Tulong sa Tele2, mga taripa, mga tanong

Komposisyon ng atom.

Ang isang atom ay binubuo ng atomic nucleus At shell ng elektron.

Ang nucleus ng isang atom ay binubuo ng mga proton ( p+) at mga neutron ( n 0). Karamihan sa mga atomo ng hydrogen ay may nucleus na binubuo ng isang proton.

Bilang ng mga proton N(p+) ay katumbas ng nuclear charge ( Z) at ang ordinal na bilang ng elemento sa natural na serye ng mga elemento (at sa periodic table ng mga elemento).

N(p +) = Z

Kabuuan ng mga neutron N(n 0), na tinutukoy lamang ng titik N, at bilang ng mga proton Z tinawag Pangkalahatang numero at itinalaga ng liham A.

A = Z + N

Ang electron shell ng isang atom ay binubuo ng mga electron na gumagalaw sa paligid ng nucleus ( e -).

Bilang ng mga electron N(e-) sa electron shell ng isang neutral na atom ay katumbas ng bilang ng mga proton Z sa kaibuturan nito.

Ang masa ng isang proton ay humigit-kumulang katumbas ng masa ng isang neutron at 1840 beses ang masa ng isang elektron, kaya ang masa ng isang atom ay halos katumbas ng masa ng nucleus.

Ang hugis ng atom ay spherical. Ang radius ng nucleus ay humigit-kumulang 100,000 beses na mas maliit kaysa sa radius ng atom.

Elemento ng kemikal- uri ng mga atomo (koleksiyon ng mga atomo) na may parehong nuclear charge (na may parehong bilang ng mga proton sa nucleus).

Isotope- isang koleksyon ng mga atomo ng parehong elemento na may parehong bilang ng mga neutron sa nucleus (o isang uri ng atom na may parehong bilang ng mga proton at parehong bilang ng mga neutron sa nucleus).

Ang iba't ibang isotopes ay naiiba sa bawat isa sa bilang ng mga neutron sa nuclei ng kanilang mga atomo.

Pagtatalaga ng isang indibidwal na atom o isotope: (E - simbolo ng elemento), halimbawa: .

Istraktura ng electron shell ng isang atom

Atomic orbital- estado ng isang elektron sa isang atom. Ang simbolo para sa orbital ay . Ang bawat orbital ay may katumbas na electron cloud.

Ang mga orbital ng mga tunay na atomo sa lupa (hindi nasasabik) ay may apat na uri: s, p, d At f.

Electronic na ulap- ang bahagi ng espasyo kung saan matatagpuan ang isang electron na may posibilidad na 90 (o higit pa) na porsyento.

Tandaan: minsan ang mga konsepto ng "atomic orbital" at "electron cloud" ay hindi nakikilala, na tinatawag na parehong "atomic orbital".

Ang electron shell ng isang atom ay layered. Electronic na layer nabuo ng mga ulap ng elektron na may parehong laki. Ang mga orbital ng isang layer ay nabuo antas ng electronic ("enerhiya"), ang kanilang mga enerhiya ay pareho para sa hydrogen atom, ngunit naiiba para sa iba pang mga atom.

Ang mga orbital ng parehong uri ay pinagsama-sama sa elektroniko (enerhiya) mga sublevel:
s-sublevel (binubuo ng isa s-orbital), simbolo - .
p-sublevel (binubuo ng tatlo p
d-sublevel (binubuo ng lima d-orbital), simbolo - .
f-sublevel (binubuo ng pito f-orbital), simbolo - .

Ang mga enerhiya ng mga orbital ng parehong sublevel ay pareho.

Kapag nagtatalaga ng mga sublevel, ang bilang ng layer (electronic level) ay idinaragdag sa sublevel na simbolo, halimbawa: 2 s, 3p, 5d ibig sabihin s-sublevel ng ikalawang antas, p-sublevel ng ikatlong antas, d-sublevel ng ikalimang antas.

Ang kabuuang bilang ng mga sublevel sa isang level ay katumbas ng level number n. Ang kabuuang bilang ng mga orbital sa isang antas ay katumbas ng n 2. Alinsunod dito, ang kabuuang bilang ng mga ulap sa isang layer ay katumbas din ng n 2 .

Mga pagtatalaga: - libreng orbital (walang mga electron), - orbital na may hindi magkapares na elektron, - orbital na may pares ng elektron (na may dalawang electron).

Ang pagkakasunud-sunod kung saan pinupunan ng mga electron ang mga orbital ng isang atom ay tinutukoy ng tatlong batas ng kalikasan (ang mga pormulasyon ay ibinibigay sa pinasimpleng termino):

1. Ang prinsipyo ng hindi bababa sa enerhiya - pinupuno ng mga electron ang mga orbital sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng enerhiya ng mga orbital.

2. Ang prinsipyo ng Pauli - hindi maaaring magkaroon ng higit sa dalawang electron sa isang orbital.

3. Hund's rule - sa loob ng isang sublevel, unang pinupunan ng mga electron ang mga walang laman na orbital (isa-isa), at pagkatapos lamang nito ay bumubuo sila ng mga pares ng elektron.

Ang kabuuang bilang ng mga electron sa electronic level (o electron layer) ay 2 n 2 .

Ang pamamahagi ng mga sublevel ayon sa enerhiya ay ipinahayag bilang mga sumusunod (sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng enerhiya):

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

Ang pagkakasunud-sunod na ito ay malinaw na ipinahayag ng isang diagram ng enerhiya:

Ang distribusyon ng mga electron ng atom sa mga antas, sublevel, at orbital (electronic configuration ng atom) ay maaaring ilarawan bilang electron formula, energy diagram, o, mas simple, bilang diagram ng electron layers ("electron diagram").

Mga halimbawa elektronikong istraktura mga atomo:

Valence electron- mga electron ng isang atom na maaaring makilahok sa pagbuo ng mga bono ng kemikal. Para sa anumang atom, ito ang lahat ng mga panlabas na electron kasama ang mga pre-outer electron na ang enerhiya ay mas malaki kaysa sa mga panlabas. Halimbawa: ang Ca atom ay may 4 na panlabas na electron s 2, sila rin ay valence; ang Fe atom ay may 4 na panlabas na electron s 2 pero meron siyang 3 d 6, samakatuwid ang iron atom ay may 8 valence electron. Ang Valence electronic formula ng calcium atom ay 4 s 2, at mga iron atoms - 4 s 2 3d 6 .

Periodic table mga elemento ng kemikal D. I. Mendeleev
(natural na sistema ng mga elemento ng kemikal)

Pana-panahong batas ng mga elemento ng kemikal(modernong pagbabalangkas): mga katangian ng mga elemento ng kemikal, pati na rin ang simple at kumplikadong mga sangkap, na nabuo sa kanila, ay pana-panahong nakadepende sa halaga ng singil mula sa atomic nuclei.

Periodic table- graphic na pagpapahayag ng pana-panahong batas.

Likas na serye ng mga elemento ng kemikal- isang serye ng mga elemento ng kemikal na nakaayos ayon sa pagtaas ng bilang ng mga proton sa nuclei ng kanilang mga atomo, o, kung ano ang pareho, ayon sa pagtaas ng mga singil ng nuclei ng mga atomo na ito. Ang atomic number ng isang elemento sa seryeng ito ay katumbas ng bilang ng mga proton sa nucleus ng anumang atom ng elementong ito.

Ang talahanayan ng mga elemento ng kemikal ay binuo sa pamamagitan ng "pagputol" ng natural na serye ng mga elemento ng kemikal mga panahon(mga pahalang na hilera ng talahanayan) at mga pagpapangkat (mga patayong haligi ng talahanayan) ng mga elemento na may katulad na elektronikong istruktura ng mga atom.

Depende sa paraan ng pagsasama-sama mo ng mga elemento sa mga grupo, ang talahanayan ay maaaring mahabang panahon(Ang mga elemento na may parehong bilang at uri ng mga valence electron ay kinokolekta sa mga grupo) at maikling panahon(Ang mga elemento na may parehong bilang ng mga valence electron ay kinokolekta sa mga grupo).

Ang mga pangkat ng talahanayan ng maikling panahon ay nahahati sa mga subgroup ( pangunahing At gilid), kasabay ng mga grupo ng long-period table.

Ang lahat ng mga atomo ng mga elemento ng parehong panahon ay may parehong bilang ng mga layer ng elektron, katumbas ng bilang ng panahon.

Bilang ng mga elemento sa mga yugto: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Karamihan sa mga elemento ng ikawalong yugto ay nakuha sa artipisyal na paraan, ang mga huling elemento ng panahong ito ay hindi pa na-synthesize. Ang lahat ng mga panahon maliban sa una ay nagsisimula sa isang alkali metal-forming element (Li, Na, K, atbp.) at nagtatapos sa isang noble gas-forming element (He, Ne, Ar, Kr, atbp.).

Sa talahanayan ng maikling panahon ay mayroong walong grupo, ang bawat isa ay nahahati sa dalawang subgroup (pangunahin at pangalawa), sa talahanayan ng mahabang panahon mayroong labing-anim na grupo, na binibilang sa mga numerong Romano na may mga titik A o B, para sa halimbawa: IA, IIIB, VIA, VIIB. Ang Group IA ng long-period table ay tumutugma sa pangunahing subgroup ng unang grupo ng short-period table; pangkat VIIB - pangalawang subgroup ng ikapitong pangkat: ang natitira - pareho.

Ang mga katangian ng mga elemento ng kemikal ay natural na nagbabago sa mga grupo at panahon.

Sa mga panahon (na may pagtaas ng serial number)

• tumataas ang nuclear charge
• ang bilang ng mga panlabas na electron ay tumataas,
• bumababa ang radius ng mga atomo,
• ang lakas ng bono sa pagitan ng mga electron at ng nucleus ay tumataas (enerhiya ng ionization),
• pagtaas ng electronegativity,
• Ang mga katangian ng oxidizing ay pinahusay mga simpleng sangkap("di-metal"),
• ang pagbabawas ng mga katangian ng mga simpleng sangkap ay humina ("metallicity"),
• nagpapahina sa pangunahing katangian ng hydroxides at kaukulang mga oxide,
• ang acidic na katangian ng hydroxides at kaukulang mga oxide ay tumataas.

Sa mga pangkat (na may tumataas na serial number)

• tumataas ang nuclear charge
• ang radius ng mga atom ay tumataas (lamang sa A-groups),
• bumababa ang lakas ng bono sa pagitan ng mga electron at nucleus (enerhiya ng ionization; sa mga A-group lamang),
• bumababa ang electronegativity (sa mga A-group lamang),
• ang mga katangian ng oxidizing ng mga simpleng sangkap ay humina ("non-metallicity"; lamang sa A-groups),
• ang pagbabawas ng mga katangian ng mga simpleng sangkap ay pinahusay ("metallicity"; lamang sa A-groups),
• ang pangunahing katangian ng hydroxides at kaukulang mga oxide ay tumataas (lamang sa A-groups),
• nagpapahina sa acidic na katangian ng hydroxides at kaukulang mga oxide (lamang sa A-groups),
• bumababa ang katatagan ng mga compound ng hydrogen (tumataas ang aktibidad ng pagbabawas nito; sa mga A-group lamang).

Mga gawain at pagsusulit sa paksang "Paksa 9. "Istruktura ng atom. Pana-panahong batas at pana-panahong sistema ng mga elemento ng kemikal ni D. I. Mendeleev (PSHE) "."

• Pana-panahong batas - Pana-panahong batas at istruktura ng mga atomo grade 8–9
  Dapat mong malaman: ang mga batas ng pagpuno ng mga orbital ng mga electron (ang prinsipyo ng hindi bababa sa enerhiya, ang prinsipyo ng Pauli, panuntunan ni Hund), ang istraktura periodic table mga elemento.

  Dapat mong: matukoy ang komposisyon ng isang atom sa pamamagitan ng posisyon ng elemento sa periodic table, at, sa kabaligtaran, maghanap ng elemento sa periodic system, alam ang komposisyon nito; ilarawan ang structure diagram, electronic configuration ng isang atom, ion, at, sa kabaligtaran, matukoy ang posisyon ng isang kemikal na elemento sa PSCE mula sa diagram at electronic configuration; kilalanin ang elemento at ang mga sangkap na nabubuo nito ayon sa posisyon nito sa PSCE; matukoy ang mga pagbabago sa radius ng mga atomo, mga katangian ng mga elemento ng kemikal at ang mga sangkap na nabuo sa loob ng isang panahon at isang pangunahing subgroup ng periodic system.

  Halimbawa 1. Tukuyin ang bilang ng mga orbital sa ikatlong antas ng elektron. Ano ang mga orbital na ito?
  Upang matukoy ang bilang ng mga orbital, ginagamit namin ang formula N orbital = n 2 kung saan n- numero ng antas. N orbital = 3 2 = 9. Isa 3 s-, tatlo 3 p- at lima 3 d-mga orbital.

  Halimbawa 2. Tukuyin kung aling atom ng elemento ang may electronic formula 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Upang matukoy kung anong elemento ito, kailangan mong malaman ang atomic number nito, na katumbas ng kabuuang bilang ng mga electron ng atom. Sa kasong ito: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ito ay aluminyo.

  Matapos matiyak na ang lahat ng kailangan mo ay natutunan, magpatuloy sa pagkumpleto ng mga gawain. Hangad namin ang tagumpay mo.

  
  Inirerekomendang pagbabasa:
  • O. S. Gabrielyan at iba pa. Chemistry 11th grade. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kimika ika-11 baitang. M., Edukasyon, 2001.

Mga electron

Ang konsepto ng atom ay lumitaw sa sinaunang mundo upang italaga ang mga particle ng bagay. Isinalin mula sa Griyego, ang atom ay nangangahulugang "hindi mahahati."

Ang Irish physicist na si Stoney, batay sa mga eksperimento, ay dumating sa konklusyon na ang kuryente ay inililipat maliliit na particle, na umiiral sa mga atomo ng lahat ng elemento ng kemikal. Noong 1891, iminungkahi ni Stoney na tawagan ang mga particle na ito ng mga electron, na nangangahulugang "amber" sa Greek. Ilang taon matapos makuha ng electron ang pangalan nito, pinatunayan ng English physicist na si Joseph Thomson at ng French physicist na si Jean Perrin na ang mga electron ay may negatibong singil. Ito ang pinakamaliit na negatibong singil, na sa kimika ay kinuha bilang isa (-1). Nagawa pa ni Thomson na matukoy ang bilis ng electron (ang bilis ng electron sa orbit ay inversely proportional sa orbit number n. Ang radii ng mga orbit ay tumataas sa proporsyon sa square ng orbit number. Sa unang orbit ng hydrogen atom (n=1; Z=1) ang bilis ay ≈ 2.2·106 m/s, iyon ay, halos isang daang beses na mas mababa kaysa sa bilis ng liwanag c = 3·108 m/s) at ang masa ng electron (ito ay halos 2000 beses na mas mababa kaysa sa masa ng hydrogen atom).

Ang estado ng mga electron sa isang atom

Ang estado ng isang elektron sa isang atom ay nauunawaan bilang isang set ng impormasyon tungkol sa enerhiya ng isang partikular na electron at ang espasyo kung saan ito matatagpuan. Ang isang elektron sa isang atom ay walang trajectory ng paggalaw, ibig sabihin, maaari lamang nating pag-usapan ang posibilidad na mahanap ito sa espasyo sa paligid ng nucleus.

Maaari itong matatagpuan sa anumang bahagi ng puwang na ito na nakapalibot sa nucleus, at ang kabuuan ng iba't ibang mga posisyon nito ay itinuturing na isang electron cloud na may tiyak na negatibong density ng singil. Sa makasagisag na paraan, maaari itong isipin sa ganitong paraan: kung posible na kunan ng larawan ang posisyon ng isang electron sa isang atom pagkatapos ng daan-daang o milyon-milyong mga segundo, tulad ng sa isang photo finish, kung gayon ang elektron sa naturang mga litrato ay ire-representa bilang mga tuldok. Kung ang hindi mabilang na mga larawang ito ay ipapatong, ang larawan ay magiging isang electron cloud na may pinakamalaking density kung saan magkakaroon ng karamihan sa mga puntong ito.

Ang espasyo sa paligid ng atomic nucleus kung saan ang isang electron ay malamang na matagpuan ay tinatawag na isang orbital. Naglalaman ito ng humigit-kumulang 90% electronic cloud, at nangangahulugan ito na halos 90% ng oras na ang elektron ay nasa bahaging ito ng espasyo. Sila ay nakikilala sa pamamagitan ng hugis 4 na kasalukuyang kilalang uri ng mga orbital, na itinalaga ng Latin titik s, p, d at f. Graphic na larawan Ang ilang mga anyo ng mga electron orbital ay ipinapakita sa figure.

Ang pinakamahalagang katangian ng paggalaw ng isang electron sa isang tiyak na orbital ay enerhiya ng koneksyon nito sa nucleus. Ang mga electron na may katulad na mga halaga ng enerhiya ay bumubuo ng isang solong layer ng elektron, o antas ng enerhiya. Ang mga antas ng enerhiya ay binibilang simula sa nucleus - 1, 2, 3, 4, 5, 6 at 7.

Ang integer n, na nagpapahiwatig ng bilang ng antas ng enerhiya, ay tinatawag na pangunahing quantum number. Ito ay nagpapakilala sa enerhiya ng mga electron na sumasakop sa isang naibigay na antas ng enerhiya. Ang mga electron ng unang antas ng enerhiya, na pinakamalapit sa nucleus, ay may pinakamababang enerhiya. Kung ikukumpara sa mga electron ng unang antas, ang mga electron ng kasunod na mga antas ay mailalarawan sa pamamagitan ng isang malaking supply ng enerhiya. Dahil dito, ang mga electron ng panlabas na antas ay hindi bababa sa mahigpit na nakagapos sa atomic nucleus.

Ang pinakamalaking bilang ng mga electron sa isang antas ng enerhiya ay tinutukoy ng formula:

N = 2n 2 ,

kung saan ang N ay ang pinakamataas na bilang ng mga electron; n ay ang antas ng numero, o ang pangunahing quantum number. Dahil dito, sa unang antas ng enerhiya na pinakamalapit sa nucleus ay maaaring hindi hihigit sa dalawang electron; sa pangalawa - hindi hihigit sa 8; sa pangatlo - hindi hihigit sa 18; sa ikaapat - hindi hihigit sa 32.

Simula sa pangalawang antas ng enerhiya (n = 2), ang bawat isa sa mga antas ay nahahati sa mga sublevel (sublayer), bahagyang naiiba sa bawat isa sa nagbubuklod na enerhiya sa nucleus. Ang bilang ng mga sublevel ay katumbas ng halaga ng pangunahing quantum number: ang unang antas ng enerhiya ay may isang sublevel; ang pangalawa - dalawa; pangatlo - tatlo; ikaapat - apat na sublevel. Ang mga sublevel, naman, ay nabuo ng mga orbital. Ang bawat halagan ay tumutugma sa bilang ng mga orbital na katumbas ng n.

Ang mga sublevel ay karaniwang itinalaga may mga letrang Latin, pati na rin ang hugis ng mga orbital kung saan sila ay binubuo: s, p, d, f.

Mga Proton at Neutron

Ang isang atom ng anumang elemento ng kemikal ay maihahambing sa isang maliit solar system. Samakatuwid, ang modelong ito ng atom, na iminungkahi ni E. Rutherford, ay tinatawag planetaryo.

Ang atomic nucleus, kung saan ang buong masa ng atom ay puro, ay binubuo ng mga particle ng dalawang uri - mga proton at neutron.

Ang mga proton ay may singil na katumbas ng singil ng mga electron, ngunit kabaligtaran sa sign (+1), at isang masa na katumbas ng masa ng isang hydrogen atom (ito ay kinuha bilang isa sa kimika). Ang mga neutron ay walang singil, sila ay neutral at may mass na katumbas ng masa ng isang proton.

Ang mga proton at neutron na magkasama ay tinatawag na mga nucleon (mula sa Latin na nucleus - nucleus). Ang kabuuan ng bilang ng mga proton at neutron sa isang atom ay tinatawag na mass number. Halimbawa, ang mass number ng isang aluminum atom ay:

13 + 14 = 27

bilang ng mga proton 13, bilang ng mga neutron 14, bilang ng masa 27

Dahil ang masa ng elektron, na kung saan ay hindi gaanong maliit, ay maaaring mapabayaan, ito ay malinaw na ang buong masa ng atom ay puro sa nucleus. Ang mga electron ay itinalagang e - .

Mula noong atom neutral sa kuryente, kung gayon ay malinaw din na ang bilang ng mga proton at electron sa isang atom ay pareho. Ito ay katumbas ng serial number ng elementong kemikal na nakatalaga dito sa Periodic Table. Ang masa ng isang atom ay binubuo ng masa ng mga proton at neutron. Ang pag-alam sa atomic number ng elemento (Z), i.e. ang bilang ng mga proton, at ang mass number (A), na katumbas ng kabuuan ng mga bilang ng mga proton at neutron, maaari mong mahanap ang bilang ng mga neutron (N) gamit ang formula :

N = A - Z

Halimbawa, ang bilang ng mga neutron sa isang iron atom ay:

56 — 26 = 30

Isotopes

Ang mga uri ng mga atomo ng parehong elemento na may parehong nuclear charge ngunit iba't ibang mass number ang tinatawag isotopes. Ang mga elemento ng kemikal na matatagpuan sa kalikasan ay pinaghalong isotopes. Kaya, ang carbon ay may tatlong isotopes na may masa 12, 13, 14; oxygen - tatlong isotopes na may masa na 16, 17, 18, atbp. Ang relatibong atomic na masa ng isang elemento ng kemikal na karaniwang ibinibigay sa Periodic Table ay ang average na halaga ng mga atomic na masa ng isang natural na pinaghalong isotopes ng isang partikular na elemento, na isinasaalang-alang ang kanilang relatibong kasaganaan sa kalikasan. Mga katangian ng kemikal Ang mga isotopes ng karamihan sa mga elemento ng kemikal ay eksaktong pareho. Gayunpaman, ang hydrogen isotopes ay lubhang nag-iiba sa mga katangian dahil sa napakalaking pagtaas ng maramihang sa kanilang kamag-anak na atomic na masa; binibigyan pa sila ng mga indibidwal na pangalan at mga simbolo ng kemikal.

Mga elemento ng unang yugto

Diagram ng elektronikong istraktura ng hydrogen atom:

Ang mga diagram ng elektronikong istraktura ng mga atom ay nagpapakita ng pamamahagi ng mga electron sa mga elektronikong layer (mga antas ng enerhiya).

Graphic electronic formula ng hydrogen atom (ipinapakita ang pamamahagi ng mga electron ayon sa mga antas ng enerhiya at mga sublevel):

Graphic mga elektronikong formula Ang mga atomo ay nagpapakita ng pamamahagi ng mga electron hindi lamang sa mga antas at sublevel, kundi pati na rin sa mga orbital.

Sa isang helium atom, ang unang layer ng elektron ay kumpleto - mayroon itong 2 electron. Ang hydrogen at helium ay mga s-elemento; Ang s-orbital ng mga atomo na ito ay puno ng mga electron.

Para sa lahat ng elemento ng ikalawang yugto ang unang electronic layer ay napuno, at pinupunan ng mga electron ang s- at p-orbitals ng pangalawang layer ng electron alinsunod sa prinsipyo ng hindi bababa sa enerhiya (una s at pagkatapos p) at ang mga panuntunan ng Pauli at Hund.

Sa neon atom, ang pangalawang layer ng elektron ay kumpleto - mayroon itong 8 mga electron.

Para sa mga atomo ng mga elemento ng ikatlong yugto, ang una at pangalawang mga elektronikong layer ay nakumpleto, kaya ang ikatlong elektronikong layer ay napuno, kung saan ang mga electron ay maaaring sakupin ang 3s-, 3p- at 3d-sublevels.

Kinukumpleto ng magnesium atom ang 3s electron orbital nito. Ang Na at Mg ay mga s-elemento.

Sa aluminyo at kasunod na mga elemento, ang 3p sublevel ay puno ng mga electron.

Ang mga elemento ng ikatlong yugto ay may hindi napunong mga 3d na orbital.

Ang lahat ng mga elemento mula Al hanggang Ar ay mga p-elemento. Ang s- at p-element ay bumubuo sa mga pangunahing subgroup sa Periodic Table.

Mga elemento ng ikaapat - ikapitong panahon

Lumilitaw ang ikaapat na layer ng electron sa potassium at calcium atoms, at ang 4s sublevel ay napuno, dahil mas mababa ang enerhiya nito kaysa sa 3d sublevel.

K, Ca - s-elemento na kasama sa mga pangunahing subgroup. Para sa mga atomo mula Sc hanggang Zn, ang 3d sublevel ay puno ng mga electron. Ito ay mga 3d na elemento. Ang mga ito ay kasama sa mga pangalawang subgroup, ang kanilang pinakalabas na elektronikong layer ay napuno, at sila ay inuri bilang mga elemento ng paglipat.

Bigyang-pansin ang istraktura ng mga electronic shell ng chromium at copper atoms. Sa kanila, ang isang elektron ay "nabibigo" mula sa 4s hanggang sa 3d sublevel, na ipinaliwanag ng higit na katatagan ng enerhiya ng mga nagresultang elektronikong pagsasaayos 3d 5 at 3d 10:

Sa zinc atom, ang ikatlong layer ng elektron ay kumpleto - lahat ng mga sublevel na 3s, 3p at 3d ay napuno dito, na may kabuuang 18 mga electron. Sa mga elementong sumusunod sa zinc, ang ikaapat na layer ng elektron, ang 4p sublevel, ay patuloy na pinupuno.

Ang mga elemento mula Ga hanggang Kr ay mga p-elemento.

Ang krypton atom ay may panlabas na layer (ikaapat) na kumpleto at may 8 electron. Ngunit maaaring mayroong kabuuang 32 electron sa ikaapat na layer ng elektron; ang krypton atom ay mayroon pa ring hindi napupunan na mga sublevel na 4d at 4f. Para sa mga elemento ng ikalimang yugto, ang mga sublevel ay pinupunan sa sumusunod na pagkakasunud-sunod: 5s - 4d - 5p. At mayroon ding mga pagbubukod na nauugnay sa " kabiguan» mga electron, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Sa ikaanim at ikapitong yugto, lumilitaw ang mga f-element, ibig sabihin, mga elemento kung saan pinupunan ang 4f- at 5f-sublevel ng ikatlong labas ng electronic layer, ayon sa pagkakabanggit.

Ang mga elemento ng 4f ay tinatawag na lanthanides.

Ang mga elemento ng 5f ay tinatawag na actinides.

Ang pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga elektronikong sublevel sa mga atomo ng mga elemento ng ikaanim na panahon: 55 Cs at 56 Ba - 6s na elemento; 57 La … 6s 2 5d x - 5d na elemento; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemento; 72 Hf - 80 Hg - 5d na elemento; 81 T1 - 86 Rn - 6d na elemento. Ngunit narito rin, may mga elemento kung saan ang pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga elektronikong orbital ay "lumabag," na, halimbawa, ay nauugnay sa higit na katatagan ng enerhiya ng kalahati at ganap na napuno na mga f-sublevel, i.e. nf 7 at nf 14. Depende sa kung aling sublevel ng atom ang huling napuno ng mga electron, ang lahat ng elemento ay nahahati sa apat na pamilya ng elektron, o mga bloke:

• s-mga elemento. Ang s-sublevel ng panlabas na antas ng atom ay puno ng mga electron; Ang mga s-element ay kinabibilangan ng hydrogen, helium at mga elemento ng pangunahing subgroup ng mga pangkat I at II.

• mga p-elemento. Ang p-sublevel ng panlabas na antas ng atom ay puno ng mga electron; Ang mga p-elemento ay kinabibilangan ng mga elemento ng pangunahing subgroup ng mga pangkat III-VIII.

• d-elemento. Ang d-sublevel ng pre-external na antas ng atom ay puno ng mga electron; Kasama sa mga d-element ang mga elemento ng pangalawang subgroup ng mga pangkat I-VIII, ibig sabihin, mga elemento ng plug-in na mga dekada ng malalaking yugto na matatagpuan sa pagitan ng s- at p-element. Tinatawag din silang mga elemento ng paglipat.

• f-elemento. Ang f-sublevel ng ikatlong panlabas na antas ng atom ay puno ng mga electron; kabilang dito ang lanthanides at antinoids.

Ang Swiss physicist na si W. Pauli noong 1925 ay itinatag na sa isang atom sa isang orbital ay hindi maaaring magkaroon ng higit sa dalawang electron na may magkasalungat (antiparallel) na mga spins (isinalin mula sa Ingles bilang "spindle"), ibig sabihin, pagkakaroon ng mga katangian na maaaring maisip ng kondisyon. bilang pag-ikot ng isang electron sa paligid ng haka-haka na axis nito: clockwise o counterclockwise.

Ang prinsipyong ito ay tinatawag Prinsipyo ni Pauli. Kung mayroong isang electron sa orbital, kung gayon ito ay tinatawag na hindi ipinares; kung mayroong dalawa, kung gayon ang mga ito ay ipinares na mga electron, i.e. mga electron na may magkasalungat na mga spin. Ang figure ay nagpapakita ng isang diagram ng paghahati ng mga antas ng enerhiya sa mga sublevel at ang pagkakasunud-sunod kung saan sila napuno.

Kadalasan, ang istraktura ng mga elektronikong shell ng mga atom ay inilalarawan gamit ang enerhiya o mga quantum cell - ang mga tinatawag na graphical electronic formula ay nakasulat. Para sa notasyong ito, ginagamit ang sumusunod na notasyon: ang bawat quantum cell ay itinalaga ng isang cell na tumutugma sa isang orbital; Ang bawat elektron ay ipinahiwatig ng isang arrow na tumutugma sa direksyon ng pag-ikot. Kapag nagsusulat ng isang graphical na electronic formula, dapat mong tandaan ang dalawang panuntunan: Ang prinsipyo ni Pauli at ang panuntunan ni F. Hund, ayon sa kung saan ang mga electron ay sumasakop sa mga libreng cell muna nang paisa-isa at sa parehong oras ay mayroon parehong halaga pabalik, at pagkatapos lamang mag-asawa, ngunit ang mga likuran, ayon sa prinsipyo ng Pauli, ay nasa magkasalungat na direksyon.

Ang panuntunan ni Hund at ang prinsipyo ni Pauli

Pamumuno ni Hund- isang panuntunan ng quantum chemistry na tumutukoy sa pagkakasunud-sunod ng pagpuno sa mga orbital ng isang partikular na sublayer at nabalangkas tulad ng sumusunod: ang kabuuang halaga ng spin quantum number ng mga electron ng isang sublayer ay dapat na maximum. Binuo ni Friedrich Hund noong 1925.

Nangangahulugan ito na sa bawat isa sa mga orbital ng sublayer, isang electron ang unang napupunan, at pagkatapos lamang maubos ang mga hindi napunong orbital, isang pangalawang elektron ang idinagdag sa orbital na ito. Sa kasong ito, ang isang orbital ay naglalaman ng dalawang electron na may half-integer spins kabaligtaran ng tanda, kung aling mga pares (bumubuo ng dalawang-elektron na ulap) at, bilang isang resulta, ang kabuuang pag-ikot ng orbital ay magiging katumbas ng zero.

Isa pang salita: Mas mababa sa enerhiya ang nasa atomic term kung saan nasiyahan ang dalawang kundisyon.

1. Ang multiplicity ay maximum
2. Kapag nag-tutugma ang multiplicity, ang kabuuang orbital momentum L ay maximum.

Suriin natin ang panuntunang ito gamit ang halimbawa ng pagpuno ng mga p-sublevel na orbital p-mga elemento ng ikalawang yugto (iyon ay, mula sa boron hanggang neon (sa diagram sa ibaba, ang mga pahalang na linya ay nagpapahiwatig ng mga orbital, ang mga patayong arrow ay nagpapahiwatig ng mga electron, at ang direksyon ng arrow ay nagpapahiwatig ng oryentasyon ng pag-ikot).

Ang panuntunan ni Klechkovsky

Ang panuntunan ni Klechkovsky - habang ang kabuuang bilang ng mga electron sa mga atomo ay tumataas (na may pagtaas sa mga singil ng kanilang nuclei, o ang mga serial number ng mga elemento ng kemikal), ang mga atomic orbital ay napupuno sa paraang ang hitsura ng mga electron sa isang orbital na may mas mataas na enerhiya ay nakasalalay lamang sa pangunahing quantum number n at hindi nakadepende sa lahat ng iba pang quantum numbers na numero, kabilang ang mula sa l. Sa pisikal, nangangahulugan ito na sa isang atom na tulad ng hydrogen (sa kawalan ng interelectron repulsion), ang orbital energy ng isang electron ay tinutukoy lamang ng spatial na distansya ng density ng electron charge mula sa nucleus at hindi nakasalalay sa mga katangian nito. paggalaw sa larangan ng nucleus.

Ang empirical na panuntunan ng Klechkovsky at ang pamamaraan ng pag-order na sumusunod mula dito ay medyo salungat sa tunay na pagkakasunud-sunod ng enerhiya ng mga atomic orbital lamang sa dalawang magkatulad na kaso: para sa mga atomo Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , mayroong isang "pagkabigo" ng isang electron na may s -sublevel ng panlabas na layer ay pinalitan ng d-sublevel ng nakaraang layer, na humahantong sa isang mas energetically mas matatag na estado ng atom, ibig sabihin: pagkatapos punan ang orbital 6 na may dalawa mga electron s

Elektronikong pagsasaayos atom ay isang pormula na nagpapakita ng pagkakaayos ng mga electron sa isang atom ayon sa mga antas at sublevel. Matapos pag-aralan ang artikulo, matututunan mo kung saan at kung paano matatagpuan ang mga electron, makilala ang mga numero ng quantum at magagawang bumuo ng elektronikong pagsasaayos ng isang atom sa pamamagitan ng numero nito; sa dulo ng artikulo ay mayroong isang talahanayan ng mga elemento.

Bakit pag-aralan ang elektronikong pagsasaayos ng mga elemento?

Ang mga atom ay tulad ng isang set ng konstruksiyon: mayroong isang tiyak na bilang ng mga bahagi, naiiba sila sa bawat isa, ngunit ang dalawang bahagi ng parehong uri ay ganap na pareho. Ngunit ang construction set na ito ay mas kawili-wili kaysa sa plastic at narito kung bakit. Nagbabago ang configuration depende sa kung sino ang nasa malapit. Halimbawa, ang oxygen sa tabi ng hydrogen Siguro nagiging tubig, kapag malapit sa sodium ito ay nagiging gas, at kapag malapit sa bakal ay ganap itong nagiging kalawang. Upang masagot ang tanong kung bakit ito nangyayari at mahulaan ang pag-uugali ng isang atom sa tabi ng isa pa, kinakailangang pag-aralan ang elektronikong pagsasaayos, na tatalakayin sa ibaba.

Ilang electron ang nasa isang atom?

Ang isang atom ay binubuo ng isang nucleus at mga electron na umiikot sa paligid nito; ang nucleus ay binubuo ng mga proton at neutron. Sa neutral na estado, ang bawat atom ay may bilang ng mga electron na katumbas ng bilang ng mga proton sa nucleus nito. Ang bilang ng mga proton ay itinalaga ng atomic number ng elemento, halimbawa, ang sulfur ay may 16 na proton - ang ika-16 na elemento ng periodic table. Ang ginto ay may 79 na proton - ang ika-79 na elemento ng periodic table. Alinsunod dito, ang asupre ay may 16 na electron sa neutral na estado, at ang ginto ay may 79 na electron.

Saan hahanapin ang isang electron?

Sa pamamagitan ng pagmamasid sa pag-uugali ng elektron, ang ilang mga pattern ay nakuha; ang mga ito ay inilarawan sa pamamagitan ng mga quantum number, mayroong apat sa kabuuan:

• Pangunahing numero ng quantum
• Orbital quantum number
• Magnetic quantum number
• Iikot ang quantum number

Orbital

Dagdag pa, sa halip na salitang orbit, gagamitin natin ang terminong "orbital"; ang orbital ay ang wave function ng isang electron; halos, ito ang rehiyon kung saan ginugugol ng electron ang 90% ng oras nito.

N - antas
L - shell
M l - orbital number
M s - una o pangalawang elektron sa orbital

Orbital quantum number l

Bilang resulta ng pag-aaral ng electron cloud, nalaman nila na depende sa antas ng enerhiya, ang ulap ay may apat na pangunahing anyo: isang bola, dumbbells at dalawa pang mas kumplikado. Sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng enerhiya, ang mga form na ito ay tinatawag na s-, p-, d- at f-shell. Ang bawat isa sa mga shell na ito ay maaaring magkaroon ng 1 (on s), 3 (on p), 5 (on d) at 7 (on f) orbitals. Ang orbital quantum number ay ang shell kung saan matatagpuan ang mga orbital. Ang orbital quantum number para sa s,p,d at f orbitals ay kumukuha ng mga value na 0,1,2 o 3, ayon sa pagkakabanggit.

Mayroong isang orbital sa s-shell (L=0) - dalawang electron
Mayroong tatlong orbital sa p-shell (L=1) - anim na electron
Mayroong limang orbital sa d-shell (L=2) - sampung electron
Mayroong pitong orbital sa f-shell (L=3) - labing-apat na electron

Magnetic quantum number m l

Mayroong tatlong orbital sa p-shell, ang mga ito ay itinalaga ng mga numero mula -L hanggang +L, iyon ay, para sa p-shell (L=1) mayroong mga orbital na "-1", "0" at "1" . Ang magnetic quantum number ay tinutukoy ng titik m l.

Sa loob ng shell, mas madali para sa mga electron na matatagpuan sa iba't ibang mga orbital, kaya ang mga unang electron ay pumupuno ng isa sa bawat orbital, at pagkatapos ay isang pares ng mga electron ang idinagdag sa bawat isa.

Isaalang-alang ang d-shell:
Ang d-shell ay tumutugma sa halaga L=2, iyon ay, limang orbital (-2,-1,0,1 at 2), ang unang limang electron ay pumupuno sa shell na kumukuha ng mga halaga M l =-2, M l =-1, M l =0 , M l =1, M l =2.

Paikutin ang quantum number m s

Ang spin ay ang direksyon ng pag-ikot ng isang electron sa paligid ng axis nito, mayroong dalawang direksyon, kaya ang spin quantum number ay may dalawang value: +1/2 at -1/2. Ang isang sublevel ng enerhiya ay maaari lamang maglaman ng dalawang electron na may magkasalungat na mga spin. Ang spin quantum number ay tinutukoy na m s

Principal quantum number n

Ang pangunahing quantum number ay ang antas ng enerhiya sa sa sandaling ito pitong antas ng enerhiya ang alam, bawat isa ay ipinahiwatig ng isang Arabic numeral: 1,2,3,...7. Ang bilang ng mga shell sa bawat antas ay katumbas ng numero ng antas: mayroong isang shell sa unang antas, dalawa sa pangalawa, atbp.

Numero ng elektron

Kaya, ang anumang elektron ay maaaring ilarawan sa pamamagitan ng apat na numero ng quantum, ang kumbinasyon ng mga numerong ito ay natatangi para sa bawat posisyon ng elektron, kunin ang unang elektron, ang pinakamababang antas ng enerhiya ay N = 1, sa unang antas mayroong isang shell, ang ang unang shell sa anumang antas ay may hugis ng bola (s -shell), i.e. L=0, ang magnetic quantum number ay maaaring tumagal lamang ng isang value, M l =0 at ang spin ay magiging katumbas ng +1/2. Kung kukunin natin ang ikalimang electron (sa kahit anong atom ito), ang pangunahing mga numero ng quantum para dito ay: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

Elektronikong pagsasaayos ang atom ay isang numerical na representasyon ng mga electron orbital nito. Ang mga orbital ng elektron ay mga rehiyon iba't ibang hugis, na matatagpuan sa paligid ng atomic nucleus, kung saan ito ay mathematically malamang na ang isang electron ay matatagpuan. Nakakatulong ang electronic configuration nang mabilis at madaling sabihin sa mambabasa kung gaano karaming mga orbital ng elektron ang mayroon ang isang atom, pati na rin matukoy ang bilang ng mga electron sa bawat orbital. Matapos basahin ang artikulong ito, ikaw ay makabisado ang paraan ng pagguhit ng mga elektronikong pagsasaayos.

Mga hakbang

Pamamahagi ng mga electron gamit ang periodic system ng D. I. Mendeleev

Hanapin ang atomic number ng iyong atom. Ang bawat atom ay may tiyak na bilang ng mga electron na nauugnay dito. Hanapin ang simbolo ng iyong atom sa periodic table. Ang atomic number ay isang positibong integer na nagsisimula sa 1 (para sa hydrogen) at tumataas ng isa para sa bawat kasunod na atom. Ang atomic number ay ang bilang ng mga proton sa isang atom, at samakatuwid ito rin ang bilang ng mga electron ng isang atom na may zero charge.

Tukuyin ang singil ng isang atom. Ang mga neutral na atom ay magkakaroon ng parehong bilang ng mga electron tulad ng ipinapakita sa periodic table. Gayunpaman, ang mga sisingilin na atom ay magkakaroon ng mas marami o mas kaunting mga electron, depende sa laki ng kanilang singil. Kung nagtatrabaho ka sa isang naka-charge na atom, magdagdag o magbawas ng mga electron tulad ng sumusunod: magdagdag ng isang electron para sa bawat negatibong singil at ibawas ang isa para sa bawat positibong singil.

• Halimbawa, ang sodium atom na may charge -1 ay magkakaroon ng dagdag na electron at saka sa base nito na atomic number na 11. Sa madaling salita, ang atom ay magkakaroon ng kabuuang 12 electron.
• Kung pinag-uusapan natin tungkol sa isang sodium atom na may singil na +1, ang isang electron ay dapat ibawas mula sa base atomic number 11. Kaya, ang atom ay magkakaroon ng 10 electron.

1. Tandaan ang pangunahing listahan ng mga orbital. Habang tumataas ang bilang ng mga electron sa isang atom, pinupuno nila ang iba't ibang mga sublevel ng shell ng elektron ng atom ayon sa isang tiyak na pagkakasunud-sunod. Ang bawat sublevel ng electron shell, kapag napuno, ay naglalaman ng pantay na bilang ng mga electron. Available ang mga sumusunod na sublevel:

   Unawain ang electronic configuration notation. Ang mga pagsasaayos ng elektron ay isinulat upang malinaw na ipakita ang bilang ng mga electron sa bawat orbital. Ang mga orbital ay nakasulat nang sunud-sunod, na may bilang ng mga atom sa bawat orbital na nakasulat bilang isang superscript sa kanan ng pangalan ng orbital. Ang nakumpletong electronic configuration ay nasa anyo ng isang pagkakasunud-sunod ng mga sublevel na pagtatalaga at superscript.

   • Narito, halimbawa, ang pinakasimpleng electronic configuration: 1s 2 2s 2 2p 6 . Ipinapakita ng configuration na ito na mayroong dalawang electron sa 1s sublevel, dalawang electron sa 2s sublevel, at anim na electron sa 2p sublevel. 2 + 2 + 6 = 10 electron sa kabuuan. Ito ang electronic configuration ng isang neutral na neon atom (ang atomic number ng neon ay 10).

2. Alalahanin ang pagkakasunud-sunod ng mga orbital. Tandaan na ang mga orbit ng elektron ay binibilang sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng numero ng shell ng elektron, ngunit nakaayos sa pagtaas ng pagkakasunud-sunod ng enerhiya. Halimbawa, ang isang napunong 4s 2 orbital ay may mas mababang enerhiya (o mas kaunting mobility) kaysa sa isang bahagyang napuno o napuno na 3d 10 na orbital, kaya ang 4s na orbital ang unang nakasulat. Kapag alam mo na ang pagkakasunud-sunod ng mga orbital, madali mong mapupunan ang mga ito ayon sa bilang ng mga electron sa atom. Ang pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga orbital ay ang mga sumusunod: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Ang elektronikong pagsasaayos ng isang atom kung saan ang lahat ng orbital ay napupunan ay ang mga sumusunod: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5p 5p 6 s 6 14 6d 10 7p 6
   • Tandaan na ang entry sa itaas, kapag napuno ang lahat ng orbital, ay ang pagsasaayos ng elektron ng elementong Uuo (ununoctium) 118, ang pinakamataas na may bilang na atom sa periodic table. Samakatuwid, ang elektronikong pagsasaayos na ito ay naglalaman ng lahat ng kasalukuyang kilalang mga elektronikong sublevel ng isang atom na neutral na may charge.

3. Punan ang mga orbital ayon sa bilang ng mga electron sa iyong atom. Halimbawa, kung gusto nating isulat ang pagsasaayos ng elektron ng isang neutral na calcium atom, kailangan nating magsimula sa pamamagitan ng pagtingin sa atomic number nito sa periodic table. Ang atomic number nito ay 20, kaya isusulat namin ang pagsasaayos ng isang atom na may 20 electron ayon sa pagkakasunud-sunod sa itaas.

   • Punan ang mga orbital ayon sa pagkakasunud-sunod sa itaas hanggang sa maabot mo ang ikadalawampung elektron. Ang unang 1s orbital ay magkakaroon ng dalawang electron, ang 2s orbital ay magkakaroon din ng dalawa, ang 2p ay magkakaroon ng anim, ang 3s ay magkakaroon ng dalawa, ang 3p ay magkakaroon ng 6, at ang 4s ay magkakaroon ng 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Sa madaling salita, ang electronic configuration ng calcium ay may anyo: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Tandaan na ang mga orbital ay nakaayos sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng enerhiya. Halimbawa, kapag handa ka nang lumipat sa ika-4 na antas ng enerhiya, isulat muna ang 4s orbital, at pagkatapos 3d. Pagkatapos ng ikaapat na antas ng enerhiya, lumipat ka sa ikalima, kung saan paulit-ulit ang parehong pagkakasunud-sunod. Nangyayari lamang ito pagkatapos ng ikatlong antas ng enerhiya.

4. Gamitin ang periodic table bilang visual cue. Marahil ay napansin mo na na ang hugis ng periodic table ay tumutugma sa pagkakasunud-sunod ng mga electron sublevel sa mga electron configuration. Halimbawa, ang mga atomo sa ikalawang hanay mula sa kaliwa ay laging nagtatapos sa "s 2", at ang mga atomo sa kanang gilid ng manipis na gitnang bahagi ay laging nagtatapos sa "d 10", atbp. Gamitin ang periodic table bilang isang visual na gabay sa pagsusulat ng mga configuration - kung paano tumutugma ang pagkakasunud-sunod kung saan mo idaragdag sa mga orbital ang iyong posisyon sa talahanayan. Tingnan sa ibaba:

   • Sa partikular, ang pinakakaliwang dalawang column ay naglalaman ng mga atom na ang mga elektronikong configuration ay nagtatapos sa s orbital, ang kanang bloke ng talahanayan ay naglalaman ng mga atomo na ang mga configuration ay nagtatapos sa mga p orbital, at ang kalahati sa ibaba ay naglalaman ng mga atom na nagtatapos sa f orbitals.
   • Halimbawa, kapag isinulat mo ang electronic configuration ng chlorine, isipin ang ganito: "Ang atom na ito ay matatagpuan sa ikatlong hanay (o "period") ng periodic table. Ito ay matatagpuan din sa ikalimang pangkat ng p orbital block ng periodic table. Samakatuwid, ang electronic configuration nito ay magtatapos sa. ..3p 5
   • Tandaan na ang mga elemento sa d at f orbital na rehiyon ng talahanayan ay nailalarawan sa pamamagitan ng mga antas ng enerhiya na hindi tumutugma sa panahon kung saan sila matatagpuan. Halimbawa, ang unang hilera ng isang bloke ng mga elemento na may mga d-orbital ay tumutugma sa mga 3d na orbital, bagama't ito ay matatagpuan sa ika-4 na yugto, at ang unang hilera ng mga elemento na may mga f-orbital ay tumutugma sa isang 4f orbital, kahit na nasa ika-6 na yugto. panahon.

5. Alamin ang mga pagdadaglat para sa pagsusulat ng mahabang mga configuration ng elektron. Tinatawag ang mga atomo sa kanang gilid ng periodic table mga noble gas. Ang mga elementong ito ay napakatatag sa kemikal. Upang paikliin ang proseso ng pagsulat ng mahabang mga configuration ng elektron, isulat lamang ang kemikal na simbolo ng pinakamalapit na noble gas na may mas kaunting mga electron kaysa sa iyong atom sa mga square bracket, at pagkatapos ay ipagpatuloy ang pagsulat ng electron configuration ng mga kasunod na antas ng orbital. Tingnan sa ibaba:

   • Upang maunawaan ang konseptong ito, makatutulong na magsulat ng isang halimbawang configuration. Isulat natin ang configuration ng zinc (atomic number 30) gamit ang abbreviation na kinabibilangan ng noble gas. Buong configuration ganito ang hitsura ng zinc: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Gayunpaman, nakikita natin na ang 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ay ang pagsasaayos ng elektron ng argon, isang marangal na gas. Palitan lang ang bahagi ng electronic configuration para sa zinc ng kemikal na simbolo para sa argon sa mga square bracket (.)
   • Kaya, ang elektronikong pagsasaayos ng zinc, na nakasulat sa pinaikling anyo, ay may anyo: 4s 2 3d 10 .
   • Pakitandaan na kung isinusulat mo ang elektronikong pagsasaayos ng isang marangal na gas, sabihin nating argon, hindi mo ito maisusulat! Dapat gamitin ng isa ang pagdadaglat para sa marangal na gas na nauuna sa elementong ito; para sa argon ito ay magiging neon ().

   Gamit ang periodic table na ADOMAH

   1. Master ang periodic table ADOMAH. Ang pamamaraang ito Ang mga talaan ng electronic configuration ay hindi nangangailangan ng pagsasaulo, ngunit nangangailangan ng binagong periodic table, dahil sa tradisyonal na periodic table, simula sa ikaapat na yugto, ang period number ay hindi tumutugma sa electronic shell. Hanapin ang periodic table ADOMAH - isang espesyal na uri ng periodic table na binuo ng scientist na si Valery Zimmerman. Ito ay madaling mahanap sa isang maikling paghahanap sa internet.

      • Sa periodic table ng ADOMAH, ang mga pahalang na hilera ay kumakatawan sa mga grupo ng mga elemento tulad ng mga halogens, noble gas, alkali metal, alkaline earth metal, atbp. Ang mga vertical na column ay tumutugma sa mga electronic na antas, at ang tinatawag na "cascades" (diagonal na mga linya na kumukonekta mga bloke s,p,d at f) tumutugma sa mga panahon.
      • Ang helium ay inilipat patungo sa hydrogen dahil ang parehong mga elementong ito ay nailalarawan sa pamamagitan ng isang 1s orbital. Ang mga bloke ng panahon (s,p,d at f) ay ipinapakita na may kanang bahagi, at ang mga numero ng antas ay ibinibigay sa base. Ang mga elemento ay kinakatawan sa mga kahon na may bilang na 1 hanggang 120. Ang mga numerong ito ay mga ordinaryong atomic na numero, na kumakatawan sa kabuuang bilang ng mga electron sa isang neutral na atom.

   2. Hanapin ang iyong atom sa talahanayan ng ADOMAH. Upang isulat ang elektronikong pagsasaayos ng isang elemento, hanapin ang simbolo nito sa periodic table na ADOMAH at ekis ang lahat ng elemento na may mas mataas na atomic number. Halimbawa, kung kailangan mong isulat ang pagsasaayos ng elektron ng erbium (68), i-cross out ang lahat ng elemento mula 69 hanggang 120.

      • Tandaan ang mga numero 1 hanggang 8 sa ibaba ng talahanayan. Ito ay mga bilang ng mga electronic na antas, o bilang ng mga column. Huwag pansinin ang mga column na naglalaman lamang ng mga naka-cross out na item. Para sa erbium, nananatili ang mga column na may bilang na 1,2,3,4,5 at 6.

   3. Bilangin ang mga orbital sublevel hanggang sa iyong elemento. Sa pagtingin sa mga simbolo ng bloke na ipinapakita sa kanan ng talahanayan (s, p, d, at f) at ang mga numero ng hanay na ipinapakita sa base, huwag pansinin ang mga diagonal na linya sa pagitan ng mga bloke at hatiin ang mga haligi sa mga bloke ng hanay, na inilista ang mga ito sa pagkakasunud-sunod mula sa ibaba hanggang sa itaas. Muli, huwag pansinin ang mga bloke na naka-cross out ang lahat ng elemento. Sumulat ng mga bloke ng hanay simula sa numero ng hanay na sinusundan ng simbolo ng bloke, kaya: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (para sa erbium).

      • Pakitandaan: Ang nasa itaas na electron configuration ng Er ay nakasulat sa pataas na pagkakasunud-sunod ng electron sublevel number. Maaari rin itong isulat sa pagkakasunud-sunod ng pagpuno sa mga orbital. Upang gawin ito, sundin ang mga cascade mula sa ibaba hanggang sa itaas, sa halip na mga column, kapag sumulat ka ng mga column block: 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. Bilangin ang mga electron para sa bawat sublevel ng elektron. Bilangin ang mga elemento sa bawat bloke ng hanay na hindi na-cross out, ilakip ang isang elektron mula sa bawat elemento, at isulat ang kanilang numero sa tabi ng simbolo ng bloke para sa bawat bloke ng hanay nang ganito: 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 . Sa aming halimbawa, ito ang electronic configuration ng erbium.

   5. Magkaroon ng kamalayan sa mga maling electronic configuration. Mayroong labingwalong tipikal na eksepsiyon na nauugnay sa mga elektronikong pagsasaayos ng mga atom sa pinakamababang estado ng enerhiya, na tinatawag ding estado ng enerhiya sa lupa. Hindi sila sumunod pangkalahatang tuntunin lamang sa huling dalawa o tatlong posisyon na inookupahan ng mga electron. Sa kasong ito, ipinapalagay ng aktwal na pagsasaayos ng elektroniko na ang mga electron ay nasa isang estado na may mas mababang enerhiya kumpara sa karaniwang pagsasaayos ng atom. Kasama sa mga exception atoms ang:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) at Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Upang mahanap ang atomic number ng isang atom kapag ito ay nakasulat sa electron configuration form, idagdag lang ang lahat ng mga numero na sumusunod sa mga titik (s, p, d, at f). Gumagana lamang ito para sa mga neutral na atomo, kung nakikipag-usap ka sa isang ion ay hindi ito gagana - kailangan mong idagdag o ibawas ang bilang ng mga dagdag o nawawalang mga electron.
   • Ang numero na sumusunod sa liham ay isang superscript, huwag magkamali sa pagsusulit.
   • Walang "half-full" na sublevel na katatagan. Ito ay isang pagpapasimple. Ang anumang katatagan na iniuugnay sa "kalahating puno" na mga sublevel ay dahil sa katotohanan na ang bawat orbital ay inookupahan ng isang elektron, kaya pinapaliit ang pagtanggi sa pagitan ng mga electron.
   • Ang bawat atom ay may gawi sa isang matatag na estado, at ang pinaka-matatag na mga pagsasaayos ay may mga s at p sublevel na puno (s2 at p6). Ang pagsasaayos na ito ay magagamit para sa mga noble gas, samakatuwid ay bihira silang tumugon at matatagpuan sa kanan sa periodic table. Samakatuwid, kung ang isang pagsasaayos ay nagtatapos sa 3p 4, kailangan nito ng dalawang electron upang maabot ang isang matatag na estado (upang mawala ang anim, kabilang ang mga s-sublevel na electron, ay nangangailangan ng mas maraming enerhiya, kaya ang pagkawala ng apat ay mas madali). At kung ang pagsasaayos ay nagtatapos sa 4d 3, pagkatapos ay upang makamit ang isang matatag na estado kailangan itong mawalan ng tatlong mga electron. Bilang karagdagan, ang kalahating punong mga sublevel (s1, p3, d5..) ay mas matatag kaysa, halimbawa, p4 o p2; gayunpaman, ang s2 at p6 ay magiging mas matatag.
   • Kapag nakikipag-usap ka sa isang ion, nangangahulugan ito na ang bilang ng mga proton ay hindi katumbas ng bilang ng mga electron. Ang singil ng atom sa kasong ito ay ipapakita sa kanang tuktok (karaniwan) ng simbolo ng kemikal. Samakatuwid, ang antimony atom na may charge +2 ay may elektronikong configuration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Tandaan na ang 5p 3 ay naging 5p 1 . Mag-ingat kapag ang neutral na pagsasaayos ng atom ay nagtatapos sa mga sublevel maliban sa s at p. Kapag inalis mo ang mga electron, maaari mo lamang itong kunin mula sa mga valence orbital (s at p orbitals). Samakatuwid, kung ang configuration ay nagtatapos sa 4s 2 3d 7 at ang atom ay nakatanggap ng singil na +2, ang configuration ay magtatapos sa 4s 0 3d 7. Pakitandaan na ang 3d 7 Hindi mga pagbabago, ang mga electron mula sa s orbital ay nawala sa halip.
   • May mga kundisyon kapag ang isang elektron ay napipilitang "lumipat sa mas mataas na antas ng enerhiya." Kapag ang isang sublevel ay kulang sa kalahati o puno ng isang electron, kumuha ng isang electron mula sa pinakamalapit na s o p sublevel at ilipat ito sa sublevel na nangangailangan ng electron.
   • Mayroong dalawang mga opsyon para sa pagtatala ng electronic configuration. Maaari silang isulat sa pagtaas ng pagkakasunud-sunod ng mga numero ng antas ng enerhiya o sa pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga orbital ng elektron, tulad ng ipinakita sa itaas para sa erbium.
   • Maaari mo ring isulat ang electronic configuration ng isang elemento sa pamamagitan ng pagsulat lamang ng valence configuration, na kumakatawan sa huling s at p sublevel. Kaya, ang valence configuration ng antimony ay magiging 5s 2 5p 3.
   • Ang mga ion ay hindi pareho. Mas mahirap sa kanila. Laktawan ang dalawang antas at sundin ang parehong pattern depende sa kung saan ka nagsimula at kung gaano kalaki ang bilang ng mga electron.