Първи начин: Електроните могат лесно да бъдат разпределени в поднива въз основа на някои правила. Първо, имате нужда от цветна таблица. Нека си представим всеки елемент като един нов електрон, всеки период е съответното ниво, s.p-електроните винаги са в своя период, d-електроните едно ниво по-надолу (3 d-електрона са далеч в 4-тия период), f-електроните са 2 нива по-долу. Просто вземаме таблица и четем въз основа на цвета на елемента, за s, p-елементи, номерът на нивото съответства на номера на периода, ако достигнем d-елемента, записваме нивото с едно по-малко от номера на период, в който се намира този елемент (ако елементът е в 4-ти период, следователно 3 d). Ние също действаме с f-елемента, само нивото е посочено по-малко от номера на периода с 2 стойности (ако елементът е в 6-ия период, следователно, 4 f).

Втори начин: Необходимо е всички поднива да се покажат под формата на една клетка, като нивата трябва да бъдат разположени симетрично едно под друго, подниво под подниво. Във всяка клетка запишете максималния брой електрони на дадено подниво. И последната стъпка е да нанижете поднивата диагонално (от горния ъгъл до долу) със стрелка. Прочетете поднивата отгоре надолу към върха на стрелката, до броя на електроните на желания атом.

Изтегли:

Преглед:

Майсторски клас по темата:„Редът, в който електроните запълват енергийните нива на атомите“.

Цел на урока: Обмислете варианти за по-бърза форма на писане на кратка електронна конфигурация на атом.

В зависимост от това кое подниво в атома се запълва последно, всички химични елементи се делят на 4 електронни семейства: s-, p-, d-, f-елементи. Елементите, чиито атоми имат s-подниво на външното ниво, запълнено последно, се наричат ​​s-елементи. В s-елементите валентните електрони са s-електроните на външното енергийно ниво. При p-елементите p-поднивото на външното ниво се запълва последно. Те имат валентни електрони, разположени в p- и s-поднивата на външното ниво. При d-елементите d-поднивото на предвъншното ниво се запълва последно, а s-електроните на външните и d-електроните на предвъншните енергийни нива са валентни. За f-елементите f-поднивото на третото енергийно ниво отвън се запълва последно.

Електронната конфигурация на атом може също да бъде изобразена под формата на схеми за разполагане на електрони в квантови клетки, които са графично представяне на атомната орбитала. Всяка квантова клетка може да съдържа не повече от два електрона с противоположно насочени спинове ↓. Редът на разполагане на електроните в едно подниво се определя от правилотоХунда: в рамките на едно подниво електроните са подредени така, че общият им спин да е максимален. С други думи, орбиталите на дадено подниво се запълват първо от един електрон с еднакви спинове, а след това от втория електрон с противоположни спинове.

Има няколко начина да напишете електронната конфигурация на атом.

Първи начин:

За избрания елемент по местоположението му в периодичната таблица химически елементиД. И. Менделеев, можете да запишете матрицата на структурата на електронната обвивка на атома, съответстваща на даден период.

Например елементът йод: 127 53 аз 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f

Според таблицата, последователно преминавайки от елемент към елемент, можете да попълните матрицата в съответствие с поредния номер на елемента и реда, в който се попълват поднивата:

127 53 I 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 0 5s 2 5p 5 5d 0 5f 0

Но поднивата са попълнени s-f-d-p последователности, и при използване този методне наблюдаваме последователност в запълването на електронните обвивки.

Втори начин:

Възможно е да се разгледа редът на запълване на нивата и поднивата с електрони, като се използват понятията на основния принцип - принципът на най-малкия енергиен резерв: най-стабилното състояние на атома е това, в което неговите електрони имат най-ниска енергия.

Тези. базиран наPauli Ban, Hund Rules и Kleczkowski

Паули забрана : един атом не може да има два електрона, чиито четири квантови числа са еднакви (тоест всяка атомна орбитала не може да бъде запълнена с повече от два електрона и с антипаралелни спинове.)

Правилото на Хунд : електроните са разположени в еднакви орбитали по такъв начин, че общият им спинов номер е максимален, т.е. най-стабилното състояние на атома съответства на максималния възможен брой несдвоени електрони с еднакви спинове.

Правилата на Клечковски: A) Запълването на електронните слоеве с електрони започва от нивата и поднивата с най-ниски стойности на n и l и протича във възходящ ред n+l;

Б) Ако за две орбитали сумата n + l се окаже една и съща, то орбиталата с по-малка стойност на n се запълва първо с електрони.

Първият случай не показва последователността на попълване на поднива, а вторият отнема време за изграждане на таблица.

Таблица номер 2

Редът, в който електроните запълват енергийните нива на атомите.

квантови числа		Сума от квантови числа n+l	Орбита за запълване

В разпределението на електроните в атомаДа се в съответствие с правилото на Клечковски се предпочитат 4s орбитали

Следователно, за атомкалий разпределението на електроните по орбиталите (електронно-графична формула) има формата

скандий се отнася до d-елементи и неговият атом се характеризира със следното разпределение на електроните в орбиталите:

Въз основа на правилото на Клечковски виждаме реда на последователно запълване на поднива. Първият случай не показва последователността на попълване на поднива, а вторият отнема време за изграждане на таблица. Затова ви предлагам по-приемливи варианти за последователно запълване на орбитали.

Първи начин : Електроните могат лесно да бъдат разпределени в поднива въз основа на някои правила. Първо, имате нужда от цветна таблица. Нека си представим всеки елемент като един нов електрон, всеки период е съответното ниво, s.p-електроните винаги са в своя период, d-електроните едно ниво по-надолу (3 d-електрона са далеч в 4-тия период), f-електроните са 2 нива по-долу. Просто вземаме таблица и четем въз основа на цвета на елемента, за s, p-елементи, номерът на нивото съответства на номера на периода, ако достигнем d-елемента, записваме нивото с едно по-малко от номера на период, в който се намира този елемент (ако елементът е в 4-ти период, следователно 3 d). Ние също действаме с f-елемента, само нивото е посочено по-малко от номера на периода с 2 стойности (ако елементът е в 6-ия период, следователно, 4 f).

Втори начин : Необходимо е всички поднива да се покажат под формата на една клетка, като нивата трябва да бъдат разположени симетрично едно под друго, подниво под подниво. Във всяка клетка запишете максималния брой електрони на дадено подниво. И последната стъпка е да нанижете поднивата диагонално (от горния ъгъл до долу) със стрелка. Прочетете поднивата отгоре надолу към върха на стрелката, до броя на електроните на желания атом.

6.6. Характеристики на електронната структура на атомите на хром, мед и някои други елементи

Ако внимателно разгледахте Приложение 4, вероятно сте забелязали, че за атомите на някои елементи последователността на запълване на орбиталите с електрони е нарушена. Понякога тези нарушения се наричат ​​„изключения“, но това не е така – няма изключения от законите на природата!

Първият елемент с такова нарушение е хромът. Нека разгледаме по-подробно неговата електронна структура (фиг. 6.16 а). Атомът на хрома има 4 с-поднивото не е две, както би се очаквало, а само един електрон. Но за 3 д-подниво пет електрона, но това подниво се запълва след 4 с-подниво (виж фиг. 6.4). За да разберем защо се случва това, нека да разгледаме какво представляват електронните облаци 3 дподниво на този атом.

Всеки от петте 3 д-облаци в този случай образувани от един електрон. Както вече знаете от § 4 на тази глава, общият електронен облак от тези пет електрона е сферичен или, както се казва, сферично симетричен. По естеството на разпределението на електронната плътност в различни посоки е подобно на 1 с-ЕО. Енергията на поднивото, чиито електрони образуват такъв облак, се оказва по-ниска, отколкото в случая на по-малко симетричен облак. В този случай енергията на орбитали 3 д-подниво е равно на енергия 4 с-орбитали. При нарушаване на симетрията, например при появата на шестия електрон, енергията на орбиталите е 3 д- подниво отново става повече от енергия 4 с-орбитали. Следователно мангановият атом отново има втори електрон за 4 с-AO.
Сферичната симетрия има общ облак от всяко подниво, изпълнен с електрони както наполовина, така и изцяло. Намаляването на енергията в тези случаи е от общ характер и не зависи от това дали някое подниво е наполовина или напълно запълнено с електрони. И ако е така, тогава трябва да търсим следващото нарушение в атома, в електронната обвивка на който деветото "идва" последно д-електрон. Наистина, медният атом има 3 д-подниво 10 електрони и 4 с- има само едно подниво (фиг. 6.16 b).
Намаляването на енергията на орбиталите на напълно или наполовина запълнено подниво е причина за редица важни химични явления, с някои от които ще се запознаете.

6.7. Външни и валентни електрони, орбитали и поднива

В химията свойствата на изолираните атоми като правило не се изучават, тъй като почти всички атоми, като част от различни вещества, образуват химични връзки. Химичните връзки се образуват при взаимодействието на електронните обвивки на атомите. Всички атоми (с изключение на водорода) във формацията химически връзкине всички електрони участват: борът има три електрона от пет, въглеродът има четири от шест, а например барият има два от петдесет и шест. Тези "активни" електрони се наричат валентни електрони.

Понякога валентните електрони се бъркат с външенелектрони, но те не са едно и също нещо.

Електронните облаци от външни електрони имат максимален радиус (и максимална стойност на главното квантово число).

Външните електрони участват в образуването на връзки на първо място, дори само защото, когато атомите се приближават един към друг, електронните облаци, образувани от тези електрони, влизат в контакт преди всичко. Но заедно с тях част от електроните също могат да участват в образуването на връзка. предвъншен(предпоследен) слой, но само ако имат енергия, която не е много по-различна от енергията на външните електрони. И тези, и другите електрони на атома са валентни. (В лантанидите и актинидите дори някои "предварителни" електрони са валентни)
Енергията на валентните електрони е много по-голяма от енергията на другите електрони на атома, а валентните електрони се различават много по-малко по енергия един от друг.
Външните електрони винаги са валентни само ако атомът изобщо може да образува химически връзки. И така, и двата електрона на хелиевия атом са външни, но не могат да се нарекат валентни, тъй като хелиевият атом изобщо не образува никакви химически връзки.
Валентните електрони заемат валентни орбитали, които от своя страна образуват валентни поднива.

Като пример, разгледайте железен атом, чиято електронна конфигурация е показана на фиг. 6.17. От електроните на железния атом максималното главно квантово число ( н= 4) има само две 4 с-електрон. Следователно те са външните електрони на този атом. Всички външни орбитали на железния атом са орбитали с н= 4, а външните поднива са всички поднива, образувани от тези орбитали, т.е. 4 с-, 4стр-, 4д- и 4 f-EPU.
Външните електрони винаги са валентни, следователно 4 с-електроните на железен атом са валентни електрони. И ако е така, тогава 3 д-електроните с малко по-висока енергия също ще бъдат валентни. На външното ниво на железния атом, в допълнение към запълнените 4 с-AO все още има свободни 4 стр-, 4д- и 4 f-AO. Всички те са външни, но само 4 са валентни Р-AO, тъй като енергията на останалите орбитали е много по-висока и появата на електрони в тези орбитали не е от полза за железния атом.

И така, железният атом
външно електронно ниво - четвърто,
външни поднива - 4 с-, 4стр-, 4д- и 4 f-EPU,
външни орбитали - 4 с-, 4стр-, 4д- и 4 f-AO,
външни електрони - два 4 с-електрон (4 с 2),
външният електронен слой е четвъртият,
външен електронен облак - 4 с-ЕО
валентни поднива - 4 с-, 4стр- и 3 д-EPU,
валентни орбитали - 4 с-, 4стр- и 3 д-AO,
валентни електрони - два 4 с-електрон (4 с 2) и шест 3 д- електрони (3 д 6).

Валентните поднива могат да бъдат частично или напълно запълнени с електрони или изобщо да останат свободни. С увеличаване на заряда на ядрото, енергийните стойности на всички поднива намаляват, но поради взаимодействието на електроните помежду си, енергията на различните поднива намалява с различна "скорост". Енергията на напълно запълнена д- и f-поднива намалява толкова много, че престават да бъдат валентни.

Като пример, разгледайте атомите на титан и арсен (фиг. 6.18).

В случай на титанов атом 3 д-EPU е само частично запълнен с електрони и неговата енергия е по-голяма от енергията на 4 с-EPU и 3 д- електроните са валентни. При атома арсен 3 д-EPU е напълно запълнен с електрони и неговата енергия е много по-малка от енергия 4 с-EPU и следователно 3 д-електроните не са валентни.
В тези примери анализирахме валентна електронна конфигурацияатоми на титан и арсен.

Валентната електронна конфигурация на атома е изобразена като валентна електронна формула, или във формата енергийна диаграма на валентни поднива.

ВАЛЕНТНИ ЕЛЕКТРОНИ, ВЪНШНИ ЕЛЕКТРОНИ, ВАЛЕНТЕН EPU, ВАЛЕНТЕН AO, ВАЛЕНТЕН ЕЛЕКТРОН КОНФИГУРАЦИЯ НА АТОМА, ФОРМУЛА ЗА ВАЛЕНТЕН ЕЛЕКТРОН, ДИАГРАМА НА ВАЛЕНТНО ПОДНИВО.

1. На енергийните диаграми, които сте съставили, и в пълните електронни формули на атомите Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar посочете външните и валентните електрони. Напишете валентните електронни формули на тези атоми. На енергийните диаграми маркирайте частите, съответстващи на енергийните диаграми на валентните поднива.
2. Какво е общото между електронните конфигурации на атомите а) Li и Na, B и Al, O и S, Ne и Ar; б) Zn и Mg, Sc и Al, Cr и S, Ti и Si; в) H и He, Li и O, K и Kr, Sc и Ga. Какви са техните различия
3. Колко валентни поднива има в електронната обвивка на атом на всеки от елементите: а) водород, хелий и литий, б) азот, натрий и сяра, в) калий, кобалт и германий
4. Колко валентни орбитали са напълно запълнени при атома на а) бор, б) флуор, в) натрий?
5. Колко орбитали с несдвоен електрон има един атом а) бор, б) флуор, в) желязо
6. Колко свободни външни орбитали има мангановият атом? Колко свободни валенции?
7. За следващия урок подгответе лента хартия с ширина 20 mm, разделете я на клетки (20 × 20 mm) и нанесете върху тази лента естествена серия от елементи (от водород до мейтнерий).
8. Във всяка клетка поставете символа на елемента, неговия пореден номер и валентната електронна формула, както е показано на фиг. 6.19 (използвайте приложение 4).

6.8. Систематизиране на атомите според структурата на техните електронни обвивки

Систематизацията на химичните елементи се основава на естествената серия от елементи и принцип на подобие на електронните обвивкитехните атоми.
Вече се запознахте с естествената гама от химични елементи. Сега нека се запознаем с принципа на подобие на електронните обвивки.
Като се имат предвид валентните електронни формули на атомите в NRE, лесно е да се установи, че за някои атоми те се различават само в стойностите на основното квантово число. Например, 1 с 1 за водород, 2 с 1 за литий, 3 с 1 за натрий и т.н. Или 2 с 2 2стр 5 за флуор, 3 с 2 3стр 5 за хлор, 4 с 2 4стр 5 за бром и т.н. Това означава, че външните области на облаците от валентни електрони на такива атоми са много сходни по форма и се различават само по размер (и, разбира се, по електронна плътност). И ако е така, тогава електронните облаци на такива атоми и съответните им валентни конфигурации могат да бъдат наречени подобен. За атоми на различни елементи с подобни електронни конфигурации можем да напишем електронни формули с обща валентност: ns 1 в първия случай и ns 2 np 5 във втория. Движейки се по естествената серия от елементи, можете да намерите други групи атоми с подобни валентни конфигурации.
По този начин, в естествената серия от елементи редовно се срещат атоми с подобни валентни електронни конфигурации. Това е принципът на подобие на електронните обвивки.
Нека се опитаме да разкрием формата на тази закономерност. За да направим това, ще използваме естествената серия от елементи, които сте направили.

NRE започва с водород, чиято валентна електронна формула е 1 седин . В търсене на подобни валентни конфигурации, ние изрязваме естествената серия от елементи пред елементи с обща валентна електронна формула ns 1 (т.е. преди литий, преди натрий и т.н.). Получихме така наречените "периоди" от елементи. Нека добавим получените "периоди", така че да станат редове на таблицата (вижте Фигура 6.20). В резултат на това само атомите от първите две колони на таблицата ще имат такива електронни конфигурации.

Нека се опитаме да постигнем сходство на валентните електронни конфигурации в други колони на таблицата. За да направите това, изрязваме елементи с номера 58 - 71 и 90 -103 от 6-ти и 7-ми период (те имат 4 f- и 5 f-поднива) и ги поставете под масата. Символите на останалите елементи ще бъдат изместени хоризонтално, както е показано на фигурата. След това атомите на елементите в същата колона на таблицата ще имат подобни валентни конфигурации, които могат да бъдат изразени в общи валентни електронни формули: ns 1 , ns 2 , ns 2 (н–1)д 1 , ns 2 (н–1)д 2 и така нататък, докато ns 2 np 6. Всички отклонения от общите формули за валентност се обясняват със същите причини, както в случая на хром и мед (вижте параграф 6.6).

Както можете да видите, използвайки NRE и прилагайки принципа на подобие на електронните обвивки, успяхме да систематизираме химичните елементи. Такава система от химични елементи се нарича естествено, тъй като се основава единствено на законите на природата. Таблицата, която получихме (фиг. 6.21), е един от начините за графично изобразяване на естествена система от елементи и се нарича дълга периодична таблица на химичните елементи.

ПРИНЦИП НА ПОДОБИЕ НА ЕЛЕКТРОННИТЕ ОБВИВКИ, ЕСТЕСТВЕНА СИСТЕМА ОТ ХИМИЧНИ ЕЛЕМЕНТИ ("ПЕРИОДИЧНА" СИСТЕМА), ТАБЛИЦА НА ХИМИЧНИТЕ ЕЛЕМЕНТИ.

6.9. Дълга периодична таблица на химичните елементи

Нека се запознаем по-подробно със структурата на дългопериодичната таблица на химичните елементи.
Редовете на тази таблица, както вече знаете, се наричат ​​"периоди" на елементите. Периодите се номерират с арабски цифри от 1 до 7. В първия период има само два елемента. Вторият и третият период, съдържащи по осем елемента, се наричат къспериоди. Четвъртият и петият период, съдържащи по 18 елемента, се наричат дългопериоди. Наричат ​​се шести и седми период, съдържащи по 32 елемента много дългапериоди.
Колоните на тази таблица се наричат групиелементи. Номерата на групите се обозначават с римски цифри с латински букви A или B.
Елементите на някои групи имат свои собствени общи (групови) имена: елементи от групата IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - алкални елементи(или елементи от алкални метали); елементи от група IIA (Ca, Sr, Ba и Ra) - алкалоземни елементи(или алкалоземни метални елементи) (наименованията „алкални метали“ и алкалоземни метали „се отнасят до прости вещества, образувани от съответните елементи и не трябва да се използват като имена на групи от елементи); елементи от група VIA (O, S, Se, Te, Po) - халкогени, елементи от група VIIA (F, Cl, Br, I, At) – халогени, елементи от група VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – благородни газови елементи.(Традиционното наименование "благородни газове" се отнася и за прости вещества)
Елементите, обикновено поставени в долната част на таблицата с поредни номера 58 - 71 (Ce - Lu) се наричат лантаниди("следващ лантан") и елементи със серийни номера 90 - 103 (Th - Lr) - актиниди(„следващ актиний“). Съществува вариант на дългопериодичната таблица, в която лантанидите и актинидите не се изрязват от NRE, а остават на местата си в много дълги периоди. Тази таблица понякога се нарича изключително дълъг период.
Таблицата с дълги периоди е разделена на четири блок(или секции).
s-блоквключва елементи от IA и IIA групи с обща валентност електронни формули ns 1 и ns 2 (s-елементи).
p-блоквключва елементи от група IIIA до VIIIA с обща валентност електронни формули от ns 2 np 1 към ns 2 np 6 (р-елементи).
d-блоквключва елементи от IIIB до IIB група с обща валентност електронни формули от ns 2 (н–1)д 1 към ns 2 (н–1)д 10 (d-елементи).
f-блоквключва лантаниди и актиниди ( f-елементи).

Елементи с- и стр-блокове образуват А-групи и елементи д-блок - В-група на система от химични елементи. всичко f-елементите са формално включени в група IIIB.
Елементите от първия период - водород и хелий - са с-елементи и могат да се поставят в IA и IIA групи. Но хелият по-често се поставя в група VIIIA като елемент, с който завършва периодът, което напълно съответства на неговите свойства (хелият, както всички други прости вещества, образувани от елементи от тази група, е благороден газ). Водородът често се поставя в група VIIA, тъй като свойствата му са много по-близки до халогените, отколкото до алкалните елементи.
Всеки от периодите на системата започва с елемент, който има валентна конфигурация на атоми ns 1, тъй като именно от тези атоми започва образуването на следващия електронен слой и завършва с елемент с валентната конфигурация на атомите ns 2 np 6 (с изключение на първия период). Това улеснява идентифицирането на групи от поднива в енергийната диаграма, които са запълнени с електрони при атомите на всеки от периодите (фиг. 6.22). Направете тази работа с всички поднива, показани в копието, което сте направили на Фигура 6.4. Поднивата, подчертани на Фигура 6.22 (с изключение на напълно запълнените д- и f-поднива) са валентност за атомите на всички елементи от даден период.
Поява в периоди с-, стр-, д- или f-елементи напълно отговарят на последователността на запълване с-, стр-, д- или f- поднива на електрони. Тази особеност на системата от елементи позволява, знаейки периода и групата, която включва даден елемент, незабавно да запише неговата валентна електронна формула.

ДЪЛГОПЕРИОДНА ТАБЛИЦА НА ХИМИЧНИТЕ ЕЛЕМЕНТИ, БЛОКОВЕ, ПЕРИОДИ, ГРУПИ, АЛКАЛНИ ЕЛЕМЕНТИ, АЛКАЛНОЗЕМНИ ЕЛЕМЕНТИ, ХАЛКОГЕНИ, ХАЛОГЕНИ, ЕЛЕМЕНТИ НА БЛАГОРОДНИ ГАЗОВЕ, ЛАНТАНИДИ, АКТИНИДИ.
Запишете общите валентни електронни формули на атомите на елементите а) IVA и IVB групи, б) IIIA и VIIB групи?
2. Какво е общото между електронните конфигурации на атомите на елементите A и B групи? Как се различават?
3. Колко групи елементи са включени в а) с-блок, б) Р-блок, c) д- блокирам?
4. Продължете фигура 30 в посока на увеличаване на енергията на поднивата и изберете групите поднива, които са запълнени с електрони в 4-ти, 5-ти и 6-ти периоди.
5. Избройте валентните поднива на атомите а) калций, б) фосфор, в) титан, г) хлор, д) натрий. 6. Формулирайте как s-, p- и d-елементите се различават един от друг.
7. Обяснете защо принадлежността на един атом към всеки елемент се определя от броя на протоните в ядрото, а не от масата на този атом.
8. За атомите на литий, алуминий, стронций, селен, желязо и олово направете валентни, пълни и съкратени електронни формули и начертайте енергийни диаграми на валентни поднива. 9. Атомите на кои елементи отговарят на следните валентни електронни формули: 3 с 1 , 4с 1 3д 1 , 2s 2 2 стр 6 , 5с 2 5стр 2 , 5с 2 4д 2 ?

6.10. Видове електронни формули на атома. Алгоритъмът за тяхното компилиране

За различни цели трябва да знаем или пълната, или валентната конфигурация на атома. Всяка от тези електронни конфигурации може да бъде представена както чрез формула, така и чрез енергийна диаграма. Това е, пълна електронна конфигурация на атомизразено пълната електронна формула на атома, или пълна енергийна диаграма на атом. на свой ред валентна електронна конфигурация на атомизразено валентност(или, както често се нарича, " къс ") електронната формула на атома, или диаграма на валентните поднива на атома(фиг. 6.23).

Преди това правехме електронни формули на атоми, използвайки поредните номера на елементите. В същото време ние определихме последователността на запълване на поднивата с електрони според енергийната диаграма: 1 с, 2с, 2стр, 3с, 3стр, 4с, 3д, 4стр, 5с, 4д, 5стр, 6с, 4f, 5д, 6стр, 7си така нататък. И само като запишем пълната електронна формула, можем да запишем и формулата на валентността.
По-удобно е да се напише валентната електронна формула на атома, която най-често се използва, въз основа на позицията на елемента в системата от химични елементи, според координатите на периодичната група.
Нека разгледаме подробно как се прави това за елементите с-, стр- и д-блокове.
За елементи с-блок валентна електронна формула на атом се състои от три знака. Най-общо може да се напише така:

На първо място (на мястото на голяма клетка) е номерът на периода (равен на основното квантово число на тези с-електрони), а на третия (в горния индекс) - номерът на групата (равен на броя на валентните електрони). Като вземем за пример магнезиев атом (3-ти период, група IIA), получаваме:

За елементи стр-блокова валентна електронна формула на атом се състои от шест знака:

Тук на мястото на големите клетки се поставя и номерът на периода (равен на основното квантово число на тези с- и стр-електрони) и номера на групата ( е равно на числотовалентни електрони) се оказва равна на сумата от горните индекси. За кислородния атом (2-ри период, VIA група) получаваме:

2с 2 2стр 4 .

Валентна електронна формула на повечето елементи дблок може да бъде написан така:

Както и в предишните случаи, тук вместо първата клетка се поставя номерът на периода (равен на основното квантово число на тези с- електрони). Числото във втората клетка се оказва с едно по-малко от основното квантово число на тези д- електрони. Номерът на групата също е тук. е равно на суматаиндекси. Пример е валентната електронна формула на титан (4-ти период, IVB група): 4 с 2 3д 2 .

Номерът на групата е равен на сумата от индексите и за елементите на VIB групата, но те, както си спомняте, върху валентността с-подниво има само един електрон и общата валентна електронна формула ns 1 (н–1)д 5. Следователно електронната формула на валентността, например, на молибден (5-ти период) е 5 с 1 4д 5 .
Също така е лесно да се състави валентната електронна формула на всеки елемент от групата IB, например злато (6-ти период)>–>6 с 1 5д 10, но в този случай трябва да запомните това д- електроните на атомите на елементите от тази група все още остават валентни и някои от тях могат да участват в образуването на химични връзки.
Общата валентна електронна формула на атомите на елементи от група IIB е - ns 2 (н – 1)ддесет Следователно електронната формула на валентността, например, на цинков атом е 4 с 2 3д 10 .
Валентните електронни формули на елементите от първата триада (Fe, Co и Ni) също се подчиняват на общите правила. Желязото, елемент от група VIIIB, има валентна електронна формула 4 с 2 3д 6. Кобалтовият атом има такъв д-електрон повече (4 с 2 3д 7), докато атомът на никела има два (4 с 2 3д 8).
Използвайки само тези правила за писане на валентни електронни формули, е невъзможно да се съставят електронните формули на атомите на някои д-елементи (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), тъй като в тях, поради тенденцията към силно симетрични електронни обвивки, запълването на валентните поднива с електрони има някои допълнителни характеристики.
Познавайки валентната електронна формула, човек може също да запише пълната електронна формула на атома (виж по-долу).
Често вместо тромави пълни електронни формули те записват съкратени електронни формулиатоми. За съставянето им в електронната формула се избират всички електрони на атома, с изключение на валентните, символите им се поставят в квадратни скоби и частта от електронната формула, съответстваща на електронната формула на атома на последния елемент от предходния период (елементът, който образува благородния газ) се заменя със символа на този атом.

Примери за електронни формули от различни типове са показани в таблица 14.

Таблица 14 Примери за електронни формули на атоми

	Електронни формули
		съкратено	Валентност
	1с 2 2с 2 2стр 3	2с 2 2стр 3	2с 2 2стр 3
	1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 5	3с 2 3стр 5	3с 2 3стр 5
	1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 4с 2 3д 5	4с 2 3д 5	4с 2 3д 5
	1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 3д 10 4с 2 4стр 3	4с 2 4стр 3	4с 2 4стр 3
	1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 3д 10 4с 2 4стр 6	4с 2 4стр 6	4с 2 4стр 6

Алгоритъм за съставяне на електронни формули на атоми (на примера на йоден атом)

№ операции	Операция	Резултат
	Определете координатите на атома в таблицата на елементите.	Период 5, група VIIA
	Напишете електронната формула на валентността.	5с 2 5стр 5
	Добавете символите на вътрешните електрони в реда, в който запълват поднивата.	1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 4с 2 3д 10 4стр 6 5с 2 4д 10 5стр 5
	Като се вземе предвид намаляването на енергията на напълно запълнени д- и f- поднива, запишете пълната електронна формула.
	Маркирайте валентните електрони.	1с 2 2с 2 2стр 6 3с 2 3стр 6 3д 10 4с 2 4стр 6 4д 10 5с 2 5стр 5
	Изберете електронната конфигурация на предходния атом на благороден газ.
	Запишете съкратената електронна формула, комбинирайки всички в квадратни скоби невалентенелектрони.	5с 2 5стр 5

Бележки
1. За елементи от 2-ри и 3-ти период третата операция (без четвъртата) веднага води до пълна електронна формула.
2. (н – 1)д 10 - Електроните остават валентни при атомите на елементите от групата IB.

ПЪЛНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, ВАЛЕНТНА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, съкратено ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА, АЛГОРИТЪМ ЗА СЪСТАВЯНЕ НА ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА НА АТОМИТЕ.
1. Съставете валентната електронна формула на атома на елемента а) втори период от трета А група, б) трети период от втора А група, в) четвърти период от четвърта А група.
2. Направете съкратени електронни формули на атомите магнезий, фосфор, калий, желязо, бром и аргон.

6.11. Кратка периодична таблица на химичните елементи

През повече от 100 години, изминали от откриването на естествената система от елементи, са предложени няколкостотин от най-разнообразните таблици, които графично отразяват тази система. От тях, в допълнение към дългопериодичната таблица, най-широко се използва така наречената късопериодична таблица на елементите от Д. И. Менделеев. Краткопериодна таблица се получава от дългопериодична, ако 4-ти, 5-ти, 6-ти и 7-ми периоди се изрежат пред елементите от групата IB, раздалечат се и получените редове се добавят по същия начин, както добавихме периодите преди. Резултатът е показан на фигура 6.24.

Лантанидите и актинидите също са поставени под основната маса тук.

AT групитази таблица съдържа елементи, чиито атоми имат същия брой валентни електронибез значение на какви орбитали са тези електрони. И така, елементите хлор (типичен елемент, който образува неметал; 3 с 2 3стр 5) и манган (металообразуващ елемент; 4 с 2 3д 5), които не притежават сходството на електронните обвивки, попадат тук в същата седма група. Необходимостта от разграничаване на такива елементи налага обособяването им в групи подгрупи: основен- аналози на А-групи на дългопериодичната таблица и странични ефектиса аналози на B-групи. На фигура 34 символите на елементите на основните подгрупи са изместени наляво, а символите на елементите на второстепенните подгрупи са изместени надясно.
Вярно е, че такова подреждане на елементи в таблицата също има своите предимства, тъй като именно броят на валентните електрони определя основно валентните способности на атома.
Дългосрочната таблица отразява моделите електронна структураатоми, сходството и моделите на промени в свойствата на прости вещества и съединения по групи елементи, редовната промяна в редица физични величини, които характеризират атомите, простите вещества и съединения в цялата система от елементи и много други. Кратката периодична таблица е по-малко удобна в това отношение.

КРАТКОПЕРИОДНА ТАБЛИЦА, ОСНОВНИ ПОДГРУПИ, ВТОРИЧНИ ПОДГРУПИ.
1. Преобразувайте дългопериодичната таблица, която сте изградили от естествената серия от елементи, в краткопериодична таблица. Извършете обратната трансформация.
2. Възможно ли е да се направи обща валентна електронна формула на атоми на елементи от една група от кратка периодична таблица? Защо?

6.12. Размери на атома. Орбитални радиуси

.

Атомът няма ясни граници. Какво се счита за размера на изолиран атом? Ядрото на атома е заобиколено от електронна обвивка, а обвивката се състои от електронни облаци. Размерът на ЕО се характеризира с радиус rоо. Всички облаци във външния слой имат приблизително еднакъв радиус. Следователно размерът на атома може да се характеризира с този радиус. Нарича се орбитален радиус на атом(r 0).

Стойностите на орбиталните радиуси на атомите са дадени в Приложение 5.
Радиусът на ЕО зависи от заряда на ядрото и на коя орбитала се намира електронът, който образува този облак. Следователно орбиталният радиус на атома също зависи от същите тези характеристики.
Помислете за електронните обвивки на водородните и хелиевите атоми. Както във водородния атом, така и в атома на хелия, електроните са разположени на 1 с-AO, и техните облаци биха имали еднакъв размер, ако зарядите на ядрата на тези атоми бяха еднакви. Но зарядът на ядрото на атома на хелия е два пъти по-голям от заряда на ядрото на атома на водорода. Според закона на Кулон силата на привличане, действаща върху всеки от електроните на атома на хелия, е два пъти по-голяма от силата на привличане на електрона към ядрото на водородния атом. Следователно радиусът на атома на хелия трябва да бъде много по-малък от радиуса на атома на водорода. И има: r 0 (Той) / r 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Литиевият атом има външен електрон при 2 с-AO, т.е. образува облак от втория слой. Естествено радиусът му трябва да е по-голям. Наистина ли: r 0 (Li) = 1,586 E.
Атомите на останалите елементи от втория период имат външни електрони (и 2 си 2 стр) са разположени в същия втори електронен слой и ядреният заряд на тези атоми нараства с нарастване сериен номерсе увеличава. Електроните се привличат по-силно към ядрото и, естествено, радиусите на атомите намаляват. Бихме могли да повторим тези аргументи за атомите на елементите от други периоди, но с едно уточнение: радиусът на орбитата монотонно намалява само когато всяко от поднивата е запълнено.
Но ако пренебрегнем подробностите, тогава общият характер на промяната в размера на атомите в система от елементи е следният: с увеличаване на поредния номер в период, орбиталните радиуси на атомите намаляват, а в групата те се увеличават. Най-големият атом е атомът на цезия, а най-малкият е атомът на хелия, но от атомите на елементите, които образуват химични съединения (хелият и неонът не ги образуват), най-малкият е атомът на флуора.
Повечето от атомите на елементите, стоящи в естествената серия след лантанидите, имат орбитални радиуси, малко по-малки, отколкото би могло да се очаква, въз основа на общите закони. Това се дължи на факта, че 14 лантанида са разположени между лантана и хафния в системата от елементи и следователно ядреният заряд на хафниевия атом е 14 дповече от лантан. Следователно външните електрони на тези атоми се привличат към ядрото по-силно, отколкото биха били привлечени в отсъствието на лантаниди (този ефект често се нарича "свиване на лантанидите").
Моля, обърнете внимание, че при преминаване от атоми на елементи от група VIIIA към атоми на елементи от група IA, орбиталният радиус се увеличава рязко. Следователно нашият избор на първите елементи на всеки период (виж § 7) се оказа правилен.

ОРБИТАЛЕН РАДИУС НА АТОМА, ПРОМЯНАТА МУ В СИСТЕМАТА ОТ ЕЛЕМЕНТИ.
1. Според данните, дадени в Приложение 5, нанесете върху милиметрова хартия зависимостта на орбиталния радиус на атома от поредния номер на елемента за елементи с Зот 1 до 40. Дължината на хоризонталната ос е 200 mm, дължината на вертикалната ос е 100 mm.
2. Как можете да характеризирате външния вид на получената прекъсната линия?

6.13. Йонизационна енергия на атом

Ако дадете на електрон в атом допълнителна енергия (ще научите как да направите това от курс по физика), тогава електронът може да отиде в друга АО, тоест атомът ще се озове в възбудено състояние. Това състояние е нестабилно и електронът почти веднага ще се върне в първоначалното си състояние и излишната енергия ще бъде освободена. Но ако енергията, предадена на електрона, е достатъчно голяма, електронът може напълно да се откъсне от атома, докато атомът йонизиран, тоест се превръща в положително зареден йон ( катион). Енергията, необходима за това, се нарича енергия на йонизация на атома(ди).

Доста трудно е да се откъсне електрон от един атом и да се измери енергията, необходима за това, следователно, практически се определя и използва моларна йонизационна енергия(E и m).

Моларната йонизационна енергия показва каква е най-малката енергия, необходима за отделяне на 1 мол електрони от 1 мол атоми (един електрон от всеки атом). Тази стойност обикновено се измерва в килоджаули на мол. Стойностите на моларната йонизационна енергия на първия електрон за повечето елементи са дадени в Приложение 6.
Как енергията на йонизация на атома зависи от позицията на елемента в системата от елементи, т.е. как се променя в групата и периода?
Във физически план йонизационната енергия е равна на работата, която трябва да се изразходва, за да се преодолее силата на привличане на електрона към атома при преместване на електрон от атом на безкрайно разстояние от него.

където ре зарядът на електрона, Qе зарядът на катиона, оставащ след отстраняването на електрона, и r o е орбиталният радиус на атома.

И р, и Qса постоянни стойности и може да се заключи, че работата по отделяне на електрон НО, а с това и йонизационната енергия ди са обратно пропорционални на орбиталния радиус на атома.
След като анализирате стойностите на орбиталните радиуси на атомите на различни елементи и съответните стойности на йонизационната енергия, дадени в Приложения 5 и 6, можете да видите, че връзката между тези стойности е близка до пропорционална, но донякъде различен от него. Причината нашето заключение да не съвпада добре с експерименталните данни е, че използвахме много груб модел, който не отчита много значими фактори. Но дори този груб модел ни позволи да направим правилния извод, че с увеличаване на радиуса на орбитата йонизационната енергия на атома намалява и, обратно, с намаляване на радиуса се увеличава.
Тъй като орбиталният радиус на атомите намалява в период с увеличаване на серийния номер, енергията на йонизация се увеличава. В група, с увеличаване на атомния номер, орбиталният радиус на атомите като правило се увеличава и йонизационната енергия намалява. Най-високата моларна йонизационна енергия е в най-малките атоми, атомите на хелия (2372 kJ/mol), а от атомите, способни да образуват химични връзки, във флуорните атоми (1681 kJ/mol). Най-малкият е за най-големите атоми, цезиевите атоми (376 kJ/mol). В система от елементи посоката на увеличаване на йонизационната енергия може да бъде схематично показана, както следва:

В химията е важно енергията на йонизация да характеризира склонността на атома да отдава "своите" електрони: колкото по-голяма е енергията на йонизация, толкова по-малко е склонен атомът да отдава електрони и обратно.

Възбудено състояние, йонизация, катион, йонизационна енергия, моларна йонизационна енергия, промяна на йонизационната енергия в система от елементи.
1. Използвайки данните, дадени в Приложение 6, определете колко енергия трябва да изразходвате, за да откъснете един електрон от всички натриеви атоми с обща маса 1 g.
2. Използвайки данните, дадени в Приложение 6, определете колко пъти повече енергия трябва да се изразходва, за да се отдели един електрон от всички натриеви атоми с маса 3 g, отколкото от всички калиеви атоми със същата маса. Защо това съотношение се различава от съотношението на моларните енергии на йонизация на същите атоми?
3. По данните, дадени в Приложение 6, начертайте зависимостта на моларната йонизационна енергия от поредния номер за елементи с Зот 1 до 40. Размерите на графиката са същите като в задачата от предходния параграф. Вижте дали тази графика отговаря на избора на "периоди" на системата от елементи.

6.14. Енергия на електронен афинитет

.

Втората най-важна енергийна характеристика на атома е енергия на електронен афинитет(дС).

На практика, както в случая на йонизационна енергия, обикновено се използва съответното моларно количество - моларна енергия на електронен афинитет().

Моларната енергия на електронен афинитет показва каква е енергията, освободена, когато един мол електрони се добави към един мол неутрални атоми (един електрон към всеки атом). Подобно на моларната йонизационна енергия, това количество също се измерва в килоджаули на мол.
На пръв поглед може да изглежда, че в този случай не трябва да се освобождава енергия, тъй като атомът е неутрална частица и няма електростатични сили на привличане между неутрален атом и отрицателно зареден електрон. Напротив, приближавайки се до атома, електронът, изглежда, трябва да бъде отблъснат от същите отрицателно заредени електрони, които образуват електронната обвивка. Всъщност това не е вярно. Спомнете си дали някога сте имали работа с атомен хлор. Разбира се, че не. В крайна сметка той съществува само при много високи температури. Още по-стабилен молекулен хлор практически не се среща в природата - ако е необходимо, той трябва да се получи чрез химични реакции. И вие трябва да се справяте с натриев хлорид (обикновена сол) през цялото време. В крайна сметка трапезната сол се консумира от човек с храна всеки ден. И се среща доста често в природата. Но в крайна сметка готварската сол съдържа хлоридни йони, тоест хлорни атоми, които са прикрепили по един „допълнителен“ електрон. Една от причините за това преобладаване на хлорните йони е, че хлорните атоми имат склонност да прикрепят електрони, тоест, когато хлоридните йони се образуват от хлорни атоми и електрони, се освобождава енергия.
Една от причините за освобождаването на енергия вече ви е известна - тя е свързана с увеличаване на симетрията на електронната обвивка на хлорния атом по време на прехода към еднозареден анион. В същото време, както си спомняте, енергия 3 стр- подниво намалява. Има и други по-сложни причини.
Поради факта, че няколко фактора влияят върху стойността на енергията на афинитета на електрона, естеството на промяната в тази стойност в система от елементи е много по-сложно от естеството на промяната в йонизационната енергия. Можете да проверите това, като анализирате таблицата, дадена в Приложение 7. Но тъй като стойността на това количество се определя преди всичко от същото електростатично взаимодействие като стойностите на йонизационната енергия, тогава нейната промяна в системата от елементи (поне в А-групи) в общи линии е подобно на промяна в йонизационната енергия, т.е. енергията на електронен афинитет в група намалява и за период се увеличава. Тя е максимална при атомите на флуора (328 kJ/mol) и хлора (349 kJ/mol). Естеството на промяната в енергията на афинитета на електрони в система от елементи прилича на естеството на промяната в енергията на йонизация, т.е. посоката на увеличаване на енергията на афинитета на електрони може да бъде схематично показана, както следва:

2. В същия мащаб по хоризонталната ос, както в предходните задачи, нанесете зависимостта на моларната енергия на електронен афинитет от поредния номер за атоми на елементи с Зот 1 до 40 с помощта на приложение 7.
3. Какво е физическото значение на отрицателните енергии на електронен афинитет?
4. Защо от всички атоми на елементите от втория период само берилият, азотът и неонът имат отрицателни стойности на моларната енергия на афинитета на електрони?

6.15. Тенденцията на атомите да даряват и получават електрони

Вече знаете, че склонността на един атом да отдава свои и да приема чужди електрони зависи от неговите енергийни характеристики (енергия на йонизация и енергия на афинитет към електрони). Кои атоми са по-склонни да дарят своите електрони и кои са по-склонни да приемат непознати?
За да отговорим на този въпрос, нека обобщим в таблица 15 всичко, което знаем за промяната на тези наклонности в системата от елементи.

Таблица 15

Сега помислете колко електрони може да отдаде един атом.
Първо, в химична реакцияедин атом може да отдаде само валентни електрони, тъй като е енергийно изключително неизгодно да отдаде останалите. На второ място, атомът "лесно" дава (ако е наклонен) само първия електрон, много по-трудно дава втория електрон (2-3 пъти), а третия - още по-трудно (4-5 пъти). По този начин, един атом може да отдаде един, два и много по-рядко три електрона.
Колко електрона може да приеме един атом?
Първо, при химичните реакции атомът може да приема електрони само до валентните поднива. Второ, освобождаването на енергия става само когато първият електрон е прикрепен (и това далеч не винаги е така). Добавянето на втори електрон винаги е енергийно неизгодно, а още повече за трети. въпреки това, един атом може да добави един, два и (много рядко) три електрона, като правило, толкова, колкото му липсва, за да запълни валентните си поднива.
Енергийните разходи за йонизиране на атоми и прикрепване на втори или трети електрон към тях се компенсират от енергията, освободена по време на образуването на химични връзки. 4. Как се променя електронната обвивка на калиеви, калциеви и скандиеви атоми, когато те отдават своите електрони? Дайте уравненията за отката на електроните от атомите и съкратените електронни формули на атомите и йоните.
5. Как се променя електронната обвивка на атомите на хлора, сярата и фосфора, когато те прикрепят чужди електрони? Дайте уравненията на присъединяването на електрони и съкратените електронни формули на атомите и йоните.
6. Използвайки Приложение 7, определете каква енергия ще се отдели, когато електроните се прикрепят към всички натриеви атоми с обща маса 1 g.
7. Използвайки Приложение 7, определете каква енергия трябва да се изразходва, за да се отделят "допълнителни" електрони от 0,1 мол йони Br–?

СЪСТАВ И ЕЛЕКТР
СТРУКТУРА НА АТОМА

МЕТОДИЧЕСКИ УКАЗАНИЯ И КОНТРОЛНИ ЗАДАЧИ
КЪМ ПРОГРАМА ЗА ОБУЧЕНИЕ НА УЧЕНИЦИ
СПЕЦИАЛИЗИРАНИ КЛАСОВЕ
ОСНОВНИ УЧИЛИЩА

Продължение. За начало вижте № 4, 6/2005

Насоки

17. Имайки предвид описаните модели, разгледайте състоянието и разпределението на електроните енергийни ниваи орбитали за калиеви атоми ( З= 19) и скандий ( З = 21).

Решение

1) Елементът аргон, който предхожда калия в PSCE ( З= 18) има следното електронно разпределение:

а) по нивата на атома:

б) по орбиталите на атома:

Електронна формула на аргоновия атом:

Електронна графична формула на аргоновия атом:

При разпределението на електроните в К атома, в съответствие с правилото на Клечковски, предпочитание се дава на орбиталите 4 с(сума от квантови числа н + ле равно на: 4 + 0 = 4) в сравнение с орбитала 3 д(сума от квантови числа н + ле равно на: 3 + 2 = 5) като орбитална имаща минимална стойност н + л.Следователно, за калиев атом, разпределението на електроните в орбиталите (електронна графична формула) има формата (вижте параграф 16 от насоките):

Калият принадлежи към с-елементи със следната електронна формула (конфигурация) на атома:

Разпределението на електроните по енергийни нива за атом К е показано по-долу:

2) Калциевият елемент, предхождащ скандий в PSCE ( З= 20) има следното електронно разпределение:

а) по нивата на атома:

б) по орбиталите на атома:

Електронната формула на калциевия атом:

От орбитали 3 д (н + ле равно на: 3 + 2 = 5) и 4 стр (н + лравно на: 4 + 1 = 5) при разпределението на електроните в скандиевия атом върху орбиталите трябва да се даде предимство на 3 д-орбиталите като имащи минимална стойност н= 3 за същите суми от квантови числа ( н + л) равно на пет. Следователно скандият принадлежи към д-елементи и неговият атом се характеризира със следното разпределение на електроните в орбитите:

Електронната формула на скандиевия атом е:

Разпределението на електроните по енергийните нива за Sc атома е показано по-долу:

18. Завършете чертежа, за да покажете изглед на един с-орбитали и три Р-орбитали, ориентирани по осите.

Таблица 5

Електронно разпределение
по квантови нива и поднива

черупка	Енергия ниво н	Енергия подниво л	Магнитни номер м	Брой орбитали	ограничаване номер електрони
К	1	0 (и)	0	1	2
Л	2	0 (и) 1 (p)	+1, 0, –1	1 3 4	2 6 8
М	3	0 (и) 1 (p) 2(г)	0 1, 0, –1 +2, +1, 0, –1, –2	1 3 5 9	2 6 10 18
н	4	0 (и) 1 (p) 2(г) 3(е)	0 +1, 0, –1 +2, +1, 0, –1, –2 +3, +2, +1, 0, –1, –2, –3	1 3 5 7 16	2 6 10 14 32

20. Последователността на запълване на енергийните нива на атомите вижте таблицата. 6.

21. Броят на елементите в периода на таблицата на Д. И. Менделеев се определя по формулите:

а) за нечетни периоди:

L n = (н + 1) 2 /2,

б) за четни периоди:

L n = (н + 2) 2 /2,

където L nе броят на елементите в периода, н– номер на периода.

Определяне наброя на елементите във всеки период от PSCE на Д. И. Менделеев.

Обяснете:

а) получената числена закономерност от гледна точка на състоянието на електроните в атомите и тяхното разпределение по енергийни нива;

б) разделяне на групи от елементи на главни и вторични подгрупи;

в) предварителното определяне на броя на главните и второстепенните подгрупи в PSCE на Д. И. Менделеев от гледна точка на теорията за структурата на атомите.

Проверетев бъдеще техните заключения по Приложение 1 (P-21).

22. Строгата периодичност на подреждането на елементите в PSCE от Д. И. Менделеев се обяснява напълно с последователното запълване на енергийните нива на атомите (вижте параграф 20 по-горе). Откриването на 72-ия елемент допринесе за укрепването на позицията на периодичния закон въз основа на законите за промяна на електронната структура на атомите на елементите, предсказани за първи път от Н. Бор. Елементът, все още неоткрит по това време, е търсен от химиците сред минерали, съдържащи редкоземни елементи, въз основа на неправилната предпоставка, че 15 елемента трябва да бъдат приписани на лантанидите.

По аналогия с преходните елементи, броят на лантанидите (елементи № 58–71) трябва да бъде равен на разликата между максималния брой електрони на ни Менергийни нива
(32 - 18 = 14), т.е. равно на максималния брой електрони на f-подниво (вижте параграф 19 по-горе). Елемент с З= 72 (хафний Hf) е аналог на циркония Zr и е открит в циркониеви руди.

23. Следващият важен извод от анализа на табл. 6 в параграф 20 е заключението за периодичността на запълване на външните енергийни нива на атомите с електрони, което определя периодичността на промените в химичните свойства на елементите и техните съединения.

Таблица 6

Електронни конфигурации на атомите
първите 20 елемента от периодичната таблица

Атомен стая	Деноминация- значение	Слой	К	Л	М	н
		н	1	2	3	4
		л	0	0, 1	0, 1, 2	0, 1, 2, 3
		подниво	1с	2с, 2стр	3с, 3стр, 3д	4с, 4стр, 4д, 4f
		Броят на електроните в дадено подниво
1 2	з Той		1 2
3 4 5 6 7 8 9 10	Ли Бъда б ° С н О Е не		2 2 2 2 2 2 2 2	1, 0 2, 0 2, 1 2, 2 2, 3 2, 4 2, 5 2, 6
11 12 13 14 15 16 17 18	Na мг Ал Si П С кл Ар		2 2 2 2 2 2 2 2	2, 6 2, 6 2, 6 2, 6 2, 6 2, 6 2, 6 2, 6	1, 0, 0 2, 0, 0 2, 1, 0 2, 2, 0 2, 3, 0 2, 4, 0 2, 5, 0 2, 6, 0
19 20	К ок		2 2	2, 6 2, 6	2, 6, 0 2, 6, 0	1, 0, 0, 0 2, 0, 0, 0

И така, вторият период от таблицата на Д. И. Менделеев се състои от осем елемента със следните поднива:

3Li 4 Бъдете 5B 6C 7 Н 8 О 9F 10 Не 1с 2 2с 1 1с 2 2с 2 1с 2 2с 2 2стр 1 1с 2 2с 2 2стр 2 1с 2 2с 2 2стр 3 1с 2 2с 2 2стр 4 1с 2 2с 2 2стр 5 1с 2 2с 2 2стр 6

При прехода от литий към неон, зарядът на атомното ядро ​​постепенно се увеличава от З= 3 до З= 10, което означава, че силите на привличане на електроните към ядрото се увеличават и в резултат на това радиусите на атомите на тези елементи намаляват. Следователно способността на атома да отдава електрони (типично метално свойство), която е изразена в литиевия атом, постепенно отслабва при преминаване от литий към флуор. Последният е типичен неметал, тоест елемент, който повече от другите е способен да приема електрони.

Започвайки със следващия елемент след неон (Na, З= 11) електронните структури на атомите се повтарят и следователно електронните конфигурации на техните външни електронни обвивки се обозначават по подобен начин ( н– номер на периода):

ns 1 (Li, Na), ns 2 (Be, Mg), ns 2 np 1 (B, Al), ns 2 np 2 (C, Si) и т.н.

В четвъртия период на таблицата на Д. И. Менделеев се появяват преходни елементи, принадлежащи към второстепенни подгрупи.

24. Елементите, принадлежащи към една и съща подгрупа, имат подобно разположение на електроните на външните електронни нива на атомите. Например всички халогенни атоми (основната подгрупа на група VII) имат електронна конфигурация ns 2 np 5, а атомите на елементите от страничната подгрупа на същата група се характеризират с електронна конфигурация ( н– 1)с 2 (н– 1)стр 6 (н– 1)д 5 ns 2 .

Каква е същността на приликите и разликите между атомите на елементите, принадлежащи към различни подгрупи на една и съща група от таблицата на Д. И. Менделеев? Допълнително проверете заключенията си с Приложение 1 (P-24).

25. Числената стойност на валентността на атома, определена от броя на образуваните от него ковалентни химични връзки, отразява позицията на елемента в PSCE на Д. И. Менделеев. В много случаи валентността на атом на елемент в съединение е числено равна на номера на групата в PSCE на Д. И. Менделеев. Има обаче изключения от това правило. Например при фосфорния атом на външната (трета, М) енергийното ниво съдържа три несдвоени електрона (3 Р-орбитали) и клетки със свободна валентност д-орбитали. Следователно фосфорният атом се характеризира с т.нар възбудаелектрон, свързан с разпаряването на електронната двойка и прехода на един от получените несдвоени електрони към 3 д-орбитален. За възбуденото състояние на фосфорния атом е възможно образуването на пет ковалентни връзки, а за основното състояние - само три.

За атома на азота възбуденото състояние е нетипично, тъй като в този атом на външно енергийно ниво броят и състоянието на електроните е същото като във фосфорния атом, но няма свободни клетки и липсват само три електрона за завършеност и стабилност на това ниво.

Защо тогава максималната валентност на азотния атом в съединенията (т.е. способността за образуване на общи електронни двойки) все още не е III, а IV?

26. Повтарящи се параграфи. 16, 17 методическа разработка, е възможно да се обясни редът на запълване на енергийните нива с електрони в атомите на елементите от 4-ия голям период на PSCE на Д. И. Менделеев. Четната серия от този период започва с елементи от основните подгрупи - 39 K и 40 Ca, които са типични метали с постоянна валентност, и вече от елемент № 21 ( З= 21, Sc) след това идват елементите на второстепенни подгрупи, т.нар д-елементи или преходи. Опитайте се да обясните същността на тези имена, дайте подходящи примери. Проверете правилността на заключенията си в бъдеще с Приложение 1 (P-26).

27. Химическият знак на водорода H в PSCE на Д. И. Менделеев също е поставен в главната подгрупа
I група и в основната подгрупа на VII група. Защо това е позволено? Проверете в бъдеще правилността на заключенията си в Приложение 1 (P-27).

Тъй като ядрата на реагиращите атоми остават непроменени по време на химичните реакции, тогава Химични свойстваатомите зависят преди всичко от структурата на електронните обвивки на атомите. Затова ще се спрем по-подробно на разпределението на електроните в атома и главно на тези, които определят химичните свойства на атомите (т.нар. валентни електрони), а следователно и периодичността в свойствата на атомите и техните съединения. Вече знаем, че състоянието на електроните може да бъде описано чрез набор от четири квантови числа, но за да обясните структурата на електронните обвивки на атомите, трябва да знаете следните три основни разпоредби: 1) принципът на Паули, 2) принцип на най-малко енергия, и 3) хит Hund. принцип на Паули. През 1925 г. швейцарският физик В. Паули установява правило, по-късно наречено принцип на Паули (или изключване на Паули): в атома ve може да има два електрона, които имат еднакви свойства. Като се знае, че свойствата на електроните се характеризират с квантови числа, принципът на Паули може да се формулира и по следния начин: не може да има два електрона в атом, в който и четирите квантови числа да са еднакви. Поне едно от квантовите числа l, /, mt или m3 трябва задължително да се различава. И така, електрони с еднакъв квант - По-нататък се съгласяваме да обозначим графично електроните със стойностите s = + lj2> със стрелката T, а тези със стойностите J- ~ lf2 - със стрелката Два електрона с еднакви спинове често се наричат ​​електрони с успоредни спинове и се означават с ft (или C). Два електрона с противоположни спинове се наричат ​​електрони с аптипаралелни спинове и се означават с | J-тите числа l, I и mt задължително трябва да се различават по завъртания. Следователно в един атом може да има само два електрона с еднакви n, / и m, единият с m = -1/2, другият с m = + 1/2. Напротив, ако завъртанията на два електрона са еднакви, едно от квантовите числа трябва да се различава: n, / или mh n= 1. Тогава /=0, mt-0 и t могат да имат произволна стойност: +1/ 2 или -1/2. Виждаме, че ако n - 1, може да има само два такива електрона. Като цяло, за всеки дадена стойност l електроните се отличават основно със странично квантово число /, което приема стойности от 0 до n-1. За дадено дали/ може да има (2/+1) електрона с различни стойности на магнитното квантово число m. Това число трябва да се удвои, тъй като дадените стойности на l, / и m( съответстват на две различни стойности на спиновата проекция mx. Следователно максималният брой електрони със същото квантово число l се изразява чрез сумата , Ясно е защо на първо енергийно ниво не може да има повече от 2 електрона, на второто - 8, на третото - 18 и т.н.. Помислете например за водородния атом iH. атом iH и въртенето на този електрон може да бъде насочено произволно (т.е. ms^ + ij2 или mt \u003d -1 / 2), а електронът е в s-co състояние на първо енергийно ниво с l- 1 ( припомняме отново, че първото енергийно ниво се състои от едно подниво - 15, второто енергийно ниво - от две поднива - 2s и 2p, третото - от три поднива - 3*, Zru 3d и т.н.) Поднивото от своя страна е разделени на квантови клетки* (енергийни състояния, определени от броя на възможните стойности m(, т.е. 2/4-1) Обичайно е клетката да се представя графично като правоъгълник, посоката на въртене и електрон - стрелки. Следователно състоянието на електрона във водородния атом iH може да бъде представено като Ijt1 или, което е същото, Под „квантова клетка“ имате предвид * орбитала, характеризираща се със същия набор от стойности на квантовите числа n, I и m * във всяка клетка, максимум два електрона с аятипаралелни спинове, което се означава с ti- Разпределение на електрони в атоми В хелиев атом 2He, квантовите числа n-1, / = 0 и m (-0) са еднакви и за двата му електрона, а квантовото число m3 е различно.Проекциите на спина на хелиевите електрони могат да бъдат mt \u003d + V2 и ms = - V2.Структурата на електронната обвивка на хелиевия атом 2He може да бъде представено като Is-2 или, което е същото, 1S И Нека изобразим структурата на електронните обвивки на пет атома на елементите от втория период на периодичната таблица: VO трябва да се запълни по този начин, не е очевидни предварително. Даденото подреждане на спиновете се определя от така нареченото правило на Хунд (формулирано за първи път през 1927 г. от немския физик Ф. Гунд). да За дадена стойност на I (т.е. в рамките на определено подниво) електроните са подредени по такъв начин, че общият брой сто * е максимален. Ако например е необходимо да се разпределят три електрона в три /^-клетки на азотния атом, то всяка от тях ще бъде разположена в отделна клетка, т.е. т.е. да бъдат поставени на три различни p-орбитали: В този случай общото въртене е 3/2, тъй като неговата проекция е m3 - 4-1/2 + A / 2 + 1/2 \u003d 3/2 * Същите тези три електроните не могат да бъдат подредени по този начин: 2p NI, защото тогава проекцията на общия спин е tm= +1/2 -1/2+ + 1/2=1/2. Поради тази причина, точно както по-горе, електроните се намират в атомите на въглерода, азота и кислорода. Нека по-нататък разгледаме електронните конфигурации на атомите от следващия трети период. Започвайки с натрий uNa, се запълва третото енергийно ниво с основно квантово число n-3. Атомите на първите осем елемента от третия период имат следните електронни конфигурации: Помислете сега за електронната конфигурация на първия атом от четвъртия период на калий 19K. Първите 18 електрона запълват следните орбитали: ls12s22p63s23p6. Изглежда, че; че деветнадесетият електрон на калиевия атом трябва да попадне на 3d подниво, което съответства на n = 3 и 1=2. Но всъщност валентният електрон на калиевия атом се намира в 4s орбитала. По-нататъшното запълване на черупките след 18-ия елемент не се извършва в същата последователност, както в първите два периода. Електроните в атомите са подредени в съответствие с принципа на Паули и правилото на Хунд, но така, че тяхната енергия да е най-малка. Принципът на най-малката енергия (най-голям принос за развитието на този принцип направи местният учен В. М. Клечковски) - в атома всеки електрон е разположен така, че неговата енергия е минимална (което съответства на най-голямата му връзка с ядрото) . Енергията на електрона се определя главно от основното квантово число n и страничното квантово число /, следователно първо се запълват онези поднива, за които сумата от стойностите на квантовите числа pi / е най-малката. Например, енергията на електрона на подниво 4s е по-малка отколкото на подниво 3d, тъй като в първия случай n+/=4+0=4, а във втория n+/=3+2= 5; на подниво 5* (n+ /=5+0=5) енергията е по-малка от тази на Ad (l + /=4+ 4-2=6); с 5p (l+/=5 +1 = 6) енергията е по-малка от 4/(l-f/= =4+3=7) и т.н. В. М. Клечковски за първи път през 1961 г. формулира общото твърдение, че електрон в основно състояние заема ниво не с минималната възможна стойност n, а с най-малката стойностсуми n+/« В случай, че сумите на стойностите на pi/ са равни за две поднива, започва да се запълва поднивото с по-малка стойност на n поднива с по-ниски стойности на l, т.е. 3dAp-5s и т.н. , В периодичната система от елементи на Менделеев последователността на нивата и поднивата на запълване с електрони е както следва (фиг. 2.4). Разпределение на електроните в атомите. Схема на запълване на енергийни нива и поднива с електрони Следователно, съгласно принципа на най-малката енергия, в много случаи е енергийно по-изгодно за един електрон да заеме поднивото на „горното“ ниво, въпреки че поднивото на „долното“ ниво не се запълва: Ето защо в четвъртия период първо се запълва подниво 4s и едва след това подниво 3d .

Електронна конфигурацияатомът е числено представяне на неговите електронни орбитали. Електронните орбитали са региони с различни форми, разположени наоколо атомно ядро, в който е математически вероятно да се намери електрон. Електронната конфигурация помага бързо и лесно да се каже на читателя колко електронни орбитали има един атом, както и да се определи броят на електроните във всяка орбитала. След като прочетете тази статия, ще овладеете метода за компилиране на електронни конфигурации.

стъпки

Разпределение на електрони с помощта на периодичната система на Д. И. Менделеев

Намерете атомния номер на вашия атом.Всеки атом има определен брой електрони, свързани с него. Намерете символа за вашия атом в периодичната таблица. Атомното число е положително цяло число, започващо от 1 (за водород) и нарастващо с единица за всеки следващ атом. Атомното число е броят на протоните в един атом и следователно е и броят на електроните в атом с нулев заряд.

Определете заряда на атома.Неутралните атоми ще имат същия брой електрони, както е показано в периодичната таблица. Въпреки това, заредените атоми ще имат повече или по-малко електрони, в зависимост от големината на техния заряд. Ако работите със зареден атом, добавете или извадете електрони, както следва: добавете по един електрон за всеки отрицателен заряд и извадете по един за всеки положителен заряд.

• Например, натриев атом със заряд -1 ще има допълнителен електрон в допълнениедо основния си атомен номер 11. С други думи, един атом ще има общо 12 електрона.
• Ако говорим сиза натриев атом със заряд +1, един електрон трябва да се извади от базовия атомен номер 11. Така че атомът ще има 10 електрона.

1. Запомнете основния списък от орбитали.Тъй като броят на електроните в атома се увеличава, те запълват различните поднива на електронната обвивка на атома според определена последователност. Всяко подниво на електронната обвивка, когато е запълнено, съдържа четен брой електрони. Има следните поднива:

   Разберете електронния конфигурационен запис.Електронните конфигурации са записани, за да се отрази ясно броят на електроните във всяка орбитала. Орбиталите се записват последователно, като броят на атомите във всяка орбитала е написан като горен индекс вдясно от името на орбитата. Завършената електронна конфигурация има формата на последователност от обозначения на подниво и горни индекси.

   • Ето, например, най-простата електронна конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 .Тази конфигурация показва, че има два електрона в подниво 1s, два електрона в подниво 2s и шест електрона в подниво 2p. 2 + 2 + 6 = общо 10 електрона. Това е електронната конфигурация на неутралния неонов атом (атомният номер на неона е 10).

2. Запомнете реда на орбиталите.Имайте предвид, че електронните орбитали са номерирани във възходящ ред на номера на електронната обвивка, но са подредени във възходящ енергиен ред. Например, запълнена 4s 2 орбитала има по-малко енергия (или по-малко подвижност) от частично запълнена или запълнена 3d 10, така че 4s орбитала се записва първа. След като знаете реда на орбиталите, можете лесно да ги попълните според броя на електроните в атома. Редът, в който се запълват орбиталите, е следният: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Електронната конфигурация на атом, в който всички орбитали са запълнени, ще има следния вид: 10 7p 6
   • Имайте предвид, че горната нотация, когато всички орбитали са запълнени, е електронната конфигурация на елемента Uuo (унунокций) 118, атомът периодична системас най-голям брой. Следователно тази електронна конфигурация съдържа всички известни в момента електронни поднива на неутрално зареден атом.

3. Попълнете орбиталите според броя на електроните във вашия атом.Например, ако искаме да запишем електронната конфигурация на неутрален калциев атом, трябва да започнем с търсене на неговия атомен номер в периодичната таблица. Неговият атомен номер е 20, така че ще запишем конфигурацията на атом с 20 електрона според горния ред.

   • Попълнете орбиталите в горния ред, докато стигнете до двадесетия електрон. Първата 1s орбитала ще има два електрона, 2s орбитала също ще има два, 2p орбитала ще има шест, 3s орбитала ще има два, 3p орбитала ще има 6 и 4s орбитала ще има 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) С други думи, електронната конфигурация на калций има формата: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Обърнете внимание, че орбиталите са във възходящ ред на енергия. Например, когато сте готови да преминете към 4-то енергийно ниво, тогава първо запишете 4s орбитала и тогава 3г. След четвъртото енергийно ниво преминавате към петото, където се повтаря същият ред. Това се случва едва след третото енергийно ниво.

4. Използвайте периодичната таблица като визуален ориентир.Вероятно вече сте забелязали, че формата на периодичната таблица съответства на реда на електронните поднива в електронните конфигурации. Например атомите във втората колона отляво винаги завършват на "s 2", докато атомите в десния край на тънката средна част винаги завършват на "d 10" и т.н. Използвайте периодичната таблица като визуално ръководство за писане на конфигурации - тъй като редът, в който добавяте към орбиталите, съответства на вашата позиция в таблицата. Виж отдолу:

   • По-специално, двете най-леви колони съдържат атоми, чиито електронни конфигурации завършват на s-орбитали, десният блок на таблицата съдържа атоми, чиито конфигурации завършват на p-орбитали, а в долната част на атомите завършват на f-орбитали.
   • Например, когато записвате електронната конфигурация на хлора, помислете така: „Този ​​атом се намира в третия ред (или „период“) на периодичната таблица. Той също така се намира в петата група на орбиталния блок p от периодичната таблица. Следователно електронната му конфигурация ще завърши в. ..3p 5
   • Имайте предвид, че елементите в d и f орбиталните области на таблицата имат енергийни нива, които не съответстват на периода, в който се намират. Например, първият ред на блок от елементи с d-орбитали съответства на 3d орбитали, въпреки че се намира в 4-тия период, а първият ред от елементи с f-орбитали съответства на 4f орбитала, въпреки факта, че се намира в 6 период.

5. Научете съкращенията за писане на дълги електронни конфигурации.Атомите от дясната страна на периодичната таблица се наричат благородни газове.Тези елементи са химически много стабилни. За да съкратите процеса на писане на дълги електронни конфигурации, просто напишете в квадратни скоби химическия символ за най-близкия благороден газ с по-малко електрони от вашия атом и след това продължете да пишете електронната конфигурация на следващите орбитални нива. Виж отдолу:

   • За да разберете тази концепция, ще бъде полезно да напишете примерна конфигурация. Нека напишем конфигурацията на цинк (атомен номер 30), използвайки съкращението за благороден газ. Пълната конфигурация на цинка изглежда така: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Въпреки това виждаме, че 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 е електронната конфигурация на аргон, благороден газ. Просто заменете частта за електронна конфигурация на цинка с химическия символ за аргон в квадратни скоби (.)
   • И така, електронната конфигурация на цинка, написана в съкратена форма, е: 4s 2 3d 10 .
   • Имайте предвид, че ако пишете електронната конфигурация на благороден газ, да речем аргон, не можете да пишете! Трябва да се използва съкращението на благородния газ пред този елемент; за аргон ще бъде неон ().

   Използване на периодичната таблица на ADOMAH

   1. Овладейте периодичната таблица на ADOMAH. Този методзаписването на електронната конфигурация не изисква запаметяване, но изисква модифицирана периодична таблица, тъй като в традиционната периодична таблица, започвайки от четвъртия период, номерът на периода не съответства на електронната обвивка. Намерете периодичната таблица на ADOMAH, специален тип периодична таблица, проектирана от учения Валери Цимерман. Лесно се намира с кратко търсене в интернет.

      • В периодичната таблица на ADOMAH хоризонталните редове представляват групи от елементи като халогени, благородни газове, алкални метали, алкалоземни метали и др. Вертикалните колони съответстват на електронни нива, а така наречените "каскади" (диагонални линии, свързващи блокове s,p,dи е) съответстват на периоди.
      • Хелият се премества във водород, тъй като и двата елемента се характеризират с 1s орбитала. Блоковете с периоди (s, p, d и f) са показани от дясната страна, а номерата на нивата са дадени в долната част. Елементите са представени в полета, номерирани от 1 до 120. Тези числа са обичайните атомни числа, които представляват общия брой електрони в неутрален атом.

   2. Намерете своя атом в таблицата ADOMAH.За да запишете електронната конфигурация на даден елемент, намерете неговия символ в периодичната таблица на ADOMAH и зачеркнете всички елементи с по-висок атомен номер. Например, ако трябва да запишете електронната конфигурация на ербий (68), зачеркнете всички елементи от 69 до 120.

      • Обърнете внимание на числата от 1 до 8 в основата на таблицата. Това са номерата на електронните нива или номерата на колоните. Игнорирайте колони, които съдържат само задраскани елементи. За ербия остават колони с номера 1,2,3,4,5 и 6.

   3. Пребройте орбиталните поднива до вашия елемент.Гледайки блоковите символи, показани вдясно на таблицата (s, p, d и f), и номерата на колоните, показани в долната част, игнорирайте диагоналните линии между блоковете и разделете колоните на блокови колони, изброявайки ги в ред отдолу нагоре. И отново игнорирайте блоковете, в които всички елементи са зачеркнати. Напишете блоковете на колоните, като започнете от номера на колоната, последван от символа на блока, по този начин: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (за ербий).

      • Моля, обърнете внимание: Горната електронна конфигурация Er е записана във възходящ ред на номера на електронното подниво. Може да се запише и в реда, в който са запълнени орбиталите. За да направите това, следвайте каскадите отдолу нагоре, а не колоните, когато пишете блокове колони: 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. Пребройте електроните за всяко електронно подниво.Пребройте елементите във всеки блок от колони, които не са били зачеркнати, като прикрепите по един електрон от всеки елемент и напишете номера им до символа на блок за всеки блок от колони, както следва: 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 . В нашия пример това е електронната конфигурация на ербий.

   5. Внимавайте за неправилни електронни конфигурации.Има осемнадесет типични изключения, свързани с електронните конфигурации на атомите в най-ниско енергийно състояние, наричано още основно енергийно състояние. Те не се подчиняват общо правилосамо в последните две или три позиции, заети от електрони. В този случай действителната електронна конфигурация предполага, че електроните са в състояние на по-ниска енергия в сравнение със стандартната конфигурация на атома. Атомите с изключение включват:

      • Кр(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); мо(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); Ла(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); татко(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) и см(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • За да намерите атомния номер на атом, когато е написан в електронен вид, просто съберете всички числа, които следват буквите (s, p, d и f). Това работи само за неутрални атоми, ако имате работа с йон, тогава нищо няма да работи - ще трябва да добавите или извадите броя на допълнителните или изгубените електрони.
   • Цифрата след буквата е горен индекс, не допускайте грешка в контролата.
   • „Стабилността на полузапълнено“ подниво не съществува. Това е опростяване. Всяка стабилност, която се отнася до "наполовина запълнени" поднива, се дължи на факта, че всяка орбитала е заета от един електрон, така че отблъскването между електроните е сведено до минимум.
   • Всеки атом се стреми към стабилно състояние и най-стабилните конфигурации имат запълнени поднива s и p (s2 и p6). Благородните газове имат тази конфигурация, така че рядко реагират и се намират вдясно в периодичната таблица. Следователно, ако една конфигурация завършва на 3p 4, тогава тя се нуждае от два електрона, за да достигне стабилно състояние (необходима е повече енергия, за да се загубят шест, включително електрони на s-ниво, така че четири е по-лесно да се загубят). И ако конфигурацията завършва на 4d 3 , тогава тя трябва да загуби три електрона, за да достигне стабилно състояние. В допълнение, полузапълнените поднива (s1, p3, d5..) са по-стабилни от, например, p4 или p2; s2 и p6 обаче ще бъдат още по-стабилни.
   • Когато имате работа с йон, това означава, че броят на протоните не е същият като броя на електроните. Зарядът на атома в този случай ще бъде показан в горния десен ъгъл (обикновено) на химическия символ. Следователно атом на антимон със заряд +2 има електронна конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Обърнете внимание, че 5p 3 се промени на 5p 1. Бъдете внимателни, когато конфигурацията на неутрален атом завършва на поднива, различни от s и p.Когато вземете електрони, можете да ги вземете само от валентни орбитали (s и p орбитали). Следователно, ако конфигурацията завършва с 4s 2 3d 7 и атомът получи +2 заряд, тогава конфигурацията ще завърши с 4s 0 3d 7 . Моля, имайте предвид, че 3d 7 непромени, вместо това се губят електрони от s-орбиталата.
   • Има условия, когато един електрон е принуден да се „премести на по-високо енергийно ниво“. Когато на подниво липсва един електрон, за да бъде наполовина или пълно, вземете един електрон от най-близкото s или p подниво и го преместете на поднивото, което се нуждае от електрон.
   • Има два варианта за писане на електронна конфигурация. Те могат да бъдат записани във възходящ ред на номерата на енергийните нива или в реда, в който са запълнени електронните орбитали, както беше показано по-горе за ербия.
   • Можете също да напишете електронната конфигурация на елемент, като напишете само валентната конфигурация, която е последното s и p подниво. Така валентната конфигурация на антимона ще бъде 5s 2 5p 3 .
   • Йоните не са еднакви. С тях е много по-трудно. Пропуснете две нива и следвайте същия модел в зависимост от това къде сте започнали и колко висок е броят на електроните.