Atomkern, in dem sich das Elektron am ehesten aufhält, wird als Orbital bezeichnet. Es enthält ca 90 % E-Cloud, und das bedeutet, dass sich das Elektron etwa 90 % der Zeit in diesem Teil des Raums aufhält. Durch Form unterschieden 4 derzeit bekannte Arten von Orbitalen, die lateinisch 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 einer bestimmten Umlaufbahn ist die Energie seiner Verbindung mit dem Kern. Elektronen mit ähnlichen Energiewerten bilden eine einzelne Elektronenschicht oder Energieebene. Die Energieniveaus sind ausgehend vom Kern nummeriert - 1, 2, 3, 4, 5, 6 und 7.

Eine ganze Zahl n, die die Nummer des Energieniveaus bezeichnet, wird als Hauptquantenzahl bezeichnet. Es charakterisiert die Energie von Elektronen, die ein bestimmtes Energieniveau einnehmen. Die Elektronen des ersten Energieniveaus, das dem Kern am nächsten ist, haben die niedrigste Energie. Verglichen mit den Elektronen der ersten Ebene zeichnen sich die Elektronen der nächsten Ebenen durch eine große Energiemenge aus. Folglich sind die Elektronen der äußeren Ebene am wenigsten stark an den Atomkern gebunden.

Die größte Anzahl von Elektronen im Energieniveau wird durch die Formel bestimmt:

N = 2n2,

wobei N die maximale Anzahl von Elektronen ist; n ist die Niveaunummer oder die Hauptquantenzahl. Folglich kann das erste kernnächste Energieniveau nicht mehr als zwei Elektronen enthalten; am zweiten - nicht mehr als 8; am dritten - nicht mehr als 18; am vierten - nicht mehr als 32.

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

Unterebenen werden normalerweise 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 Winzling vergleichbar Sonnensystem. Daher wird ein solches von E. Rutherford vorgeschlagenes 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 gleich der Ladung von Elektronen, aber mit entgegengesetztem Vorzeichen (+1) und eine Masse gleich der Masse eines Wasserstoffatoms (es wird in der Chemie als Einheit akzeptiert). Neutronen tragen keine Ladung, sie sind neutral und haben die gleiche Masse wie ein Proton.

Protonen und Neutronen werden zusammen als Nukleonen bezeichnet (vom lateinischen Kern - Kern). Die Summe der Anzahl von Protonen und Neutronen in einem Atom nennt man Massenzahl. Zum Beispiel die Massenzahl eines Aluminiumatoms:

13 + 14 = 27

Protonenzahl 13, Neutronenzahl 14, Massenzahl 27

Da die vernachlässigbare Masse des Elektrons vernachlässigt werden kann, ist offensichtlich, dass die gesamte Masse des Atoms im Kern konzentriert ist. Elektronen repräsentieren e - .

Denn das Atom elektrisch neutral, ist es auch offensichtlich, dass die Anzahl der Protonen und Elektronen in einem Atom gleich ist. Sie ist gleich der laufenden Nummer des ihm im Periodensystem zugeordneten chemischen Elements. Die Masse eines Atoms setzt sich aus der Masse von Protonen und Neutronen zusammen. Wenn Sie die Seriennummer des Elements (Z), d. h. die Anzahl der Protonen, und die Massenzahl (A) kennen, die der Summe der Anzahl der Protonen und Neutronen entspricht, können Sie die Anzahl der Neutronen (N) mithilfe von ermitteln Formel:

N=A-Z

Beispielsweise beträgt die Anzahl der Neutronen in einem Eisenatom:

56 — 26 = 30

Isotope

Sorten von Atomen des gleichen Elements, die die gleiche Kernladung, aber unterschiedliche Massenzahlen haben, werden als bezeichnet Isotope. Chemische Elemente, die in der Natur vorkommen, sind eine Mischung von Isotopen. Kohlenstoff hat also drei Isotope mit einer Masse von 12, 13, 14; Sauerstoff - drei Isotope mit einer Masse von 16, 17, 18 usw. Die relative Atommasse eines chemischen Elements, die normalerweise im Periodensystem angegeben wird, ist der Durchschnittswert der Atommassen einer natürlichen Mischung von Isotopen eines bestimmten Elements ihren relativen Gehalt in der Natur berücksichtigen. Chemische Eigenschaften Die Isotope der meisten chemischen Elemente sind genau gleich. Wasserstoffisotope unterscheiden sich jedoch stark in ihren Eigenschaften aufgrund des dramatischen Anstiegs ihrer relativen Atommasse; Sie haben sogar individuelle Namen und chemische Symbole erhalten.

Elemente der ersten Periode

Schema der elektronischen Struktur des Wasserstoffatoms:

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

Die grafische elektronische Formel des Wasserstoffatoms (zeigt die Verteilung der Elektronen über Energieniveaus und Unterniveaus):

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

In einem Heliumatom ist die erste Elektronenschicht abgeschlossen - sie hat 2 Elektronen. Wasserstoff und Helium sind s-Elemente; für diese Atome ist das s-Orbital mit Elektronen gefüllt.

Alle Elemente der zweiten Periode die erste Elektronenschicht wird gefüllt, und die Elektronen füllen die s- und p-Orbitale der zweiten Elektronenschicht nach dem Prinzip der kleinsten Energie (zuerst s, dann p) und den Regeln von Pauli und Hund.

Im Neonatom ist die zweite Elektronenschicht fertig - sie hat 8 Elektronen.

Für Atome von Elementen der dritten Periode sind die erste und zweite Elektronenschicht fertig, also ist die dritte Elektronenschicht gefüllt, in der Elektronen 3s-, 3p- und 3d-Unterniveaus besetzen können.

Am Magnesiumatom wird ein 3s-Elektronenorbital vollendet. Na und Mg sind s-Elemente.

Für Aluminium und nachfolgende Elemente ist die 3p-Unterebene mit Elektronen gefüllt.

Die Elemente der dritten Periode haben ungefüllte 3d-Orbitale.

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

Elemente der vierten - siebten Periode

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

K, Ca - s-Elemente in den Hauptuntergruppen enthalten. Für Atome von Sc bis Zn ist die 3d-Unterebene mit Elektronen gefüllt. Dies sind 3D-Elemente. Sie gehören zu den sekundären Nebengruppen, sie haben eine vorgefüllte äußere Elektronenschicht, sie werden als Übergangselemente bezeichnet.

Achten Sie auf die Struktur der Elektronenhüllen von Chrom- und Kupferatomen. Bei ihnen kommt es zu einem „Ausfall“ eines Elektrons von der 4s- in die 3d-Unterebene, was durch die größere Energiestabilität der resultierenden elektronischen Konfigurationen 3d 5 und 3d 10 erklärt wird:

Im Zinkatom ist die dritte Elektronenschicht abgeschlossen - alle 3s-, 3p- und 3d-Unterebenen sind darin ausgefüllt, insgesamt befinden sich 18 Elektronen darauf. In den Elementen nach Zink wird weiterhin die vierte Elektronenschicht aufgefüllt, die 4p-Unterebene.

Elemente von Ga bis Kr sind p-Elemente.

Die äußere Schicht (vierte) des Kryptonatoms ist vollständig und hat 8 Elektronen. Aber in der vierten Elektronenschicht können nur 32 Elektronen sein; die 4d- und 4f-Unterebenen des Kryptonatoms bleiben noch unbesetzt Die Elemente der fünften Periode füllen die Unterebenen in folgender Reihenfolge: 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 erscheinen f-Elemente, d. h. Elemente, in denen die 4f- bzw. 5f-Unterebenen der dritten äußeren elektronischen Schicht gefüllt sind.

4f-Elemente werden Lanthanide genannt.

5f-Elemente werden Actiniden 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 elektronischer Orbitale „verletzt“ ist, was z. Je nachdem, welche Unterebene des Atoms zuletzt mit Elektronen gefüllt ist, werden alle Elemente in vier elektronische Familien oder Blöcke eingeteilt:

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

• d-Elemente. Die d-Unterebene der voräußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; d-Elemente schließen Elemente sekundärer Untergruppen der Gruppen I-VIII ein, d. h. Elemente von interkalaren 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 die Lanthanide und Antinoide.

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

Dieses Prinzip heißt Pauli-Prinzip. Wenn sich ein Elektron im Orbital befindet, wird es als ungepaart bezeichnet, wenn es zwei gibt, handelt es sich um gepaarte Elektronen, dh Elektronen mit entgegengesetztem Spin. Die Abbildung zeigt ein Diagramm der Aufteilung der Energieniveaus in Unterniveaus und der Reihenfolge, in der sie gefüllt werden.

Sehr oft wird die Struktur der Elektronenhüllen von Atomen mithilfe von Energie- oder Quantenzellen dargestellt - sie schreiben die sogenannten grafischen elektronischen Formeln auf. Für diese Aufzeichnung wird die folgende Notation verwendet: Jede Quantenzelle wird durch eine Zelle bezeichnet, die einem Orbital entspricht; jedes Elektron ist durch einen der Richtung des Spins entsprechenden Pfeil gekennzeichnet. Beim Schreiben einer grafischen elektronischen Formel sollten zwei Regeln beachtet werden: Pauli-Prinzip und die Regel von F. Hund, wonach Elektronen zunächst nacheinander freie Zellen besetzen und gleichzeitig haben gleichen Wert Spin, und erst dann paaren sie sich, aber die Spins werden in diesem Fall nach dem Pauli-Prinzip bereits entgegengesetzt gerichtet sein.

Hundsche Regel und Paulisches Prinzip

Hundsche Regel- die Regel der Quantenchemie, die die Reihenfolge des Füllens der Orbitale einer bestimmten Unterschicht bestimmt und wie folgt formuliert ist: Der Gesamtwert der Spinquantenzahl der Elektronen dieser Unterschicht sollte maximal sein. 1925 von Friedrich Hund formuliert.

Das bedeutet, dass in jedem der Orbitale der Unterschicht zunächst ein Elektron aufgefüllt wird und erst nach Erschöpfung der unbesetzten Orbitale ein zweites Elektron zu diesem Orbital hinzukommt. In diesem Fall befinden sich zwei Elektronen mit halbzahligem Spin im selben Orbital entgegengesetztem Vorzeichen, welches Paar (eine Zwei-Elektronen-Wolke bilden) und als Ergebnis wird der Gesamtspin des Orbitals gleich Null.

Andere Formulierung: Unten in Energie liegt der atomare Term, für den zwei Bedingungen erfüllt sind.

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

Analysieren wir diese Regel am Beispiel des Füllens der Orbitale der p-Unterebene p- Elemente der zweiten Periode (dh von Bor bis Neon (im folgenden Diagramm zeigen horizontale Linien Orbitale, vertikale Pfeile Elektronen und die Richtung des Pfeils die Ausrichtung des Spins an).

Klechkovskys Regel

Klechkovskys Regel - Wenn die Gesamtzahl der Elektronen in Atomen zunimmt (mit einer Zunahme der Ladungen ihrer Kerne oder der Ordnungszahlen chemischer Elemente), werden Atomorbitale so besetzt, dass das Auftreten von Elektronen in Orbitalen mit höherer Energie nur davon abhängt die Hauptquantenzahl n und hängt nicht von allen anderen Quantenzahlen ab, auch nicht von denen aus l. Physikalisch bedeutet dies, dass in einem wasserstoffähnlichen Atom (ohne Interelektronenabstoßung) die Umlaufenergie eines Elektrons nur durch die räumliche Entfernung der Elektronenladungsdichte vom Kern bestimmt wird und nicht von den Eigenschaften seiner Bewegung abhängt im Bereich des Kerns.

Klechkovskys empirische Regel und die daraus entstehende Folgenfolge einer etwas widersprüchlichen realen Energiefolge von Atomorbitalen nur in zwei gleichartigen Fällen: für Atome Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au kommt es zu einem „Ausfall“ eines Elektrons mit s-Unterebene der äußeren Schicht zur d-Unterebene der vorherigen Schicht, was zu einem energetisch stabileren Zustand des Atoms führt, nämlich: nach Auffüllen des Orbitals 6 mit zwei Elektronen s

Elektronische Konfiguration Atom ist eine Formel, die die Anordnung von 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 aufbauen. Am Ende des Artikels befindet sich eine Elementtabelle.

Warum die elektronische Konfiguration von Elementen studieren?

Atome sind wie ein Konstruktor: Es gibt eine bestimmte Anzahl von Teilen, sie unterscheiden sich voneinander, aber zwei Teile des gleichen Typs sind genau gleich. Aber dieser Konstruktor ist viel interessanter als der aus Plastik, und hier ist der Grund. Die Konfiguration ändert sich je nachdem, wer in der Nähe ist. Zum Beispiel Sauerstoff neben Wasserstoff kann sein sich in Wasser verwandeln, neben Natrium in Gas, und in der Nähe von Eisen wird es vollständig zu 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 im Folgenden diskutiert wird.

Wie viele Elektronen sind in einem Atom?

Ein Atom besteht aus einem Kern und Elektronen, die ihn umkreisen, 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 wurde durch die Seriennummer des Elements angegeben, zum Beispiel hat Schwefel 16 Protonen - das 16. Element des Periodensystems. Gold hat 79 Protonen – das 79. Element des Periodensystems. Dementsprechend gibt es im neutralen Zustand 16 Elektronen im Schwefel und 79 Elektronen im Gold.

Wo sucht man nach einem Elektron?

Aus der Beobachtung des Verhaltens eines Elektrons wurden bestimmte Muster abgeleitet, sie werden durch Quantenzahlen beschrieben, insgesamt gibt es vier davon:

• Hauptquantenzahl
• Orbitale Quantenzahl
• Magnetische Quantenzahl
• Spinquantenzahl

Orbital

Außerdem verwenden wir anstelle des Wortes Orbit den Begriff "Orbital", das Orbital ist ungefähr die Wellenfunktion des Elektrons - dies ist der Bereich, in dem das Elektron 90% der Zeit verbringt.

N - Niveau
L - Schale
M l - Orbitalzahl
M s - das erste oder zweite Elektron im Orbital

Bahnquantenzahl l

Als Ergebnis der Untersuchung der Elektronenwolke wurde festgestellt, dass die Wolke je nach Energieniveau vier Hauptformen annimmt: eine Kugel, Hanteln und die beiden anderen, komplexere. In aufsteigender Energiereihenfolge werden diese Formen als s-, p-, d- und f-Schalen bezeichnet. Jede dieser Schalen kann 1 (auf s), 3 (auf p), 5 (auf d) und 7 (auf f) Orbitale haben. Die Orbitalquantenzahl ist die Schale, auf der sich die Orbitale befinden. Die Orbitalquantenzahl für s-, p-, d- bzw. f-Orbitale nimmt die Werte 0,1,2 oder 3 an.

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

Magnetische Quantenzahl m l

Es gibt drei Orbitale auf der p-Schale, sie werden mit Zahlen von -L bis +L bezeichnet, dh für die p-Schale (L=1) gibt es Orbitale "-1", "0" und "1". . Die magnetische Quantenzahl wird mit dem Buchstaben ml bezeichnet.

Innerhalb der Hülle ist es für Elektronen einfacher, sich in verschiedenen Orbitalen zu befinden, also füllen die ersten Elektronen eines für jedes Orbital und dann wird sein Paar zu jedem hinzugefügt.

Betrachten Sie eine D-Shell:
Die d-Schale entspricht dem Wert L=2, dh fünf Orbitale (-2,-1,0,1 und 2), die ersten fünf Elektronen füllen die Schale mit den Werten M l =-2, M l = –1, M l = 0 , M l = 1, M l = 2.

Spinquantenzahl m s

Spin ist die Rotationsrichtung eines Elektrons um seine Achse, es gibt zwei Richtungen, also hat die Spinquantenzahl zwei Werte: +1/2 und -1/2. Nur zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin können sich auf derselben Energieunterebene befinden. Die Spinquantenzahl wird mit m s bezeichnet

Hauptquantenzahl n

Die Hauptquantenzahl ist das Energieniveau, bei dem dieser Moment sieben Energieniveaus sind bekannt, jedes wird durch eine arabische Ziffer gekennzeichnet: 1,2,3, ... 7. Die Anzahl der Muscheln auf jeder Ebene entspricht der Nummer der Ebene: Auf der ersten Ebene befindet sich eine Muschel, auf der zweiten zwei und so weiter.

Elektronenzahl

Jedes Elektron kann also durch vier Quantenzahlen beschrieben werden, die Kombination dieser Zahlen ist für jede Position des Elektrons einzigartig, nehmen wir das erste Elektron, das niedrigste Energieniveau ist N=1, eine Schale befindet sich auf der ersten Ebene, 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 wird gleich +1/2 sein. Nehmen wir das fünfte Elektron (in welchem ​​Atom auch immer), 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 Bereiche verschiedene Formen, die sich um den Atomkern befinden, in dem das Elektron mathematisch wahrscheinlich ist. Die elektronische Konfiguration hilft dem Leser schnell und einfach zu sagen, wie viele Elektronenorbitale ein Atom hat, sowie die Anzahl der Elektronen in jedem Orbital zu bestimmen. Nachdem Sie diesen Artikel gelesen haben, beherrschen Sie die Methode zum Erstellen elektronischer Konfigurationen.

Schritte

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

Finde die Ordnungszahl deines Atoms. Jedem Atom ist eine bestimmte Anzahl von Elektronen zugeordnet. Finden Sie das Symbol für Ihr Atom im Periodensystem. Die Ordnungszahl ist eine positive ganze Zahl, die bei 1 (für Wasserstoff) beginnt und sich für jedes nachfolgende Atom um eins erhöht. Die Ordnungszahl ist die Anzahl der Protonen in einem Atom und damit auch die Anzahl der Elektronen in einem Atom mit Nullladung.

Bestimme die Ladung eines Atoms. Neutrale Atome haben die gleiche Anzahl von Elektronen wie im Periodensystem angegeben. Geladene Atome haben jedoch je nach Größe ihrer Ladung 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 eines für jede positive Ladung.

• Zum Beispiel hat ein Natriumatom mit einer Ladung von -1 ein zusätzliches Elektron Außerdem zu seiner Grundordnungszahl von 11. Mit anderen Worten, ein Atom hat insgesamt 12 Elektronen.
• Wenn ein wir reden um ein Natriumatom mit der Ladung +1 muss von der Grundordnungszahl 11 ein Elektron abgezogen werden. Das Atom hat also 10 Elektronen.

1. Prägen Sie sich die grundlegende Liste der Orbitale ein. Wenn die Zahl der Elektronen in einem Atom zunimmt, füllen sie nach einer bestimmten Reihenfolge die verschiedenen Unterebenen der Elektronenhülle des Atoms. Jede Unterebene der Elektronenhülle enthält, wenn sie gefüllt ist, eine gerade Anzahl von Elektronen. Es gibt folgende Unterebenen:

   Den elektronischen Konfigurationsdatensatz verstehen. Elektronische Konfigurationen werden aufgeschrieben, um die Anzahl der Elektronen in jedem Orbital klar wiederzugeben. Orbitale werden nacheinander geschrieben, wobei die Anzahl der Atome in jedem Orbital rechts neben dem Orbitalnamen hochgestellt steht. 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 auf der 1s-Unterebene, zwei Elektronen auf der 2s-Unterebene und sechs Elektronen auf der 2p-Unterebene gibt. 2 + 2 + 6 = insgesamt 10 Elektronen. Dies ist die elektronische Konfiguration des neutralen Neonatoms (Neon-Ordnungszahl ist 10).

2. Denken Sie an die Reihenfolge der Orbitale. Denken Sie daran, dass Elektronenorbitale in aufsteigender Reihenfolge der Elektronenhüllennummer nummeriert sind, aber in aufsteigender Energiereihenfolge angeordnet sind. Zum Beispiel hat ein gefülltes 4s 2 Orbital weniger Energie (oder weniger Mobilität) als ein teilweise gefülltes oder gefülltes 3d 10, also wird das 4s Orbital zuerst geschrieben. Sobald Sie die Reihenfolge der Orbitale kennen, können Sie sie leicht entsprechend der Anzahl der Elektronen im Atom ausfüllen. Die Reihenfolge, in der die Orbitale gefüllt werden, 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 besetzt sind, hat die folgende Form: 10 7p 6
   • Beachten Sie, dass die obige Notation, wenn alle Bahnen 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 aus. Wenn wir zum Beispiel die elektronische Konfiguration eines neutralen Calciumatoms aufschreiben wollen, müssen wir damit beginnen, seine Ordnungszahl im Periodensystem nachzuschlagen. Seine Ordnungszahl ist 20, also schreiben wir die Konfiguration eines Atoms mit 20 Elektronen in der obigen Reihenfolge.

   • Füllen Sie die Orbitale in der obigen Reihenfolge aus, bis Sie das zwanzigste Elektron erreichen. Das erste 1s-Orbital hat zwei Elektronen, das 2s-Orbital hat auch zwei, das 2p-Orbital hat sechs, das 3s-Orbital hat zwei, das 3p-Orbital hat 6 und das 4s-Orbital hat 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Mit anderen Worten, die elektronische Konfiguration von Calcium hat die Form: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Beachten Sie, dass die Orbitale in aufsteigender Energiereihenfolge sind. Wenn Sie zum Beispiel bereit sind, auf das 4. Energieniveau zu wechseln, dann schreiben Sie zuerst das 4s-Orbital auf, und dann 3d. Nach der vierten Energiestufe geht es weiter zur fünften, wo die gleiche Reihenfolge wiederholt wird. Dies geschieht erst ab der dritten Energiestufe.

4. Verwenden Sie das Periodensystem als visuellen Hinweis. Sie haben wahrscheinlich schon bemerkt, dass die Form des Periodensystems der Reihenfolge der elektronischen Unterebenen in elektronischen Konfigurationen entspricht. Zum Beispiel enden Atome in der zweiten Spalte von links immer auf „s 2 “, während Atome am rechten Rand des dünnen Mittelabschnitts immer auf „d 10 “ enden und so weiter. Verwenden Sie das Periodensystem als visuelle Anleitung zum Schreiben von Konfigurationen, da 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 Atome unten in den Atomen enden in f-Orbitalen.
   • 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 Orbitalblocks p des Periodensystems, daher endet seine elektronische Konfiguration mit ..3p 5
   • Beachten Sie, dass die Elemente in den d- und f-Orbitalregionen der Tabelle Energieniveaus haben, die nicht der Periode entsprechen, in der sie sich befinden. Beispielsweise entspricht die erste Reihe eines Blocks von Elementen mit d-Orbitalen 3d-Orbitalen, obwohl sie sich in der 4. Periode befindet, und die erste Reihe von Elementen mit f-Orbitalen entspricht dem 4f-Orbital, obwohl sie es ist befindet sich in der 6. Periode.

5. Lernen Sie die Abkürzungen zum Schreiben langer elektronischer Konfigurationen. Die Atome auf der rechten Seite des Periodensystems werden genannt Edelgase. Diese Elemente sind chemisch sehr stabil. Um den Prozess des Schreibens langer elektronischer Konfigurationen zu verkürzen, schreiben Sie einfach das chemische Symbol für das nächste Edelgas mit weniger Elektronen als Ihr Atom in eckige Klammern und fahren Sie dann fort, die elektronische Konfiguration der nachfolgenden Orbitalebenen zu schreiben. 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 Edelgas. 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 elektronische Konfiguration von Argon, einem Edelgas, ist. Ersetzen Sie einfach den elektronischen Konfigurationsteil von Zink durch das chemische Symbol für Argon in eckigen Klammern (.)
   • Die abgekürzte elektronische Konfiguration von Zink lautet also: 4s 2 3d 10 .
   • Beachten Sie, dass Sie beim Schreiben der elektronischen Konfiguration eines Edelgases, sagen wir Argon, nicht schreiben können! Vor diesem Element muss man die Abkürzung des Edelgases verwenden; für Argon wird es Neon sein ().

   Verwendung des Periodensystems von ADOMAH

   1. Beherrsche das Periodensystem von ADOMAH. Diese Methode Aufzeichnungen der elektronischen Konfiguration erfordern kein Auswendiglernen, erfordern jedoch ein neu gestaltetes Periodensystem, da im traditionellen Periodensystem ausgehend von vierte Periode, die Periodenzahl stimmt nicht mit der Elektronenhülle überein. Finden Sie das ADOMAH-Periodensystem, eine besondere Art von Periodensystem, das von der Wissenschaftlerin Valery Zimmerman entworfen wurde. Mit einer kurzen Internetrecherche ist es leicht zu finden.

      • Im Periodensystem von ADOMAH repräsentieren die horizontalen Reihen Elementgruppen wie Halogene, Edelgase, Alkalimetalle, Erdalkalimetalle usw. Vertikale Säulen entsprechen elektronischen Ebenen und die sogenannten "Kaskaden" (diagonale Verbindungslinien Blöcke s,p,d und f) Perioden entsprechen.
      • Helium wird zu Wasserstoff verschoben, da diese beiden Elemente durch ein 1s-Orbital gekennzeichnet sind. Periodenblöcke (s, p, d und f) sind mit dargestellt rechte Seite, und die Ebenennummern sind an der Basis angegeben. Elemente werden in Kästchen dargestellt, die von 1 bis 120 nummeriert sind. Diese Zahlen sind die üblichen 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 aufzuschreiben, suchen Sie sein Symbol im Periodensystem von ADOMAH und streichen Sie alle Elemente mit einer höheren Ordnungszahl durch. Wenn Sie beispielsweise die elektronische Konfiguration von Erbium (68) aufschreiben müssen, streichen Sie alle Elemente von 69 bis 120 durch.

      • Achten Sie auf die Zahlen von 1 bis 8 am Fuß der Tabelle. Dies sind die Nummern der elektronischen Ebenen oder Spaltennummern. 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 orbitalen Unterebenen bis zu Ihrem Element. Wenn Sie sich die rechts neben der Tabelle angezeigten Blocksymbole (s, p, d und f) und die unten angezeigten Spaltennummern ansehen, ignorieren Sie die diagonalen Linien zwischen den Blöcken und unterteilen Sie die Spalten in Blockspalten und listen Sie sie auf Reihenfolge von unten nach oben. Ignorieren Sie wieder die Blöcke, in denen alle Elemente durchgestrichen sind. Schreiben Sie die 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 elektronische Konfiguration Er wird in aufsteigender Reihenfolge der Nummer der elektronischen Unterebene geschrieben. Es kann auch in der Reihenfolge geschrieben werden, in der die Orbitale gefüllt sind. Folgen Sie dazu den Kaskaden von unten nach oben, nicht Spalten, wenn Sie Spaltenblöcke schreiben: 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 elektronische Unterebene. Zählen Sie die nicht durchgestrichenen Elemente in jedem Spaltenblock, indem Sie ein Elektron von jedem Element anbringen, und schreiben Sie ihre Nummer wie folgt neben das Blocksymbol für jeden Spaltenblock: 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 beziehen, der auch als Grundenergiezustand bezeichnet wird. Sie gehorchen nicht allgemeine Regel nur in 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 im Vergleich zur Standardkonfiguration des Atoms in einem Zustand niedrigerer Energie befinden. Ausnahmeatome sind:

      • 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); Nr(..., 5f4, 6d1, 7s2) und cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Um die Ordnungszahl eines Atoms zu finden, wenn es in elektronischer Form geschrieben ist, addieren Sie einfach alle Zahlen, die den Buchstaben (s, p, d und f) folgen. 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 nach dem Buchstaben ist hochgestellt, machen Sie keinen Fehler bei der Kontrolle.
   • Die "Stabilität einer halb gefüllten" Unterebene gibt es nicht. Dies ist eine Vereinfachung. Jegliche Stabilität, die sich auf "halbvolle" Unterebenen bezieht, beruht auf der Tatsache, dass jedes Orbital von einem Elektron besetzt ist, sodass die Abstoßung zwischen Elektronen minimiert wird.
   • Jedes Atom neigt zu einem stabilen Zustand, und die stabilsten Konfigurationen haben gefüllte Unterebenen s und p (s2 und p6). Diese Konfiguration ist Edelgase, sie reagieren also selten und stehen rechts im Periodensystem. Wenn also eine Konfiguration mit 3p 4 endet, benötigt sie zwei Elektronen, um einen stabilen Zustand zu erreichen (es braucht mehr Energie, um sechs zu verlieren, einschließlich Elektronen auf der s-Ebene, also ist es einfacher, vier zu verlieren). Und wenn die Konfiguration in 4d 3 endet, muss sie drei Elektronen abgeben, um einen stabilen Zustand zu erreichen. Außerdem sind halbgefüllte Unterebenen (s1, p3, d5..) stabiler als beispielsweise p4 oder p2; s2 und p6 werden jedoch noch stabiler sein.
   • Wenn Sie es mit einem Ion zu tun haben, 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 vom chemischen Symbol angezeigt. Daher hat ein Antimonatom mit einer Ladung von +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 Konfiguration eines neutralen Atoms auf anderen Unterebenen als s und p endet. Wenn Sie Elektronen nehmen, können Sie sie nur aus Valenzorbitalen (s- und p-Orbitalen) nehmen. Wenn also die Konfiguration mit 4s 2 3d 7 endet und das Atom +2 Ladung erhält, endet die Konfiguration mit 4s 0 3d 7 . Bitte beachten Sie, dass 3d 7 nichtändert, stattdessen gehen Elektronen des s-Orbitals verloren.
   • Es gibt Bedingungen, unter denen ein Elektron gezwungen wird, sich "auf ein höheres Energieniveau zu bewegen". Wenn einer Unterebene ein Elektron fehlt, um halb oder voll zu sein, nehmen Sie ein Elektron von der nächsten s- oder p-Unterebene und verschieben Sie es auf die Unterebene, die ein Elektron benötigt.
   • Es gibt zwei Möglichkeiten, eine elektronische Konfiguration zu schreiben. Sie können in aufsteigender Reihenfolge der Zahl der Energieniveaus geschrieben werden oder in der Reihenfolge, in der die Elektronenorbitale gefüllt sind, wie oben für Erbium gezeigt wurde.
   • Sie können auch die elektronische Konfiguration eines Elements schreiben, indem Sie nur die Valenzkonfiguration schreiben, die die letzte s- und p-Unterebene ist. Somit ist die Valenzkonfiguration von Antimon 5s 2 5p 3 .
   • Ionen sind nicht gleich. Mit denen ist es viel schwieriger. Überspringen Sie zwei Ebenen und folgen Sie dem gleichen Muster, je nachdem, wo Sie angefangen haben und wie hoch die Anzahl der Elektronen ist.