Problēmu risināšanas piemēri. Periodiskās sistēmas elementu atomu elektroniskās konfigurācijas

1. uzdevums. Uzrakstiet šādu elementu elektroniskās konfigurācijas: N, Si, F e, Kr , Te, W .

Risinājums. Enerģija atomu orbitāles palielinās šādā secībā:

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

Uz katra s-čaula (viena orbitāle) var atrasties ne vairāk kā divi elektroni, uz p-apvalka (trīs orbitāles) - ne vairāk kā seši, uz d-apvalka (piecas orbitāles) - ne vairāk kā 10 un uz f apvalks (septiņas orbitāles) - ne vairāk kā 14.

Atoma pamata stāvoklī elektroni aizņem orbitāles ar viszemāko enerģiju. Elektronu skaits ir vienāds ar kodola lādiņu (atoms kopumā ir neitrāls) un elementa atomskaitli. Piemēram, slāpekļa atomam ir 7 elektroni, no kuriem divi atrodas 1s orbitālēs, divi ir 2s orbitālēs, bet atlikušie trīs elektroni atrodas 2p orbitālēs. Slāpekļa atoma elektroniskā konfigurācija:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Citu elementu elektroniskās konfigurācijas:

14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2,

26 F e : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6,

36 K r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3p 10 3p 6,

52 Tie : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4,

74 Tie : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4.

2. uzdevums. Kurai inertajai gāzei un kādu elementu joniem ir tāda pati elektroniskā konfigurācija kā daļiņai, kas rodas, atdalot visus valences elektronus no kalcija atoma?

Risinājums. Kalcija atoma elektronu apvalkam ir struktūra 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Noņemot divus valences elektronus, veidojas Ca 2+ jons ar konfigurāciju 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Atomam ir tāda pati elektroniskā konfigurācija Ar un joni S 2-, Cl -, K +, Sc 3+ utt.

3. uzdevums. Vai Al 3+ jona elektroni var atrasties šādās orbitālēs: a) 2p; b) 1r; c) 3d?

Risinājums. Alumīnija atoma elektroniskā konfigurācija: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Al 3+ jons veidojas, atdalot trīs valences elektronus no alumīnija atoma, un tam ir elektroniskā konfigurācija 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) elektroni jau atrodas 2p orbitālē;

b) saskaņā ar ierobežojumiem, kas uzlikti kvantu skaitlim l (l = 0, 1, ... n -1), pie n = 1 iespējama tikai vērtība l = 0, tāpēc 1p orbitāle neeksistē. ;

c) elektroni var atrasties 3d orbitālē, ja jons ir ierosinātā stāvoklī.

4. uzdevums. Uzrakstiet neona atoma elektronisko konfigurāciju pirmajā ierosinātajā stāvoklī.

Risinājums. Neona atoma elektroniskā konfigurācija pamatstāvoklī ir 1s 2 2s 2 2p 6 . Pirmo ierosināto stāvokli iegūst, vienam elektronam pārejot no augstākās aizņemtās orbitāles (2p) uz zemāko brīvo orbitāli (3s). Neona atoma elektroniskā konfigurācija pirmajā ierosinātajā stāvoklī ir 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

5. uzdevums. Kāds ir izotopu 12 C un 13 C , 14 N un 15 N kodolu sastāvs?

Risinājums. Protonu skaits kodolā ir vienāds ar elementa atomu skaitu un ir vienāds visiem šī elementa izotopiem. Neitronu skaits ir vienāds ar masas skaitli (norādīts elementa numura augšējā kreisajā stūrī), atskaitot protonu skaitu. Vienam elementam ir dažādi izotopi dažādi skaitļi neitroni.

Šo kodolu sastāvs:

12 C: 6p + 6n; 13 C: 6p + 7n; 14 N: 7p + 7n; 15N: 7p + 8n.

Elektronu izvietojumu enerģijas līmeņos un orbitālēs sauc par elektronisko konfigurāciju. Konfigurāciju var attēlot tā saukto elektronisko formulu veidā, kurās enerģijas līmeņa skaitlis ir norādīts ar skaitli priekšā, tad apakšlīmenis norāda ar burtu un elektronu skaits šajā apakšlīmenī. burta augšējā labajā stūrī. Pēdējo skaitļu summa atbilst atoma kodola pozitīvā lādiņa vērtībai. Piemēram, sēra un kalcija elektroniskās formulas izskatīsies šādi: S (+ 16) - ls22s22p63s23p\Ca (+ 20) - ls22s22p63s23p64s2. Elektronisko līmeņu aizpildīšana tiek veikta saskaņā ar mazākās enerģijas principu: visstabilākais elektrona stāvoklis atomā atbilst stāvoklim ar minimālo enerģijas vērtību. Tāpēc slāņi ar mazākās vērtības enerģiju. Padomju zinātnieks V. Klečkovskis atklāja, ka elektrona enerģija palielinās, palielinoties galveno un orbitālo kvantu skaitļu summai (n + /)>, tāpēc elektronisko slāņu piepildīšanās notiek elektrona slāņu pieauguma secībā. galveno un orbitālo kvantu skaitļu summa. Ja summas (n - f1) diviem apakšlīmeņiem ir vienādas, tad vispirms aizpilda apakšlīmeņus ar mazāko n un lielāko l9, un pēc tam apakšlīmeņus ar lielāko n un mazāko L. Pieņemsim, piemēram, summu ( n + /) « 5. Šī summa atbilst šādām kombinācijām neatkarīgi no tā, vai I: n = 3; / 2; n *" 4; 1-1; l = / - 0. Pamatojoties uz to, vispirms jāaizpilda trešā enerģijas līmeņa d-apakšlīmenis, tad jāaizpilda 4p-apakšlīmenis un tikai pēc tam piektā enerģijas līmeņa s-apakšlīmenis. Viss iepriekš minētais nosaka šādu elektronu piepildīšanas secību atomos: 1. piemērs Uzzīmējiet nātrija atoma elektronisko formulu. Risinājums Pamatojoties uz situāciju periodiska sistēma, konstatē, ka nātrijs ir trešā perioda elements. Tas norāda, ka elektroni nātrija atomā atrodas trīs enerģijas līmeņos. Elementa atomskaitlis nosaka kopējo elektronu skaitu šajos trīs līmeņos – vienpadsmit. Pirmajā enerģijas līmenī (ls1, / = 0; s-apakšlīmenis) maksimālais elektronu skaits ir // « 2n2, N = 2. Elektronu sadalījumu I enerģijas līmeņa s-apakšlīmenī parāda ieraksts - Is2, Pie II enerģijas līmeņa n = 2, I « 0 (s-apakšlīmenis) un I = 1 (p-apakšlīmenis), maksimālais elektronu skaits ir astoņi. Tā kā maksimālais 2e atrodas S-apakšlīmenī, tad p-apakšlīmenī būs 6e. Elektronu sadalījumu II enerģijas līmenī parāda rakstot - 2s22p6. Trešajā enerģijas līmenī ir iespējami S-, p- un d-apakšlīmeņi. Nātrija atomam III enerģijas līmenī ir tikai viens elektrons, kurš pēc mazākās enerģijas principa aizņems 3v apakšlīmeni. Apvienojot elektronu sadalījuma ierakstus katrā slānī vienā, iegūst nātrija atoma elektronisko formulu: ls22s22p63s1. pozitīvs lādiņš nātrija atoms (+11) tiek kompensēts ar kopējo elektronu skaitu (11). Turklāt elektronu čaulu struktūra tiek attēlota, izmantojot enerģijas jeb kvantu šūnas (orbitāles) - tās ir tā saucamās grafiskās elektroniskās formulas. Katra šāda šūna ir apzīmēta ar taisnstūri Q, elektrons t> bultiņas virziens raksturo elektrona spinu. Saskaņā ar Pauli principu šūnā (orbītā) tiek ievietots viens (nesapārots) vai divi (sapāroti) elektroni. Nātrija atoma elektronisko struktūru var attēlot ar shēmu: Piepildot kvantu šūnas, ir jāzina Hunda likums: atoma stabilais stāvoklis atbilst šādam elektronu sadalījumam enerģijas apakšlīmenī (p, d, f). ), pie kuras atoma kopējā spina absolūtā vērtība ir maksimālā. Tātad, ja divi elektroni aizņem vienu orbitāli\]j\\\, tad to kopējais spins būs vienāds ar nulli. Divu orbitāļu 1 m 111 I piepildīšana ar elektroniem dos kopējo spinu, kas vienāds ar vienotību. Balstoties uz Hunda principu, elektronu sadalījums kvantu šūnās, piemēram, 6С un 7N atomiem būs sekojošs Jautājumi un uzdevumi patstāvīgam risinājumam 1. Uzskaitiet visus teorētiskos pamatnoteikumus, kas nepieciešami elektronu piepildīšanai atomos. 2. Parādiet mazākās enerģijas principa pamatotību, piemēram, pildot elektronus kalcija un skandija, stroncija, itrija un indija atomos. 3. Kura no fosfora atoma (neuzbudinātā stāvokļa) grafiskajām elektroniskajām formulām ir pareiza? Pamato savu atbildi, izmantojot Gunda likumu. 4. Pierakstiet visus kvantu skaitļus atomu elektroniem: a) nātrijs, silīcijs; b) fosfors, hlors; c) sērs, argons. 5. Sastādiet pirmā un trešā perioda s-elementa atomu elektroniskās formulas. 6. Sastādiet piektā perioda p-elementa atoma elektronisko formulu, kuras ārējās enerģijas līmenis ir 5s25p5. Kādas ir tā ķīmiskās īpašības? 7. Uzzīmējiet elektronu sadalījumu orbītās silīcija, fluora, kriptona atomos. 8. Sastādiet elementa elektronisko formulu, kurā divu ārējā līmeņa elektronu enerģētisko stāvokli raksturo šādi kvantu skaitļi: n - 5; 0; m1 = 0; ta = + 1/2; ka "-1/2. 9. Ārējiem un priekšpēdējiem atomu enerģijas līmeņiem ir šāda forma: a) 3d24s2; b) 4d105s1; c) 5s25p6. Sastādiet elementu atomu elektroniskās formulas. Norādiet p- un d-elementus. 10. Izveidojiet elektroniskās formulas d-elementu atomiem, kuriem d-apakšlīmenī ir 5 elektroni. 11. Uzzīmējiet elektronu sadalījumu kvantu šūnās kālija, hlora, neona atomos. 12. Elementa ārējo elektronu slāni izsaka ar formulu 3s23p4. Noteikt sērijas numurs un elementa nosaukumu. 13. Uzrakstiet šādu jonu elektroniskās konfigurācijas: 14. Vai O, Mg, Ti atomi satur M līmeņa elektronus? 15. Kuras atomu daļiņas ir izoelektroniskas, ti, satur vienādu elektronu skaitu: 16. Cik elektronu līmeņu ir atomiem stāvoklī S2", S4+, S6+? 17. Cik brīvu d-orbitāļu ir Sc? Ti, V atomi?Uzrakstiet šo elementu atomu elektroniskās formulas.4b-elektroni satur šo elementu atomus stabilā stāvoklī?20.Cik brīvu 3p-orbitāļu ir silīcija atomam stacionārā un ierosinātā stāvoklī?

>> Ķīmija: ķīmisko elementu atomu elektroniskās konfigurācijas

Šveices fiziķis V. Pauli 1925. gadā konstatēja, ka atomā vienā orbitālē var atrasties ne vairāk kā divi elektroni, kuriem ir pretēji (pretparalēli) spini (tulkojumā no angļu valodas “spindle”), tas ir, tiem piemīt īpašības, kuras var būt nosacīti attēloja sevi kā elektrona rotāciju ap savu iedomāto asi: pulksteņrādītāja virzienā vai pretēji pulksteņrādītāja virzienam. Šo principu sauc par Pauli principu.

Ja orbitālē ir viens elektrons, tad to sauc par nesapārotu, ja ir divi, tad tie ir pārī savienoti elektroni, tas ir, elektroni ar pretējiem spiniem.

5. attēlā parādīta diagramma par enerģijas līmeņu sadalījumu apakšlīmeņos.

S-orbitāle, kā jūs jau zināt, ir sfēriska. Ūdeņraža atoma elektrons (s = 1) atrodas uz šīs orbitāles un nav savienots pārī. Tāpēc tā elektroniskā formula jeb elektroniskā konfigurācija tiks uzrakstīta šādi: 1s 1. Elektroniskajās formulās enerģijas līmeņa skaitli norāda ar skaitli burta priekšā (1 ...), apakšlīmeni (orbitālo tipu) norāda ar latīņu burtu un skaitli, kas rakstīts burta augšējā labajā stūrī. burts (kā eksponents) parāda elektronu skaitu apakšlīmenī.

Hēlija atomam He, kam ir divi elektroni pārī vienā s-orbitālē, šī formula ir: 1s 2 .

Hēlija atoma elektronu apvalks ir pilnīgs un ļoti stabils. Hēlijs ir cēlgāze.

Otrajam enerģijas līmenim (n = 2) ir četras orbitāles: viena s un trīs p. Otrā līmeņa s-orbitāles elektroniem (2s-orbitālēm) ir lielāka enerģija, jo tie atrodas lielākā attālumā no kodola nekā 1s-orbitāles elektroni (n = 2).

Kopumā katrai n vērtībai ir viena s-orbitāle, bet tajā ir atbilstošs elektronu enerģijas daudzums un līdz ar to ar atbilstošu diametru, kas aug, palielinoties n vērtībai.

p-Orbital ir hanteles vai astoņu tilpuma forma. Visas trīs p-orbitāles atrodas atomā savstarpēji perpendikulāri gar telpiskajām koordinātām, kas novilktas caur atoma kodolu. Vēlreiz jāuzsver, ka katram enerģijas līmenim (elektroniskajam slānim), sākot no n = 2, ir trīs p-orbitāles. Palielinoties n vērtībai, elektroni aizņem p-orbitāles, kas atrodas lielos attālumos no kodola un ir vērstas pa x, y un z asīm.

Otrā perioda elementiem (n = 2) vispirms tiek aizpildīta viena β-orbitāle un pēc tam trīs p-orbitāles. Elektroniskā formula 1l: 1s 2 2s 1. Elektrons ir vājāk saistīts ar atoma kodolu, tāpēc litija atoms to var viegli atdot (kā jūs acīmredzot atceraties, šo procesu sauc par oksidāciju), pārvēršoties par Li + jonu.

Berilija atomā Be 0 2s orbitālē atrodas arī ceturtais elektrons: 1s 2 2s 2 . Berilija atoma divi ārējie elektroni viegli atdalās - Be 0 tiek oksidēts līdz Be 2+ katjonam.

Pie bora atoma piektais elektrons aizņem 2p orbitāli: 1s 2 2s 2 2p 1. Tālāk atomi C, N, O, E ir piepildīti ar 2p orbitālēm, kas beidzas ar cēlgāzes neonu: 1s 2 2s 2 2p 6.

Trešā perioda elementiem tiek aizpildītas attiecīgi Sv- un Sp-orbitāles. Piecas trešā līmeņa d-orbitāles paliek brīvas:

11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17C11v22822r63r5; 18Ar P^Yor^3p6.

Dažreiz diagrammās, kas attēlo elektronu sadalījumu atomos, ir norādīts tikai elektronu skaits katrā enerģijas līmenī, tas ir, tie pieraksta ķīmisko elementu atomu saīsinātās elektroniskās formulas, atšķirībā no iepriekš norādītajām pilnajām elektroniskajām formulām. .

Liela perioda elementiem (ceturtais un piektais) pirmie divi elektroni aizņem attiecīgi 4. un 5. orbitāli: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Sākot no katra lielā perioda trešā elementa, nākamie desmit elektroni dosies attiecīgi uz iepriekšējām 3d un 4d orbitālēm (sekundāro apakšgrupu elementiem): 23 V 2 , 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Parasti, kad ir aizpildīts iepriekšējais d-apakšlīmenis, sāks pildīties ārējais (attiecīgi 4p- un 5p) p-apakšlīmenis.

Lielu periodu elementiem - sestajam un nepilnīgajam septītajam - elektroniskie līmeņi un apakšlīmeņi parasti tiek piepildīti ar elektroniem šādi: pirmie divi elektroni nonāks ārējā β-apakšlīmenī: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87 gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; nākamais viens elektrons (Na un Ac) uz iepriekšējo (p-apakšlīmenis: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 un 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).

Tad nākamie 14 elektroni dosies uz trešo enerģijas līmeni no ārpuses attiecīgi 4f un 5f orbitālēs lantanīdiem un aktinīdiem.

Tad atkal sāks veidoties otrais ārējais enerģijas līmenis (d-apakšlīmenis): sekundāro apakšgrupu elementiem: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - un, visbeidzot, tikai pēc pašreizējā līmeņa pilnīgas piepildīšanas ar desmit elektroniem atkal tiks aizpildīts ārējais p-apakšlīmenis:

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Ļoti bieži atomu elektronu apvalku uzbūve tiek attēlota, izmantojot enerģijas vai kvantu šūnas – tās pieraksta tā sauktās grafiskās elektroniskās formulas. Šim ierakstam izmanto šādu apzīmējumu: katra kvantu šūna ir apzīmēta ar šūnu, kas atbilst vienai orbitālei; katrs elektrons ir norādīts ar bultiņu, kas atbilst spina virzienam. Rakstot grafisko elektronisko formulu, jāatceras divi noteikumi: Pauli princips, saskaņā ar kuru šūnā var būt ne vairāk kā divi elektroni (orbitāles, bet ar pretparalēliem spiniem), un F. Hunda likums, saskaņā ar kuru elektroni aizņem brīvās šūnas (orbitāles), atrodas tajās tās ir vispirms pa vienai un tajā pašā laikā tām ir vienāda spina vērtība, un tikai tad tās sapārojas, bet spini šajā gadījumā pēc Pauli principa jau būs pretēji vērsta.

Noslēgumā vēlreiz aplūkosim elementu atomu elektronisko konfigurāciju kartēšanu D. I. Mendeļejeva sistēmas periodos. Atomu elektroniskās struktūras shēmas parāda elektronu sadalījumu pa elektroniskajiem slāņiem (enerģijas līmeņiem).

Hēlija atomā pirmais elektronu slānis ir pabeigts - tajā ir 2 elektroni.

Ūdeņradis un hēlijs ir s-elementi; šiem atomiem ir s-orbitāle, kas piepildīta ar elektroniem.

Otrā perioda elementi

Visiem otrā perioda elementiem pirmais elektronu slānis ir piepildīts un elektroni aizpilda otrā elektronu slāņa e- un p-orbitāles saskaņā ar mazākās enerģijas principu (vispirms s- un pēc tam p) un noteikumiem. Pauli un Hunda (2. tabula).

Neona atomā ir pabeigts otrais elektronu slānis - tajā ir 8 elektroni.

2. tabula Otrā perioda elementu atomu elektronu apvalku struktūra

Tabulas beigas. 2

Li, Be - elementos.

B, C, N, O, F, Ne - p-elementi, šie atomi ir piepildīti ar elektroniem p-orbitālēm.

Trešā perioda elementi

Trešā perioda elementu atomiem ir pabeigts pirmais un otrais elektronu slānis, tāpēc tiek aizpildīts trešais elektronu slānis, kurā elektroni var aizņemt 3s, 3p un 3d apakšlīmeņus (3. tabula).

3. tabula Trešā perioda elementu atomu elektronu apvalku struktūra

Magnija atomā tiek pabeigta 3s-elektronu orbitāle. Na un Mg-s elementi.

Ārējā slānī (trešais elektronu slānis) argona atomā ir 8 elektroni. Kā ārējais slānis tas ir pilnīgs, bet kopumā trešajā elektronu slānī, kā jau zināms, var būt 18 elektroni, kas nozīmē, ka trešā perioda elementiem ir neaizpildītas 3d orbitāles.

Visi elementi no Al līdz Ag ir p-elementi. s- un p-elementi veido galvenās apakšgrupas Periodiskajā sistēmā.

Pie kālija un kalcija atomiem parādās ceturtais elektronu slānis, un tiek aizpildīts 4s apakšlīmenis (4. tabula), jo tam ir zemāka enerģija nekā 3d apakšlīmenim. Lai vienkāršotu ceturtā perioda elementu atomu grafiskās elektroniskās formulas: 1) argona nosacīti grafisko elektronisko formulu apzīmējam šādi:
Ar;

2) mēs neattēlosim apakšlīmeņus, kas šiem atomiem nav aizpildīti.

4. tabula Ceturtā perioda elementu atomu elektronu apvalku struktūra


K, Ca - s-elementi, kas iekļauti galvenajās apakšgrupās. Atomiem no Sc līdz Zn 3d apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem. Tie ir 3D elementi. Tie ir iekļauti sekundārajās apakšgrupās, tiem ir iepriekš aizpildīts ārējais elektronu slānis, tos sauc par pārejas elementiem.

Pievērsiet uzmanību hroma un vara atomu elektronu apvalku struktūrai. Tajos notiek viena elektrona "atteice" no 4n- līdz 3d apakšlīmenim, kas izskaidrojams ar iegūto elektronisko konfigurāciju 3d 5 un 3d 10 lielāku enerģijas stabilitāti:

Cinka atomā ir pabeigts trešais elektronu slānis - tajā ir aizpildīti visi 3s, 3p un 3d apakšlīmeņi, kopumā uz tiem ir 18 elektroni.

Elementos, kas seko cinkam, turpina pildīties ceturtais elektronu slānis, 4p apakšlīmenis: Elementi no Ga līdz Kr ir p-elementi.

Kriptona atoma ārējais slānis (ceturtais) ir pilnīgs un tajā ir 8 elektroni. Bet tieši ceturtajā elektronu slānī, kā jūs zināt, var būt 32 elektroni; kriptona atoma 4d un 4f apakšlīmeņi joprojām paliek neaizpildīti.

Piektā perioda elementi aizpilda apakšlīmeņus šādā secībā: 5s-> 4d -> 5p. Un ir arī izņēmumi, kas saistīti ar elektronu "neveiksmi" 41 Nb, 42 MO utt.

Sestajā un septītajā periodā parādās elementi, tas ir, elementi, kuros tiek aizpildīti attiecīgi trešā ārējā elektroniskā slāņa 4f un 5f apakšlīmeņi.

4f elementus sauc par lantanīdiem.

5f-elementus sauc par aktinīdiem.

Elektronisko apakšlīmeņu aizpildīšanas secība sestā perioda elementu atomos: 55 Сs un 56 Ва - 6s-elementi;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elements; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 Tl- 86 Rn - 6p-elementi. Bet pat šeit ir elementi, kuros tiek “pārkāpta” elektronisko orbitāļu piepildīšanas secība, kas, piemēram, ir saistīta ar lielāku pusi un pilnībā aizpildītu f apakšlīmeņu enerģijas stabilitāti, tas ir, nf 7 un nf 14.

Atkarībā no tā, kurš atoma apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem pēdējais, visi elementi, kā jūs jau sapratāt, tiek sadalīti četrās elektronu saimēs jeb blokos (7. att.).

1) s-Elements; atoma ārējā līmeņa β-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; s-elementi ietver ūdeņradi, hēliju un I un II grupas galveno apakšgrupu elementus;

2) p-elementi; atoma ārējā līmeņa p-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; p elementi ietver III-VIII grupu galveno apakšgrupu elementus;

3) d-elementi; atoma preārējā līmeņa d-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; d-elementi ietver I-VIII grupas sekundāro apakšgrupu elementus, tas ir, lielu periodu starpkalāru desmitgažu elementus, kas atrodas starp s- un p-elementiem. Tos sauc arī par pārejas elementiem;

4) f-elementi, atoma trešā ārējā līmeņa f-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; tajos ietilpst lantanīdi un aktinīdi.

1. Kas notiktu, ja Pauli princips netiktu ievērots?

2. Kas notiktu, ja Hunda valdīšana netiktu ievērota?

3. Izveidot šādu ķīmisko elementu atomu elektroniskās struktūras diagrammas, elektroniskās formulas un grafiskās elektroniskās formulas: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. Uzrakstiet elektronisko formulu elementam #110, izmantojot atbilstošās cēlgāzes simbolu.

Nodarbības saturs nodarbības kopsavilkums atbalsta rāmis nodarbības prezentācijas akseleratīvas metodes interaktīvās tehnoloģijas Prakse uzdevumi un vingrinājumi pašpārbaudes darbnīcas, apmācības, lietas, uzdevumi mājasdarbi diskusijas jautājumi retoriski jautājumi no studentiem Ilustrācijas audio, video klipi un multivide fotogrāfijas, attēli, grafika, tabulas, shēmas, humors, anekdotes, joki, komiksi līdzības, teicieni, krustvārdu mīklas, citāti Papildinājumi tēzes raksti mikroshēmas zinātkāriem apkrāptu lapas mācību grāmatas pamata un papildu terminu glosārijs cits Mācību grāmatu un stundu pilnveidošanakļūdu labošana mācību grāmatā Inovācijas elementu fragmenta atjaunošana mācību grāmatā mācību stundā novecojušo zināšanu aizstāšana ar jaunām Tikai skolotājiem ideālas nodarbības kalendārais plāns gadam vadlīnijas diskusiju programmas Integrētās nodarbības

Sākotnēji ķīmisko elementu periodiskās tabulas elementi D.I. Mendeļejevs tika sakārtoti saskaņā ar viņu atomu masas un ķīmiskās īpašības, bet patiesībā izrādījās, ka izšķirošā loma ir nevis atoma masai, bet gan kodola lādiņam un attiecīgi elektronu skaitam neitrālā atomā.

Visstabilākais elektrona stāvoklis atomā ķīmiskais elements atbilst tās enerģijas minimumam, un jebkuru citu stāvokli sauc par ierosinātu, kurā elektrons var spontāni pāriet uz līmeni ar zemāku enerģiju.

Apskatīsim, kā elektroni tiek sadalīti atomā pa orbitālēm, t.i. daudzelektronu atoma elektroniskā konfigurācija pamatstāvoklī. Lai izveidotu elektronisku konfigurāciju, orbitāļu piepildīšanai ar elektroniem tiek izmantoti šādi principi:

- Pauli princips (aizliegums) - atomā nevar būt divi elektroni ar vienādu visu 4 kvantu skaitļu kopu;

- mazākās enerģijas princips (Kļečkovska likumi) - orbitāles ir piepildītas ar elektroniem orbitāļu enerģijas pieauguma secībā (1. att.).

Rīsi. 1. ūdeņražam līdzīga atoma orbitāļu enerģijas sadalījums; n ir galvenais kvantu skaitlis.

Orbitāles enerģija ir atkarīga no summas (n + l). Orbitāles ir piepildītas ar elektroniem šo ortotālu summas (n + l) augošā secībā. Tātad 3d un 4s apakšlīmenim summas (n + l) būs attiecīgi vienādas ar 5 un 4, kā rezultātā vispirms tiks aizpildīta 4s orbitāle. Ja summa (n + l) ir vienāda divām orbitālēm, tad vispirms tiek aizpildīta orbitāle ar mazāku vērtību n. Tātad 3d un 4p orbitālēm summa (n + l) katrai orbitālei būs vienāda ar 5, bet vispirms tiek aizpildīta 3d orbitāle. Saskaņā ar šiem noteikumiem orbitāļu aizpildīšanas secība būs šāda:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p

Elementa saimi nosaka pēdējā ar elektroniem piepildītā orbitāle atbilstoši enerģijai. Tomēr elektroniskās formulas nevar uzrakstīt saskaņā ar enerģijas sēriju.

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 pareiza elektroniskās konfigurācijas ievade

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 nepareizs elektroniskās konfigurācijas ieraksts

Pirmajiem pieciem d-elementiem valence (t.i., elektroni, kas atbild par ķīmiskās saites veidošanos) ir elektronu summa uz d un s, kas piepildīti ar elektroniem pēdējiem. P - elementiem valence ir elektronu summa, kas atrodas s un p apakšlīmenī. S-elementiem valences ir elektroni, kas atrodas ārējā enerģijas līmeņa s apakšlīmenī.

- Hunda noteikums - pie vienas vērtības l elektroni aizpilda orbitāles tā, lai kopējais spins būtu maksimāls (2. att.)

Rīsi. 2. Enerģijas izmaiņas Periodiskās sistēmas 2. perioda atomu orbitālēs 1s -, 2s - 2p.

Atomu elektronisko konfigurāciju konstruēšanas piemēri

Atomu elektronisko konfigurāciju uzbūves piemēri ir doti 1. tabulā.

1. tabula. Atomu elektronisko konfigurāciju konstruēšanas piemēri

Elektroniskā konfigurācija

Piemērojamie noteikumi

Pauli princips, Klečkovska noteikumi

Hunda noteikums

1s 2 2s 2 2p 6 4s 1

Klečkovska noteikumi

Lekcija 2. Elementa elektroniskā konfigurācija

Pēdējās lekcijas beigās, pamatojoties uz Klečkovska likumiem, mēs izveidojām kārtību enerģijas apakšlīmeņu piepildīšanai ar elektroniem.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f14 5d9 6p6 7s2 6d1 5f14 6d9 7p6 …

Tiek saukts atoma elektronu sadalījums pa enerģijas apakšlīmeņiem elektroniskā konfigurācija. Pirmkārt, skatoties uz pildījumu sēriju, uzkrītoša ir zināma periodiskums-regularitāte.

Enerģijas orbitāļu piepildīšana ar elektroniem atoma pamatstāvoklī atbilst mazākās enerģijas principam: vispirms tiek aizpildītas labvēlīgākas zemas orbitāles un pēc tam secīgi augstāk esošās orbitāles atbilstoši piepildījuma secībai.

Analizēsim aizpildīšanas secību.

Ja atomā atrodas tieši 1 elektrons, tas ietilpst zemākajā 1s-AO (AO ir atomu orbitāle). Tāpēc topošo elektronisko konfigurāciju var attēlot ar apzīmējumu 1s1 vai grafiski (Skatīt zemāk - bultiņa lodziņā).

Ir viegli saprast, ka, ja atomā ir vairāk nekā viens elektrons, tie secīgi aizņem vispirms 1s, pēc tam 2s un, visbeidzot, pāriet uz 2p apakšlīmeni. Taču jau sešiem elektroniem (oglekļa atoms pamatstāvoklī) rodas divas iespējas: aizpildīt 2p apakšlīmeni ar diviem elektroniem ar vienādu spinu vai ar pretēju.

Sniegsim vienkāršu analoģiju: pieņemsim, ka atomu orbitāles ir sava veida "telpas" "iemītniekiem", kas ir elektroni. No prakses ir labi zināms, ka īrnieki dod priekšroku, ja iespējams, aizņem katru atsevišķu telpu, nevis pulcējas vienā.

Līdzīga uzvedība ir raksturīga arī elektroniem, kas atspoguļojas Hunda noteikumā:

Hunda noteikums: atoma līdzsvara stāvoklis atbilst tādam elektronu sadalījumam enerģijas apakšlīmenī, kurā kopējais spins ir maksimāls.

Atoma stāvokli ar minimālu enerģiju sauc par pamatstāvokli, un visus pārējos sauc par atoma ierosinātajiem stāvokļiem.

Lekcija 2. Elektroniskā konfigurācija

I un II perioda elementu atomi

1 elektrons

2 elektroni

3 elektroni

4 elektroni

5 elektroni

6 elektroni

7 elektroni

8 elektroni

9 elektroni

10 Ne

10 elektroni

Visa e-elements

elektroniskā konfigurācija

elektronu sadalījums

Tad, pamatojoties uz Hunda likumu, slāpekļa pamatstāvoklis pieņem trīs nepāra p-elektronu klātbūtni (elektronu konfigurācija …2p3). Skābekļa, fluora un neona atomos notiek secīga elektronu savienošanās pārī un tiek aizpildīts 2p apakšlīmenis.

Ņemiet vērā, ka periodiskās tabulas trešais periods sākas ar nātrija atomu,

kura konfigurācija (11 Na ... 3s1 ) ir ļoti līdzīga litija konfigurācijai (3 Li ... 2s1 )

izņemot to, ka galvenais kvantu skaitlis n ir trīs, nevis divi.

Enerģijas apakšlīmeņu piepildījums III perioda elementu atomos ar elektroniem ir tieši tāds pats kā II perioda elementiem: magnija atoms pabeidz 3s apakšlīmeņa aizpildīšanu, tad no alumīnija uz argonu, elektroni secīgi tiek novietoti uz 3p. apakšlīmenis saskaņā ar Hunda likumu: vispirms atsevišķi elektroni tiek novietoti uz AO (Al, Si, P), tad notiek to savienošana pārī.

III perioda elementu atomi

11Na

12 mg

13Al

14Si

17Cl

18Ar

saīsināti

e- izplatīšana

Lekcija 2. Elektroniskā konfigurācija

Periodiskās tabulas ceturtais periods sākas ar 4s-apakšlīmeņa aizpildīšanu kālija un kalcija atomos ar elektroniem. Kā izriet no aizpildīšanas secības, tad nāk kārta 3D orbitālēm.

Līdz ar to varam secināt, ka d-AO piepildīšanās ar elektroniem ir “novēlota” par 1 periodu: IV periodā aizpildās 3 (!) d-apakšlīmenis).

Tātad no Sc līdz Zn 3d apakšlīmenis (10 elektroni) ir piepildīts ar elektroniem, tad no Ga līdz Kr ir aizpildīts 4p apakšlīmenis.

IV perioda elementu atomi

20Ca

21sc

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

4s2 3d1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2

22ti

4s2 3d2

30 Zn

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

4s2 3d10

31Ga

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

36 Kr

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

saīsināti

e- izplatīšana

Enerģijas apakšlīmeņu piepildījums ar elektroniem V perioda elementu atomos ir tieši tāds pats kā IV perioda elementiem.

(izjaukt pats)

Sestajā periodā 6s apakšlīmenis vispirms tiek piepildīts ar elektroniem (55 Cs atomi un

56 Ba), un tad viens elektrons atrodas uz lantāna 5d orbitāles (57 La 6s2 5d1 ).

Nākamajiem 14 elementiem (no 58 līdz 71) tiek aizpildīts 4f apakšlīmenis, t.i. f-orbitāļu piepildījums ir “novēlots” par 2 periodiem, kamēr elektrons 5d apakšlīmenī tiek saglabāts. Piemēram, vajadzētu pierakstīt cērija elektronisko konfigurāciju

58 Ce 6s2 5d 1 4 f 1

Sākot no elementa 72 (72 Hf) un līdz elementam 80 (80 Hg), 5. d apakšlīmenis tiek “aizpildīts”.

Tāpēc hafnija un dzīvsudraba elektroniskās konfigurācijas ir

72 Hf 6s2 5d 1 4 f 14 5d 1 vai 72 Hf 6s2 4 f 14 5d 2 80 Hg 6s2 5d 1 4 f 14 5d 9 vai 80 Hg 6s2 4 f 14 5d 10

Lekcija 2. Elektroniskā konfigurācija

Līdzīgi enerģijas apakšlīmeņi VII perioda elementu atomos ir piepildīti ar elektroniem.

Kvantu skaitļu noteikšana no elektroniskās konfigurācijas

Kas ir kvantu skaitļi, kā tie radušies un kāpēc tie ir nepieciešami – skat. 1. lekciju.

Dots: Elektroniskās konfigurācijas ieraksts "3p 4"

Galvenais kvantu skaitlis n ir pirmais cipars ierakstā, t.i. "3". n = 3 "3 p4", galvenais kvantu skaitlis;

Sekundārais (orbitālais, azimutālais) kvantu skaitlis l ir kodēts ar apakšlīmeņa burtu apzīmējumu. Burts p atbilst skaitlim l = 1.

mākoņa forma

l \u003d 1 "3p 4",

"hanteles"

Elektronu sadalījums apakšlīmenī saskaņā ar Pauli principu un Hunda likumu

m Є [-1; +1] - orbitāles ir vienādas (deģenerētas) enerģijā n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = -1); s = + ½

n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = 0); s = + ½n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = +1); s = + ½ n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = -1); s = -½

Valences līmenis un valences elektroni

Valences līmenis sauc par enerģijas apakšlīmeņu kopumu, kas ir iesaistīti ķīmisko saišu veidošanā ar citiem atomiem.

Valences elektroni ir tie, kas atrodas valences līmenī.

PSCE elementi ir sadalīti 4 grupās

s-elementi. Valences elektroni ns x . Abi s elementi atrodas katra perioda sākumā.

p-elementi. Valences elektroni ns 2 np x . Seši p elementi atrodas katra perioda beigās (izņemot pirmo un septīto).

Lekcija 2. Elektroniskā konfigurācija

d-elementi. Valences elektroni ns 2 (n-1)d x. Desmit d-elementi veido sekundāras apakšgrupas, sākot no IV perioda un atrodas starp s- un p-elementiem.

f-elementi. Valences elektroni ns 2 (n-1)d 1 (n-2)f x. Četrpadsmit f elementi veido lantanīdu (4f) un aktinīdu (5f) sēriju, kas atrodas zem tabulas.

Elektroniskie analogi ir daļiņas, kurām raksturīgas līdzīgas elektroniskas konfigurācijas, t.i. elektronu sadalījums pa apakšlīmeņiem.

piemēram

H 1s1 Li … 2s1 Na … 3s1 K … 4s1

Elektroniskajiem analogiem ir līdzīgas elektroniskās konfigurācijas, tāpēc to ķīmiskās īpašības ir līdzīgas - un tie atrodas Periodiskajā elementu sistēmā vienā apakšgrupā.

Elektroniska "atteice" (vai elektroniska "pārsniegšana")

Kvantu mehānika prognozē, ka daļiņas stāvoklim ir viszemākā enerģija, kad visi līmeņi ir pilnībā vai daļēji piepildīti ar elektroniem.

Tātad hroma apakšgrupas elementiem(Cr, Mo, W, Sg) un vara apakšgrupas elementi(Cu, Ag, Au) notiek 1 elektrona nobīde no s - uz d- apakšlīmeni.

24 Cr 4s2 3d4 24 Cr 4s1 3d5 29 Cu 4s2 3d9 29 Cu 4s1 3d10

Šo parādību sauc par elektronisko "neveiksmi", tas ir jāatceras.

Līdzīga parādība ir raksturīga arī f-elementiem, taču to ķīmija ir ārpus mūsu kursa darbības jomas.

Lūdzu, ņemiet vērā: p-elementiem elektroniskais kritums NAV ievērots!

Apkopojot, jāsecina, ka elektronu skaitu atomā nosaka tā kodola sastāvs, bet to sadalījumu (elektronisko konfigurāciju) nosaka kopas.

Lekcija 2. Elektroniskā konfigurācija

kvantu skaitļi. Savukārt elektroniskā konfigurācija nosaka elementa ķīmiskās īpašības.

Tāpēc ir skaidrs, ka Vienkāršu vielu īpašības, kā arī savienojumu īpašības

elementi ir periodiski atkarīgi no kodola lādiņa lieluma

atoms (sērijas numurs).

Periodiskais likums

Elementu atomu pamatīpašības

1. Atoma rādiuss ir attālums no kodola centra līdz ārējam enerģijas līmenim. V

periods, palielinoties kodola lādiņam, atoma rādiuss samazinās; grupā,

gluži pretēji, palielinoties enerģijas līmeņu skaitam, atoma rādiuss palielinās.

Līdz ar to sērijās O2- , F- , Ne, Na+ , Mg2+ - daļiņu rādiuss samazinās, lai gan to konfigurācija ir vienāda 1s2 2s2 2p6 .

Attiecībā uz nemetāliem viņi runā par kovalento rādiusu, par metāliem, par metāla rādiusu, par joniem, par jonu rādiusu.

2. Jonizācijas potenciāls ir enerģija, kas jāiztērē atdalīšanai no 1. atoma

elektrons. Saskaņā ar mazākās enerģijas principu vispirms tiek atdalīts pēdējais pildījuma elektrons (s un p-elementiem) un ārējā enerģijas līmeņa elektrons (d un f-elementiem).

Periodā, palielinoties kodola lādiņam, pieaug jonizācijas potenciāls - perioda sākumā ir sārmu metāls ar zemu jonizācijas potenciālu, perioda beigās - inerta gāze. Grupā jonizācijas potenciāls vājinās.

Jonizācijas enerģija, eV

3. Elektronu afinitāte - enerģija, kas izdalās, elektronam pievienojoties atomam, t.i. anjona veidošanā.

4. Elektronegativitāte (EO) ir atomu spēja piesaistīt sev elektronu blīvumu. Atšķirībā no jonizācijas potenciāla, kam seko konkrēts izmērāms fiziskais daudzums, EO ir noteikts daudzums, ko vartikai aprēķināts, to nevar izmērīt. Citiem vārdiem sakot, EO izgudroja cilvēki, lai to izmantotu noteiktu parādību izskaidrošanai.

Mūsu izglītības nolūkos ir jāatceras pārmaiņu kvalitatīvā secība

elektronegativitāte: F > O > N > Cl > ... > H > ... > metāli.

EO - atoma spēja novirzīt savu elektronu blīvumu uz sevi, - acīmredzami,

periodā palielinās (kopš palielinās kodola lādiņš - samazinās elektrona pievilkšanās spēks un atoma rādiuss) un, gluži pretēji, grupā vājinās.

Ir viegli saprast, ka, tā kā periods sākas ar elektropozitīvu metālu,

un beidzas ar tipisku VII grupas nemetālu (inertās gāzes netiek ņemtas vērā), tad EK izmaiņu pakāpe periodā ir lielāka nekā grupā.

Lekcija 2. Elektroniskā konfigurācija

5. Oksidācijas stāvoklis ir atoma nosacīts lādiņš ķīmiskā savienojumā,

aprēķina tuvinājumā, ka visas saites veido joni. Minimālo oksidācijas pakāpi nosaka tas, cik elektronu atoms var pieņemt uz vienu

attēlo secību, kurā atomi ir saistīti viens ar otru. Apsveriet katru atomu pāri atsevišķi un ar bultiņu apzīmējiet elektronu nobīdi uz to atomu no pāra, kura EC ir lielāka par (b). Līdz ar to elektroni nobīdījās - un veidojās lādiņi - pozitīvi un negatīvi:

katras bultiņas beigās ir lādiņš (-1), kas atbilst 1 elektrona pievienošanai;

uz bultiņas pamata ir lādiņš (+1), kas atbilst 1 elektrona noņemšanai.

Iegūtie lādiņi ir noteikta atoma oksidācijas stāvoklis.

H+1

H+1

Tas ir viss šodienai, paldies par uzmanību.

Literatūra

1. S.G. Barams, M.A. Iļjins. Ķīmija vasaras skolā. Proc. pabalsts / Novosib. Valsts

un-t, Novosibirska, 2012. 48 lpp.

2. A.V. Manuilovs, V.I. Rodionovs. Ķīmijas pamati bērniem un pieaugušajiem. – M.:

CJSC Izdevniecība Tsentrpoligraf, 2014. - 416 lpp. - sk. lpp. 29-85. http://www.hemi.nsu.ru/