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Lassen Sie uns herausfinden, wie man komponiert elektronische Formel Chemisches Element. Diese Frage ist wichtig und relevant, da sie nicht nur eine Vorstellung von der Struktur, sondern auch von der vermeintlichen physischen und physischen Struktur gibt chemische Eigenschaften das betreffende Atom.

Kompilierungsregeln

Um eine grafische und elektronische Formel eines chemischen Elements zu erstellen, ist ein Verständnis der Theorie der Atomstruktur erforderlich. Zunächst einmal gibt es zwei Hauptbestandteile eines Atoms: den Kern und die negativen Elektronen. Der Kern besteht aus Neutronen, die keine Ladung haben, sowie Protonen, die eine positive Ladung haben.

Bei der Erörterung der Zusammensetzung und Bestimmung der elektronischen Formel eines chemischen Elements stellen wir fest, dass zur Ermittlung der Anzahl der Protonen im Kern das Mendelejew-Periodensystem erforderlich ist.

Die Ordnungszahl eines Elements entspricht der Anzahl der in seinem Kern vorhandenen Protonen. Die Zahl der Periode, in der sich das Atom befindet, charakterisiert die Anzahl der Energieschichten, auf denen sich Elektronen befinden.

Um die Anzahl der Neutronen zu bestimmen, ohne die elektrische Ladung, ist es notwendig, seine Ordnungszahl (Anzahl der Protonen) von der relativen Masse des Atoms eines Elements abzuziehen.

Anweisungen

Um zu verstehen, wie man die elektronische Formel eines chemischen Elements zusammensetzt, betrachten Sie die von Klechkovsky formulierte Regel zum Füllen von Unterebenen mit negativen Teilchen.

Abhängig davon, wie viel freie Energie die freien Orbitale haben, wird eine Reihe erstellt, die die Abfolge der Füllstände mit Elektronen charakterisiert.

Jedes Orbital enthält nur zwei Elektronen, die in antiparallelen Spins angeordnet sind.

Um den Aufbau elektronischer Schalen auszudrücken, werden grafische Formeln verwendet. Wie sehen die elektronischen Formeln der Atome chemischer Elemente aus? Wie erstelle ich grafische Optionen? Diese Fragen sind im Schulchemiekurs enthalten, daher werden wir näher darauf eingehen.

Es gibt eine bestimmte Matrix (Basis), die bei der Erstellung grafischer Formeln verwendet wird. Das s-Orbital zeichnet sich durch nur eine Quantenzelle aus, in der sich zwei Elektronen gegenüberstehen. Sie sind grafisch durch Pfeile gekennzeichnet. Für das p-Orbital sind drei Zellen dargestellt, die jeweils auch zwei Elektronen enthalten, das d-Orbital enthält zehn Elektronen und das f-Orbital ist mit vierzehn Elektronen gefüllt.

Beispiele für die Erstellung elektronischer Formeln

Lassen Sie uns das Gespräch darüber fortsetzen, wie man die elektronische Formel eines chemischen Elements zusammensetzt. Beispielsweise müssen Sie eine grafische und elektronische Formel für das Element Mangan erstellen. Lassen Sie uns zunächst die Position dieses Elements im Periodensystem bestimmen. Es hat die Ordnungszahl 25, daher gibt es im Atom 25 Elektronen. Mangan ist ein Element vierte Periode Daher hat es vier Energieniveaus.

Wie schreibt man die elektronische Formel eines chemischen Elements? Wir notieren das Vorzeichen des Elements sowie seine Seriennummer. Mithilfe der Klechkovsky-Regel verteilen wir Elektronen auf Energieniveaus und Unterniveaus. Wir platzieren sie nacheinander auf der ersten, zweiten und dritten Ebene und platzieren zwei Elektronen in jeder Zelle.

Als nächstes fassen wir sie zusammen und erhalten 20 Stück. Drei Ebenen sind vollständig mit Elektronen gefüllt, auf der vierten verbleiben nur noch fünf Elektronen. Da jeder Orbitaltyp über eine eigene Energiereserve verfügt, verteilen wir die verbleibenden Elektronen auf die Unterebenen 4s und 3d. Als Ergebnis hat die fertige elektronische Grafikformel für das Manganatom die folgende Form:

1s2 / 2s2, 2p6 / 3s2, 3p6 / 4s2, 3d3

Praktische Bedeutung

Mithilfe von Elektronengrafikformeln können Sie deutlich die Anzahl der freien (ungepaarten) Elektronen erkennen, die die Wertigkeit eines bestimmten chemischen Elements bestimmen.

Wir bieten einen verallgemeinerten Aktionsalgorithmus an, mit dem Sie elektronengrafische Formeln für alle Atome im Periodensystem erstellen können.

Zunächst ist es notwendig, die Anzahl der Elektronen anhand des Periodensystems zu bestimmen. Die Periodenzahl gibt die Anzahl der Energieniveaus an.

Die Zugehörigkeit zu einer bestimmten Gruppe hängt mit der Anzahl der Elektronen zusammen, die sich im äußeren Energieniveau befinden. Die Ebenen werden in Unterebenen unterteilt und unter Berücksichtigung der Klechkovsky-Regel ausgefüllt.

Abschluss

Um die Valenzmöglichkeiten eines beliebigen chemischen Elements im Periodensystem zu bestimmen, ist es notwendig, eine elektronische grafische Formel seines Atoms zu erstellen. Der oben angegebene Algorithmus ermöglicht es Ihnen, die Aufgabe zu bewältigen, mögliche Chemikalien zu bestimmen und physikalische Eigenschaften Atom.

Eine herkömmliche Darstellung der Verteilung von Elektronen in einer Elektronenwolke nach Ebenen, Unterebenen und Orbitalen heißt elektronische Formel des Atoms.

Regeln basierend auf|basierend auf| welche|welche| abholen|überreichen| elektronische Formeln

1. Prinzip der minimalen Energie: Je weniger Energie das System hat, desto stabiler ist es.

2. Klechkovskys Herrschaft: Die Verteilung der Elektronen auf die Ebenen und Unterebenen der Elektronenwolke erfolgt in aufsteigender Reihenfolge des Wertes der Summe der Haupt- und Orbitalquantenzahlen (n + 1). Wenn die Werte gleich sind (n + 1), wird zuerst die Unterebene gefüllt, die den kleineren n-Wert hat.

1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f Levelnummer n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Orbital 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 Quantenzahl

n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Klechkovsky-Reihe

1* - siehe Tabelle Nr. 2.

3. Hunds Regel: Beim Füllen der Orbitale einer Unterebene entspricht die Platzierung von Elektronen mit parallelen Spins dem niedrigsten Energieniveau.

Zusammenstellung|durchläuft| elektronische Formeln

Potenzielle Reihe: 1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Klechkovsky-Reihe

Reihenfolge der Befüllung Elektronik 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 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 ..

(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.

Elektronische Formel 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f 14 8...

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Informationsgehalt elektronischer Formeln

1. Position des Elements im periodischen|periodischen| System.

2. Abschlüsse möglich| Oxidation des Elements.

3. Chemischer Charakter des Elements.

4. Zusammensetzung|Lager| und Eigenschaften von Elementverbindungen.

Position des Elements in der Periodenperiode|periodisch|D.I. Mendeleevs System:

A) Periodennummer, in dem sich das Element befindet, entspricht der Anzahl der Ebenen, auf denen sich Elektronen befinden;

B) Gruppennummer, zu dem ein bestimmtes Element gehört, ist gleich der Summe der Valenzelektronen. Valenzelektronen für Atome der S- und P-Elemente sind Elektronen der äußeren Ebene; für d – Elemente sind dies Elektronen der äußeren Ebene und der unbefüllten Unterebene der vorherigen Ebene.

V) elektronische Familie bestimmt durch das Symbol der Unterebene, auf der das letzte Elektron ankommt (s-, p-, d-, f-).

G) Untergruppe bestimmt durch die Zugehörigkeit zur elektronischen Familie: s- und p-Elemente besetzen die Hauptuntergruppen und d-Elemente - sekundäre, f-Elemente besetzen separate Abschnitte im unteren Teil des Periodensystems (Aktiniden und Lanthaniden).

2. Mögliche Abschlüsse| Oxidation von Elementen.

Oxidationszustand ist die Ladung, die ein Atom erhält, wenn es Elektronen abgibt oder aufnimmt.

Atome, die Elektronen abgeben, gewinnen positive Ladung, was der Anzahl der abgegebenen Elektronen entspricht (Elektronenladung (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

Das Atom, das Elektronen abgegeben hat, verwandelt sich in Kation(positiv geladenes Ion). Der Vorgang, bei dem einem Atom ein Elektron entzogen wird, nennt man Ionisierungsprozess. Die zur Durchführung dieses Prozesses erforderliche Energie wird aufgerufen Ionisationsenergie ( Eion, e.V.).

Die ersten, die vom Atom getrennt werden, sind die Elektronen der äußeren Ebene, die kein Paar im Orbital haben – ungepaart. Bei Vorhandensein freier Orbitale innerhalb einer Ebene bilden sich unter dem Einfluss äußerer Energie Elektronen weiter dieses Niveau Paare werden gedämpft und dann alle getrennt. Als Entpaarung wird der Vorgang der Entpaarung bezeichnet, der durch die Absorption eines Teils der Energie durch eines der Elektronen eines Paares und dessen Übergang in eine höhere Unterebene entsteht Prozess der Erregung.

Die größte Anzahl an Elektronen, die ein Atom abgeben kann, ist gleich der Anzahl an Valenzelektronen und entspricht der Nummer der Gruppe, in der sich das Element befindet. Die Ladung, die ein Atom erhält, nachdem es alle seine Valenzelektronen verloren hat, nennt man höchste Oxidationsstufe Atom.

Nach der Entlassung|Entlassung Valenzniveau extern wird|wird| Ebene welche|was| vorangegangene Valenz. Dies ist eine Ebene, die vollständig mit Elektronen gefüllt ist, und daher|und daher| energetisch stabil.

Atome von Elementen, die auf der äußeren Ebene 4 bis 7 Elektronen haben, erreichen einen energetisch stabilen Zustand nicht nur durch die Abgabe von Elektronen, sondern auch durch deren Zugabe. Dadurch entsteht ein Niveau (.ns 2 p 6) – ein stabiler Inertgaszustand.

Das Atom, das Elektronen hinzugefügt hat, erwirbt NegativGradOxidation– negative Ladung, die der Anzahl der aufgenommenen Elektronen entspricht.

Z E 0 + ne  Z E - n

Die Anzahl der Elektronen, die ein Atom hinzufügen kann, ist gleich der Zahl (8 –N|), wobei N die Nummer der Gruppe ist, in der|welche| Element (oder Anzahl der Valenzelektronen) lokalisiert.

Der Vorgang der Anlagerung von Elektronen an ein Atom geht mit der Freisetzung von Energie einher, die als bezeichnet wird Affinität zum Elektron (Esaffinität,eB).

Algorithmus zum Zusammenstellen der elektronischen Formel eines Elements:

1. Bestimmen Sie die Anzahl der Elektronen in einem Atom mithilfe des Periodensystems der chemischen Elemente D.I. Mendelejew.

2. Bestimmen Sie anhand der Nummer der Periode, in der sich das Element befindet, die Anzahl der Energieniveaus. die Anzahl der Elektronen in der letzten elektronischen Ebene entspricht der Gruppennummer.

3. Teilen Sie die Ebenen in Unterebenen und Orbitale auf und füllen Sie diese gemäß den Regeln zum Füllen von Orbitalen mit Elektronen:

Es ist zu beachten, dass die erste Ebene maximal 2 Elektronen enthält 1s 2, am zweiten - maximal 8 (zwei S und sechs R: 2s 2 2p 6), am dritten - maximal 18 (zwei S, sechs P, und zehn d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Hauptquantenzahl N sollte minimal sein.
• Zuerst füllen S- Unterebene also ð-, d- b f- Unterebenen.
• Elektronen füllen die Orbitale in der Reihenfolge zunehmender Energie der Orbitale (Klechkovsky-Regel).
• Innerhalb einer Unterebene besetzen Elektronen zunächst nacheinander freie Orbitale und bilden erst danach Paare (Hundsche Regel).
• In einem Orbital können sich nicht mehr als zwei Elektronen befinden (Pauli-Prinzip).

Beispiele.

1. Lassen Sie uns eine elektronische Formel für Stickstoff erstellen. Stickstoff ist die Nummer 7 im Periodensystem.

2. Lassen Sie uns die elektronische Formel für Argon erstellen. Argon ist die Nummer 18 im Periodensystem.

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

3. Lassen Sie uns die elektronische Formel von Chrom erstellen. Chrom ist die Nummer 24 im Periodensystem.

1s 2 2s 2 14 Uhr 6 3s 2 15 Uhr 6 4s 1 3d 5

Energiediagramm von Zink.

4. Lassen Sie uns eine elektronische Formel für Zink erstellen. Zink ist die Nummer 30 im Periodensystem.

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

Bitte beachten Sie, dass ein Teil der elektronischen Formel, nämlich 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, die elektronische Formel von Argon ist.

Die elektronische Formel von Zink kann wie folgt dargestellt werden:

Die Aufgabe, eine elektronische Formel für ein chemisches Element zu erstellen, ist nicht die einfachste.

Der Algorithmus zum Erstellen elektronischer Elementformeln lautet also wie folgt:

• Zuerst notieren wir das chemische Zeichen. Element, wobei wir unten links im Schild seine Seriennummer angeben.
• Als nächstes bestimmen wir anhand der Nummer der Periode (aus der das Element stammt) die Anzahl der Energieniveaus und zeichnen eine solche Anzahl von Bögen neben das Vorzeichen des chemischen Elements.
• Dann wird entsprechend der Gruppennummer die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene unter den Bogen geschrieben.
• Auf der 1. Ebene ist maximal 2 möglich, auf der zweiten sind es bereits 8, auf der dritten sogar 18. Wir beginnen, Zahlen unter die entsprechenden Bögen zu setzen.
• Die Anzahl der Elektronen auf der vorletzten Ebene muss wie folgt berechnet werden: Von der Seriennummer des Elements wird die Anzahl der bereits zugewiesenen Elektronen abgezogen.
• Es bleibt noch, unser Diagramm in eine elektronische Formel umzuwandeln:

Hier sind die elektronischen Formeln einiger chemischer Elemente:

• 1. Wir schreiben das chemische Element und seine Seriennummer. Die Zahl gibt die Anzahl der Elektronen im Atom an.
  2. Machen wir eine Formel. Dazu müssen Sie die Anzahl der Energieniveaus ermitteln; Grundlage für die Bestimmung ist die Periodenzahl des Elements.
  3. Wir unterteilen die Ebenen in Unterebenen.

  Unten sehen Sie ein Beispiel für die korrekte Erstellung elektronischer Formeln chemischer Elemente.

Sie müssen elektronische Formeln chemischer Elemente auf diese Weise erstellen: Sie müssen sich die Nummer des Elements im Periodensystem ansehen und so herausfinden, wie viele Elektronen es hat. Dann müssen Sie die Anzahl der Ebenen ermitteln, die der Periode entspricht. Dann werden die Unterebenen geschrieben und ausgefüllt:

Zunächst müssen Sie die Anzahl der Atome anhand des Periodensystems bestimmen.



Um die elektronische Formel zu erstellen, benötigen Sie das Mendelejew-Periodensystem. Suchen Sie dort Ihr chemisches Element und sehen Sie sich die Periode an – sie entspricht der Anzahl der Energieniveaus. Die Gruppennummer entspricht numerisch der Anzahl der Elektronen in der letzten Ebene. Die Anzahl eines Elements entspricht quantitativ der Anzahl seiner Elektronen. Sie müssen außerdem wissen, dass die erste Ebene maximal 2 Elektronen hat, die zweite - 8 und die dritte - 18.

Das sind die Hauptpunkte. Darüber hinaus finden Sie im Internet (einschließlich unserer Website) Informationen mit einer vorgefertigten elektronischen Formel für jedes Element, damit Sie es selbst testen können.

Das Zusammenstellen elektronischer Formeln chemischer Elemente ist sehr einfach schwieriger Prozess, können Sie auf spezielle Tabellen nicht verzichten und müssen eine ganze Reihe von Formeln verwenden. Kurz gesagt, zum Kompilieren müssen Sie die folgenden Phasen durchlaufen:

Es ist notwendig, ein Orbitaldiagramm zu erstellen, in dem eine Vorstellung davon gegeben wird, wie sich Elektronen voneinander unterscheiden. Das Diagramm hebt Orbitale und Elektronen hervor.

Elektronen sind in Ebenen von unten nach oben gefüllt und haben mehrere Unterebenen.

Zuerst ermitteln wir die Gesamtzahl der Elektronen eines bestimmten Atoms.

Wir füllen die Formel nach einem bestimmten Schema aus und schreiben sie auf – das wird die elektronische Formel sein.



Für Stickstoff sieht diese Formel beispielsweise so aus, zunächst beschäftigen wir uns mit Elektronen:



Und schreiben Sie die Formel auf:



Verstehen das Prinzip der Zusammenstellung der elektronischen Formel eines chemischen Elements, müssen Sie zunächst die Gesamtzahl der Elektronen in einem Atom anhand der Zahl im Periodensystem bestimmen. Danach müssen Sie die Anzahl der Energieniveaus bestimmen, indem Sie die Nummer der Periode zugrunde legen, in der sich das Element befindet.

Die Ebenen werden dann in Unterebenen zerlegt, die nach dem Prinzip der geringsten Energie mit Elektronen gefüllt werden.

Die Richtigkeit Ihrer Argumentation können Sie beispielsweise hier überprüfen.

Indem Sie die elektronische Formel eines chemischen Elements zusammenstellen, können Sie herausfinden, wie viele Elektronen und Elektronenschichten sich in einem bestimmten Atom befinden und in welcher Reihenfolge sie zwischen den Schichten verteilt sind.

Zuerst bestimmen wir die Ordnungszahl des Elements gemäß dem Periodensystem; sie entspricht der Anzahl der Elektronen. Die Anzahl der Elektronenschichten gibt die Periodenzahl und die Anzahl der Elektronen pro Schicht an letzte Schicht Atom entspricht der Gruppennummer.

• Zuerst füllen wir die s-Unterebene und dann die p-, d-b f-Unterebenen;
• Nach der Regel von Klechkovsky füllen Elektronen Orbitale in der Reihenfolge zunehmender Energie dieser Orbitale;
• Nach der Hundschen Regel besetzen Elektronen innerhalb einer Unterebene nacheinander freie Orbitale und bilden dann Paare;
• Nach dem Pauli-Prinzip befinden sich in einem Orbital nicht mehr als 2 Elektronen.

• Die elektronische Formel eines chemischen Elements zeigt, wie viele elektronische Schichten und wie viele Elektronen das Atom enthält und wie sie auf die Schichten verteilt sind.

  Um die elektronische Formel eines chemischen Elements zusammenzustellen, müssen Sie sich das Periodensystem ansehen und die für dieses Element erhaltenen Informationen verwenden. Die Ordnungszahl eines Elements im Periodensystem entspricht der Anzahl der Elektronen in einem Atom. Die Anzahl der elektronischen Schichten entspricht der Periodenzahl, die Anzahl der Elektronen in der letzten elektronischen Schicht entspricht der Gruppenzahl.

  Es muss daran erinnert werden, dass die erste Schicht maximal 2 Elektronen 1s2 enthält, die zweite maximal 8 (zwei s und sechs p: 2s2 2p6), die dritte maximal 18 (zwei s, sechs p und zehn). d: 3s2 3p6 3d10).

  Zum Beispiel die elektronische Formel von Kohlenstoff: C 1s2 2s2 2p2 (Seriennummer 6, Periodennummer 2, Gruppennummer 4).

  Elektronische Formel für Natrium: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (Seriennummer 11, Periodennummer 3, Gruppennummer 1).

  Um die korrekte Schreibweise der elektronischen Formel zu überprüfen, können Sie sich die Website www.alhimikov.net ansehen.

  Auf den ersten Blick mag die Erstellung einer elektronischen Formel für chemische Elemente eine ziemlich komplizierte Aufgabe sein, aber alles wird klar, wenn Sie sich an das folgende Schema halten:

  • Zuerst schreiben wir die Orbitale
  • Wir fügen vor den Orbitalen Zahlen ein, die die Nummer des Energieniveaus angeben. Vergessen Sie nicht die Formel zur Bestimmung Höchstmenge Elektronen auf Energieniveau: N=2n2

  Wie kann man die Anzahl der Energieniveaus herausfinden? Schauen Sie sich einfach das Periodensystem an: Diese Zahl entspricht der Nummer der Periode, in der sich das Element befindet.

  • Über dem Orbitalsymbol schreiben wir eine Zahl, die die Anzahl der Elektronen angibt, die sich in diesem Orbital befinden.

  Die elektronische Formel für Scandium sieht beispielsweise so aus.

Die Struktur der elektronischen Hüllen von Atomen der Elemente der ersten vier Perioden: $s-$, $p-$ und $d-$Elemente. Elektronische Konfiguration eines Atoms. Grund- und angeregte Zustände von Atomen

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

Elektronen

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 Herr Stoney vor, diese Teilchen zu benennen Elektronen, 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 Einheit $(–1)$ angenommen wird. Thomson gelang es sogar, die Geschwindigkeit des Elektrons (sie entspricht der Lichtgeschwindigkeit – 300.000 km/s) und die Masse des Elektrons (sie ist 1836-mal kleiner als die Masse eines Wasserstoffatoms) zu bestimmen.

Thomson und Perrin verbanden die Pole einer Stromquelle mit zwei Metallplatten – einer Kathode und einer Anode –, die in eine Glasröhre eingelötet waren, aus der die Luft evakuiert wurde. Wenn eine Spannung von etwa 10.000 Volt an die Elektrodenplatten angelegt wurde, blitzte eine leuchtende Entladung in der Röhre auf und Partikel flogen von der Kathode (Minuspol) zur Anode (Pluspol), wie die Wissenschaftler sie zuerst nannten Kathodenstrahlen, und fand dann heraus, dass es sich um einen Elektronenstrom handelte. Elektronen, die auf spezielle Substanzen treffen, beispielsweise auf einen Fernsehbildschirm, erzeugen ein Leuchten.

Die Schlussfolgerung wurde gezogen: Elektronen entweichen aus den Atomen des Materials, aus dem die Kathode besteht.

Freie Elektronen oder deren Fluss können auf andere Weise erhalten werden, beispielsweise durch Erhitzen eines Metalldrahts oder durch Bestrahlen von Metallen, die aus Elementen der Hauptnebengruppe der Gruppe I des Periodensystems (z. B. Cäsium) bestehen.

Zustand der Elektronen in einem Atom

Unter dem Zustand eines Elektrons in einem Atom versteht man die Gesamtheit der Informationen darüber Energie bestimmtes Elektron hinein Raum, in dem es sich befindet. Wir wissen bereits, dass ein Elektron in einem Atom keine Bewegungsbahn hat, d. h. wir können nur darüber reden Wahrscheinlichkeiten seine Lage im Raum um den Kern. Es kann sich in jedem Teil dieses den Kern umgebenden Raums befinden, und die Menge verschiedener 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 Punkt dargestellt. Würde man zahllose solcher Aufnahmen überlagern, ergäbe das Bild eine Elektronenwolke mit der größten Dichte dort, wo sich die meisten dieser Punkte befinden.

Die Abbildung zeigt einen „Schnitt“ einer solchen Elektronendichte in einem Wasserstoffatom, das den Kern passiert, und die gestrichelte Linie umreißt die Kugel, in der die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu entdecken, 90 % beträgt. Die Kontur, die dem Kern am nächsten ist, deckt einen Raumbereich ab, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu entdecken, 10 % beträgt, die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron innerhalb der zweiten Kontur vom Kern aus zu entdecken, beträgt 20 % und innerhalb der dritten - ≈30 % $ usw. Es besteht eine gewisse Unsicherheit über den Zustand des Elektrons. Um diesen Sonderzustand zu charakterisieren, führte der deutsche Physiker W. Heisenberg den Begriff ein Unschärferelation, d.h. zeigte, dass es unmöglich ist, gleichzeitig und genau die Energie und den Ort eines Elektrons zu bestimmen. Je genauer die Energie eines Elektrons bestimmt wird, desto unsicherer ist seine Position, und umgekehrt ist es nach der Positionsbestimmung unmöglich, die Energie des Elektrons zu bestimmen. Der Wahrscheinlichkeitsbereich für den Nachweis eines Elektrons hat keine klaren Grenzen. Es ist jedoch möglich, einen Raum auszuwählen, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, am größten ist.

Der Raum um den Atomkern, in dem sich ein Elektron am wahrscheinlichsten aufhält, wird Orbital genannt.

Es enthält etwa 90 % der Elektronenwolke, was bedeutet, dass sich das Elektron etwa 90 % der Zeit in diesem Teil des Raums aufhält. Aufgrund ihrer Form sind vier Arten von Orbitalen bekannt, die mit den lateinischen Buchstaben $s, p, d$ und $f$ bezeichnet werden. Grafisches Bild Einige Formen von Elektronenorbitalen sind in der Abbildung dargestellt.

Das wichtigste Merkmal der Bewegung eines Elektrons in einem bestimmten Orbital ist die Energie seiner Bindung an den Kern. Elektronen mit ähnlichen Energiewerten bilden eine Einheit Elektronenschicht, oder Energielevel. 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 eine große Energiemenge aus. Folglich sind die Elektronen der äußeren Ebene am wenigsten fest an den Atomkern gebunden.

Die Anzahl der Energieniveaus (elektronischen Schichten) in einem Atom entspricht der Anzahl der Perioden im D.I. Mendelejew-System, zu dem das chemische Element gehört: Atome von Elementen der ersten Periode haben ein Energieniveau; zweite Periode - zwei; siebte Periode - sieben.

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

wobei $N$ die maximale Anzahl an Elektronen ist; $n$ ist die Stufenzahl oder die Hauptquantenzahl. Folglich: Auf dem ersten Energieniveau, das dem Kern am nächsten liegt, können nicht mehr als zwei Elektronen vorhanden sein; beim zweiten - nicht mehr als 8$; am dritten – nicht mehr als 18 $; am vierten - nicht mehr als 32$. Und wie wiederum sind die Energieniveaus (elektronische Schichten) angeordnet?

Ausgehend vom zweiten Energieniveau $(n = 2)$ ist jedes der Niveaus in Unterniveaus (Unterschichten) unterteilt, die sich in der Bindungsenergie mit dem Kern geringfügig voneinander unterscheiden.

Die Anzahl der Unterebenen entspricht dem Wert der Hauptquantenzahl: die erste Energieebene hat eine Unterebene; der zweite - zwei; dritter - drei; vierter - vier. Unterebenen wiederum werden durch Orbitale gebildet.

Jeder Wert von $n$ entspricht einer Anzahl von Orbitalen, die $n^2$ entspricht. Anhand der in der Tabelle dargestellten Daten kann man den Zusammenhang zwischen der Hauptquantenzahl $n$ und der Anzahl der Unterebenen, der Art und Anzahl der Orbitale sowie der maximalen Anzahl von Elektronen auf der Unterebene und Ebene nachvollziehen.

Hauptquantenzahl, Arten und Anzahl der Orbitale, maximale Elektronenzahl in Unterebenen und Ebenen.

Unterebenen werden üblicherweise durch lateinische Buchstaben sowie die Form der Orbitale, aus denen sie bestehen, bezeichnet: $s, p, d, f$. Also:

• $s$-Unterniveau – das erste Unterniveau jedes Energieniveaus, das dem Atomkern am nächsten liegt, besteht aus einem $s$-Orbital;
• $p$-Unterebene – die zweite Unterebene jedes Energieniveaus, außer der ersten, besteht aus drei $p$-Orbitalen;
• $d$-Unterebene – die dritte Unterebene von jedem, beginnend mit der dritten Energieebene, besteht aus fünf $d$-Orbitalen;
• Das $f$-Unterniveau jedes einzelnen, beginnend mit dem vierten Energieniveau, besteht aus sieben $f$-Orbitalen.

Atomkern

Aber nicht nur Elektronen sind Teil von Atomen. Der Physiker Henri Becquerel entdeckte, dass ein natürliches Mineral, das ein Uransalz enthält, ebenfalls unbekannte Strahlung aussendet und so lichtgeschützte Fotofilme freilegt. Dieses Phänomen wurde genannt Radioaktivität.

Es gibt drei Arten radioaktiver Strahlen:

1. $α$-Strahlen, die aus $α$-Teilchen bestehen, deren Ladung $2$-mal größer ist als die Ladung eines Elektrons, aber ein positives Vorzeichen hat, und eine Masse $4$-mal größer als die Masse eines Wasserstoffatoms;
2. $β$-Strahlen stellen einen Elektronenfluss dar;
3. $γ$-Strahlen - Elektromagnetische Wellen mit vernachlässigbarer Masse, die keine elektrische Ladung trägt.

Folglich hat das Atom eine komplexe Struktur – es besteht aus einem positiv geladenen Kern und Elektronen.

Wie ist das Atom aufgebaut?

Im Jahr 1910 untersuchten Ernest Rutherford und seine Studenten und Kollegen in Cambridge, in der Nähe von London, die Streuung von $α$-Teilchen, die durch eine dünne Schicht wandern Goldfolie und auf den Bildschirm fallen. Die Alphateilchen wichen meist nur um ein Grad von der ursprünglichen Richtung ab, was scheinbar die Gleichmäßigkeit und Homogenität der Eigenschaften der Goldatome bestätigt. Und plötzlich bemerkten die Forscher, dass einige $α$-Teilchen abrupt die Richtung ihrer Bahn änderten, als ob sie auf ein Hindernis stoßen würden.

Durch die Platzierung eines Schirms vor der Folie konnte Rutherford sogar die seltenen Fälle erkennen, in denen von Goldatomen reflektierte $α$-Partikel in die entgegengesetzte Richtung flogen.

Berechnungen zeigten, dass die beobachteten Phänomene auftreten könnten, wenn die gesamte Masse des Atoms und seine gesamte positive Ladung in einem winzigen zentralen Kern konzentriert wären. Wie sich herausstellte, ist der Radius des Kerns 100.000-mal kleiner als der Radius des gesamten Atoms, dem Bereich, in dem sich negativ geladene Elektronen befinden. Wenn wir einen bildlichen Vergleich anwenden, kann das gesamte Volumen eines Atoms mit dem Stadion in Luschniki verglichen werden, und der Kern kann mit einem Fußball verglichen werden, der sich in der Mitte des Spielfelds befindet.

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

Protonen und Neutronen

Es stellt sich heraus, dass der winzige Atomkern, in dem die gesamte Atommasse konzentriert ist, aus Teilchen zweier Arten besteht – Protonen und Neutronen.

Protonen haben eine Ladung, die der Ladung der Elektronen entspricht, aber das entgegengesetzte Vorzeichen $(+1)$ hat, und eine Masse, die der Masse des Wasserstoffatoms entspricht (sie wird in der Chemie als Einheit angenommen). Protonen werden mit dem Zeichen $↙(1)↖(1)p$ (oder $p+$) bezeichnet. Neutronen tragen keine Ladung, sie sind neutral und haben eine Masse, die der Masse eines Protons entspricht, d.h. 1 $. Neutronen werden mit dem Zeichen $↙(0)↖(1)n$ (oder $n^0$) bezeichnet.

Man nennt Protonen und Neutronen zusammen Nukleonen(von lat. Kern- Kern).

Man nennt die Summe der Anzahl der Protonen und Neutronen in einem Atom Massenzahl. Die Massenzahl eines Aluminiumatoms beträgt beispielsweise:

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 wie folgt bezeichnet: $e↖(-)$.

Da das Atom elektrisch neutral ist, ist das auch offensichtlich dass die Anzahl der Protonen und Elektronen in einem Atom gleich ist. Sie entspricht der Ordnungszahl des chemischen Elements, ihm zugeteilt in Periodensystem. Beispielsweise enthält der Kern eines Eisenatoms 26 $ Protonen, und 26 $ Elektronen kreisen um den Kern. Wie bestimmt man die Anzahl der Neutronen?

Die Masse eines Atoms besteht bekanntlich aus der Masse der Protonen und Neutronen. Kenntnis der Seriennummer des Elements $(Z)$, d.h. die Anzahl der Protonen und die Massenzahl $(A)$, gleich der Summe der Anzahlen von Protonen und Neutronen, die Anzahl der Neutronen $(N)$ kann mit der Formel ermittelt werden:

Die Anzahl der Neutronen in einem Eisenatom beträgt beispielsweise:

$56 – 26 = 30$.

Die Tabelle stellt die Haupteigenschaften von Elementarteilchen dar.

Grundlegende Eigenschaften von Elementarteilchen.

Isotope

Sorten von Atomen desselben Elements, die die gleiche Kernladung, aber unterschiedliche Massenzahlen haben, werden Isotope genannt.

Wort Isotop besteht aus zwei Griechische Wörter:Isos- identisch und Topos- Ort bedeutet „einen Platz“ (Zelle) im Periodensystem der Elemente einnehmen.

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.

Normalerweise ist die im Periodensystem angegebene relative Atommasse eines chemischen Elements der Durchschnittswert der Atommassen einer natürlichen Isotopenmischung eines bestimmten Elements unter Berücksichtigung ihrer relativen Häufigkeit in der Natur, also der Atomwerte Massen sind oft gebrochen. Beispielsweise sind natürliche Chloratome eine Mischung aus zwei Isotopen – $35$ (in der Natur kommen sie zu 75%$ vor) und $37$ (in der Natur kommen sie zu 25%$ vor); Daher beträgt die relative Atommasse von Chlor 35,5 $. Chlorisotope werden wie folgt geschrieben:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ und $↖(37)↙(17)(Cl)$

Die chemischen Eigenschaften von Chlorisotopen sind genau die gleichen, ebenso wie die Isotope der meisten chemischen Elemente, zum Beispiel Kalium, Argon:

$↖(39)↙(19)(K)$ und $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ und $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Allerdings variieren die Eigenschaften von Wasserstoffisotopen aufgrund der dramatischen mehrfachen Zunahme ihrer relativen Atommasse stark; ihnen wurden sogar individuelle Namen und chemische Symbole zugewiesen: Protium - $↖(1)↙(1)(H)$; Deuterium - $↖(2)↙(1)(H)$, oder $↖(2)↙(1)(D)$; Tritium - $↖(3)↙(1)(H)$, oder $↖(3)↙(1)(T)$.

Jetzt können wir eine moderne, strengere und wissenschaftlichere Definition eines chemischen Elements geben.

Ein chemisches Element ist eine Ansammlung von Atomen mit derselben Kernladung.

Die Struktur der elektronischen Hüllen der Atome der Elemente der ersten vier Perioden

Betrachten wir die Darstellung elektronischer Konfigurationen von Elementatomen gemäß den Perioden des D.I. Mendelejew-Systems.

Elemente der ersten Periode.

Planen elektronische Struktur Atome zeigen die Verteilung der Elektronen über elektronische Schichten (Energieniveaus).

Elektronische Formeln von Atomen zeigen die Verteilung von Elektronen über Energieniveaus und Unterniveaus.

Grafische elektronische Formeln von Atomen zeigen die Verteilung von Elektronen nicht nur über Ebenen und Unterebenen, sondern auch über Orbitale.

In einem Heliumatom ist die erste Elektronenschicht vollständig – sie enthält $2$ Elektronen.

Wasserstoff und Helium sind $s$-Elemente; das $s$-Orbital dieser Atome ist mit Elektronen gefüllt.

Elemente der zweiten Periode.

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

Im Neonatom ist die zweite Elektronenschicht vollständig – sie enthält $8$-Elektronen.

Elemente der dritten Periode.

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

Die Struktur der elektronischen Hüllen der Atome der Elemente der dritten Periode.

Das Magnesiumatom vervollständigt sein $3,5$-Elektronenorbital. $Na$ und $Mg$ sind $s$-Elemente.

In Aluminium und nachfolgenden Elementen ist die $3d$-Unterebene mit Elektronen gefüllt.

$↙(18)(Ar)$ Argon

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Ein Argonatom hat $8$-Elektronen in seiner äußeren Schicht (dritte Elektronenschicht). Da die äußere Schicht abgeschlossen ist, können sich in der dritten Elektronenschicht insgesamt, wie Sie bereits wissen, 18 Elektronen befinden, was bedeutet, dass die Elemente der dritten Periode unbefüllte $3d$-Orbitale haben.

Alle Elemente von $Al$ bis $Ar$ sind $ð$ -Elemente.

$s-$ und $p$ -Elemente bilden Hauptuntergruppen im Periodensystem.

Elemente der vierten Periode.

Kalium- und Kalziumatome haben eine vierte Elektronenschicht und die $4s$-Unterebene ist gefüllt, weil es hat eine geringere Energie als die $3d$-Unterebene. Um die grafischen elektronischen Formeln der Atome der Elemente der vierten Periode zu vereinfachen:

1. Bezeichnen wir die herkömmliche grafische elektronische Formel von Argon wie folgt: $Ar$;
2. Wir werden keine Unterebenen darstellen, die nicht mit diesen Atomen gefüllt sind.

$K, Ca$ - $s$ -Elemente, in den Hauptuntergruppen enthalten. Für Atome von $Sc$ bis $Zn$ ist die 3D-Unterebene mit Elektronen gefüllt. Dies sind $3d$-Elemente. Sie sind darin enthalten Nebenuntergruppen, Ihre äußere Elektronenschicht ist gefüllt, sie werden klassifiziert als Übergangselemente.

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

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Elementsymbol, Seriennummer, Name	Elektronisches Strukturdiagramm	Elektronische Formel	Grafische elektronische Formel
$↙(19)(K)$ Kalium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalzium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titan		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Chrom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ oder $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Zink		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ oder $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gallium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ oder $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Krypton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ oder $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

Im Zinkatom ist die dritte Elektronenschicht vollständig – alle $3s-, 3p$- und $3d$-Unterebenen sind darin gefüllt, mit insgesamt $18$-Elektronen.

In den auf Zink folgenden Elementen ist die vierte Elektronenschicht, die $4p$-Unterebene, weiterhin gefüllt. Elemente von $Ga$ bis $Kr$ - $ð$ -Elemente.

Die äußere (vierte) Schicht des Kryptonatoms ist vollständig und hat $8$-Elektronen. Aber insgesamt kann es in der vierten Elektronenschicht, wie Sie wissen, $32$-Elektronen geben; Das Kryptonatom hat immer noch unbefüllte $4d-$- und $4f$-Unterebenen.

Für Elemente der fünften Periode werden Unterebenen in der folgenden Reihenfolge ausgefüllt: $5s → 4d → 5p$. Und es gibt auch Ausnahmen im Zusammenhang mit dem „Versagen“ von Elektronen in $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46 ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ erscheint in der sechsten und siebten Periode -Elemente, d.h. Elemente, für die die Unterebenen $4f-$ und $5f$ der dritten äußeren elektronischen Schicht gefüllt sind.

$4f$ -Elemente angerufen Lanthanoide.

$5f$ -Elemente angerufen Aktiniden.

Die Reihenfolge der Füllung elektronischer Unterebenen in Atomen von Elementen der sechsten Periode: $↙(55)Cs$ und $↙(56)Ba$ - $6s$ Elemente; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-Element; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-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 wird, was beispielsweise mit einer größeren Energiestabilität halber und vollständig gefüllter $f$-Unterniveaus verbunden ist, d. h. $nf^7$ und $nf^(14)$.

Je nachdem, welche Unterebene des Atoms zuletzt mit Elektronen gefüllt ist, werden alle Elemente, wie Sie bereits verstanden haben, in vier Elektronenfamilien oder Blöcke unterteilt:

1. $s$ -Elemente; die $s$-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; Zu den $s$-Elementen gehören Wasserstoff, Helium und Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II;
2. $r$ -Elemente; die $p$-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; $p$-Elemente umfassen Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen III–VIII;
3. $d$ -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 interkalarer Jahrzehnte großer Perioden, die zwischen $s-$- und $p-$-Elementen liegen. Sie werden auch genannt Übergangselemente;
4. $f$ -Elemente; Elektronen füllen die $f-$Unterebene der dritten äußeren Ebene des Atoms; Dazu gehören Lanthaniden und Aktiniden.

Elektronische Konfiguration eines Atoms. Grund- und angeregte Zustände von Atomen

Das fand der Schweizer Physiker W. Pauli im Jahr 1925 heraus Ein Atom kann nicht mehr als zwei Elektronen in einem Orbital haben, mit entgegengesetzten (antiparallelen) Rücken (aus dem Englischen übersetzt als Spindel), d. h. Es besitzt Eigenschaften, die man sich üblicherweise als die Drehung eines Elektrons um seine imaginäre Achse im oder gegen den Uhrzeigersinn vorstellen kann. Dieses Prinzip heißt Pauli-Prinzip.

Befindet sich in einem Orbital ein Elektron, wird es aufgerufen ungepaart, wenn zwei, dann das gepaarte Elektronen, d.h. Elektronen mit entgegengesetztem Spin.

Die Abbildung zeigt ein Diagramm zur Aufteilung der Energieniveaus in Unterniveaus.

$s-$ Orbital, wie Sie bereits wissen, hat eine Kugelform. Das Elektron des Wasserstoffatoms $(n = 1)$ befindet sich in diesem Orbital und ist ungepaart. Aus diesem Grund ist es elektronische Formel, oder elektronische Konfiguration wird wie folgt geschrieben: $1s^1$. In elektronischen Formeln wird die Energieniveauzahl durch die Zahl vor dem Buchstaben $(1...)$ angegeben, Lateinischer Buchstabe bezeichnen eine Unterebene (Art des Orbitals), und die rechts über dem Buchstaben geschriebene Zahl (als Exponent) zeigt die Anzahl der Elektronen in der Unterebene an.

Für ein Heliumatom He, das zwei gepaarte Elektronen in einem $s-$orbital hat, lautet diese Formel: $1s^2$. Die Elektronenhülle des Heliumatoms ist vollständig und sehr stabil. Helium ist ein Edelgas. Auf dem zweiten Energieniveau $(n = 2)$ gibt es vier Orbitale, ein $s$ und drei $p$. Elektronen des $s$-Orbitals der zweiten Ebene ($2s$-Orbital) haben eine höhere Energie, weil sind vom Kern weiter entfernt als die Elektronen des $1s$-Orbitals $(n = 2)$. Im Allgemeinen gibt es für jeden Wert von $n$ ein $s-$Orbital, jedoch mit einem entsprechenden Vorrat an Elektronenenergie und daher mit einem entsprechenden Durchmesser, der mit zunehmendem Wert von $n$ wächst s-$Orbital hat, wie Sie bereits wissen, eine Kugelform. Das Elektron des Wasserstoffatoms $(n = 1)$ befindet sich in diesem Orbital und ist ungepaart. Daher wird seine elektronische Formel oder elektronische Konfiguration wie folgt geschrieben: $1s^1$. In elektronischen Formeln wird die Zahl des Energieniveaus durch die Zahl vor dem Buchstaben $(1...)$ angegeben, der lateinische Buchstabe bezeichnet das Unterniveau (Art des Orbitals) und die Zahl rechts darüber steht Der Buchstabe (als Exponent) gibt die Anzahl der Elektronen in der Unterebene an.

Für ein Heliumatom $He$, das zwei gepaarte Elektronen in einem $s-$orbital hat, lautet diese Formel: $1s^2$. Die Elektronenhülle des Heliumatoms ist vollständig und sehr stabil. Helium ist ein Edelgas. Auf dem zweiten Energieniveau $(n = 2)$ gibt es vier Orbitale, ein $s$ und drei $p$. Elektronen von $s-$-Orbitalen der zweiten Ebene ($2s$-Orbitale) haben eine höhere Energie, weil sind vom Kern weiter entfernt als die Elektronen des $1s$-Orbitals $(n = 2)$. Im Allgemeinen gibt es für jeden Wert von $n$ ein $s-$Orbital, jedoch mit einem entsprechenden Vorrat an Elektronenenergie und daher mit einem entsprechenden Durchmesser, der mit zunehmendem Wert von $n$ wächst.

$p-$ Orbital hat die Form einer Hantel oder einer voluminösen Acht. Alle drei $p$-Orbitale stehen im Atom senkrecht zueinander entlang der durch den Atomkern gezogenen Raumkoordinaten. Es sei noch einmal betont, dass jedes Energieniveau (elektronische Schicht), beginnend mit $n= 2$, drei $p$-Orbitale besitzt. Wenn der Wert von $n$ zunimmt, besetzen Elektronen $p$-Orbitale, die sich in großer Entfernung vom Kern befinden und entlang der $x-, y-, z$-Achsen ausgerichtet sind.

Für Elemente der zweiten Periode $(n = 2)$ wird zunächst ein $s$-Orbital gefüllt, dann drei $p$-Orbitale; elektronische Formel $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Das Elektron $2s^1$ ist schwächer an den Atomkern gebunden, sodass das Lithiumatom es leicht abgeben kann (wie Sie sich sicher erinnern, nennt man diesen Vorgang Oxidation) und sich in ein Lithiumion $Li^+$ verwandelt .

Im Beryllium-Be-Atom befindet sich das vierte Elektron ebenfalls im $2s$-Orbital: $1s^(2)2s^(2)$. Die beiden äußeren Elektronen des Berylliumatoms werden leicht abgetrennt – $B^0$ wird zum Kation $Be^(2+)$ oxidiert.

Im Boratom besetzt das fünfte Elektron das $2p$-Orbital: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Als nächstes werden die $C-, N-, O-, F$-Atome mit $2p$-Orbitalen gefüllt, was mit dem Edelgas Neon endet: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Für Elemente der dritten Periode sind die Orbitale $3s-$ und $3p$ gefüllt. Fünf $d$-Orbitale der dritten Ebene bleiben frei:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Manchmal wird in Diagrammen, die die Verteilung von Elektronen in Atomen darstellen, nur die Anzahl der Elektronen auf jedem Energieniveau angegeben, d. h. Schreiben Sie abgekürzte elektronische Formeln von Atomen chemischer Elemente im Gegensatz zu den oben angegebenen vollständigen elektronischen Formeln, zum Beispiel:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

Für Elemente großer Perioden (vierte und fünfte) besetzen die ersten beiden Elektronen $4s-$- bzw. $5s$-Orbitale: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Beginnend mit dem dritten Element jeder Hauptperiode wandern die nächsten zehn Elektronen zu den vorherigen $3d-$- bzw. $4d-$-Orbitalen (für Elemente von Seitenuntergruppen): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Wenn die vorherige $d$-Unterebene gefüllt ist, beginnt in der Regel die äußere ($4ð-$ bzw. $5ð-$) $ð-$-Unterebene zu füllen: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Bei Elementen großer Perioden – der sechsten und unvollständigen siebten – werden elektronische Ebenen und Unterebenen in der Regel wie folgt mit Elektronen gefüllt: Die ersten beiden Elektronen treten in die äußere $s-$Unterebene ein: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; das nächste Elektron (für $La$ und $Ca$) zur vorherigen $d$-Unterebene: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ und $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Dann wandern die nächsten $14$-Elektronen auf das dritte äußere Energieniveau, zu den $4f$- und $5f$-Orbitalen der Lanthanoiden bzw. Actiniden: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Dann beginnt sich das zweite äußere Energieniveau ($d$-Unterniveau) der Elemente der Nebenuntergruppen wieder aufzubauen: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. Und schließlich wird das $p$-Unterniveau erst dann wieder gefüllt, wenn das $d$-Unterniveau vollständig mit zehn Elektronen gefüllt ist: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Sehr oft wird der Aufbau der elektronischen Hüllen von Atomen mithilfe von Energie- oder Quantenzellen – den sogenannten – dargestellt grafische elektronische Formeln. 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, wonach es in einer Zelle (Orbital) nicht mehr als zwei Elektronen geben darf, jedoch mit antiparallelen Spins, 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.