Ako sa píše elektronický vzorec položky. Elektronické vzorce chemických prvkov. Informačná hodnota elektronických vzorcov

DEFINÍCIA

Elektronický vzorec(konfigurácia) atómu chemického prvku ukazuje usporiadanie elektrónov na elektrónových obaloch (úrovniach a úrovniach) v atóme alebo molekule.

Elektronické vzorce sa najčastejšie píšu pre atómy v základnom alebo excitovanom stave a pre ióny.

Pri zostavovaní elektronického vzorca atómu chemického prvku je potrebné vziať do úvahy niekoľko pravidiel. Toto je Pauliho princíp, Klechkovského pravidlá alebo Hundovo pravidlo.

Pri zostavovaní elektronického vzorca je potrebné mať na pamäti, že periodické číslo chemického prvku určuje počet energetických úrovní (škrupín) v atóme a jeho radové číslo určuje počet elektrónov.

Podľa Klechkovského vláda, naplnenie energetických hladín nastáva v rastúcom poradí súčtu hlavných a orbitálnych kvantových čísel (n + l) a pri rovnakých hodnotách tohto súčtu v rastúcom poradí n:

1 s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p и т.д.

Hodnota n + l = 5 teda zodpovedá energetickým úrovniam 3d (n = 3, l = 2), 4d (n = 4, l = 1) a 5s (n = 5, l = 0). Prvá z týchto podúrovní je naplnená tou s nižšou hodnotou hlavného kvantového čísla.

Správanie elektrónov v atómoch sa riadi princípom vylúčenia, ktorý formuloval švajčiarsky vedec W. Pauli: v atóme nemôžu byť dva elektróny, ktoré majú všetky štyri kvantové čísla rovnaké. Podľa Pauliho princíp, na jednom orbitáli, charakterizovanom určitými hodnotami troch kvantových čísel (hlavné, orbitálne a magnetické), môžu existovať iba dva elektróny, ktoré sa líšia hodnotou spinového kvantového čísla. Z Pauliho princípu vyplýva dôsledok: maximálny možný počet elektrónov na každej energetickej úrovni sa rovná dvojnásobku štvorca hlavného kvantového čísla.

Elektronický vzorec atómu

Elektronický vzorec atómu je znázornený nasledovne: každá energetická hladina zodpovedá určitému základnému kvantovému číslu n, ktoré je označené Arabské číslice; za každým číslom nasleduje písmeno zodpovedajúce podúrovni energie a označujúce orbitálne kvantové číslo. Horný index vedľa písmena označuje počet elektrónov v spodnej úrovni. Napríklad elektronický vzorec atómu sodíka má ďalší pohľad:

11 N 1 s 2 2 s 2 2p 6 3 s 1.

Pri plnení energetických podúrovní elektrónmi je tiež potrebné dodržiavať Hundovo pravidlo: v tomto podúrovni majú elektróny tendenciu obsadzovať energetické stavy takým spôsobom, že celkový spin je maximálny (najzreteľnejšie sa to prejavuje pri zostavovaní elektronicko-grafických vzorcov).

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Pri grafickom znázornení vzorcov látok je postupnosť usporiadania atómov v molekule naznačená pomocou takzvaných valenčných ťahov (termín „valenčný zdvih“ navrhol v roku 1858 A. Cooper na označenie chemických síl súdržnosti atómov ), inak nazývaný valenčný znak (každý valenčný znak alebo valenčný primér je ekvivalentný jednému páru elektrónov v kovalentných zlúčeninách alebo jednému elektrónu zúčastňujúcemu sa vzniku iónovej väzby). Grafické znázornenie vzorcov sa často mýli so štruktúrnymi vzorcami, ktoré sú prijateľné iba pre zlúčeniny s kovalentnou väzbou a ukazujú vzájomné usporiadanie atómov v molekule.

Ukážme to na príkladoch. Psychicky predbežne „rozbijeme“ list papiera do niekoľkých stĺpcov a vykonáme akcie podľa algoritmov pre grafické znázornenie vzorcov oxidov, zásad, kyselín a solí v nasledujúcom poradí.

Grafické znázornenie oxidových vzorcov (napríklad A. l 2 O 3 )

III II

1. Určte valenciu atómov prvkov v A l 2 O 3

2. Na prvé miesto (prvý stĺpec) zapíšeme chemické znaky atómov kovov. Ak existuje viac ako jeden atóm kovu, napíšeme do jedného stĺpca a označíme valenciu (počet väzieb medzi atómami) valenčnými prvočíslami.

H. Druhé miesto (stĺpec), tiež v jednom stĺpci, je obsadené chemickými znakmi atómov kyslíka a každý atóm kyslíka musí mať dve prvočísla, pretože kyslík je dvojmocný

ll ll

Grafické znázornenie základných vzorcov(napríklad F e (OH) 3)

1. Určte valenciu atómov prvkov Fe (OH) 3

2. Na prvé miesto (prvý stĺpec) napíšeme chemické znaky atómov kovov, označíme ich valenciu F e

H. Druhé miesto (stĺpček) je obsadené chemickými znakmi atómov kyslíka, ktoré sú jednou väzbou viazané na atóm kovu, druhá väzba je stále „voľná“

4. Tretie miesto (stĺpec) je obsadené chemickými znakmi atómov vodíka spájajúcich sa s „voľnou“ valenciou atómov kyslíka

Grafické znázornenie kyslých vzorcov (napríklad H2 SO 4 )

lVlll

1. Určte valenciu atómov prvkov Н 2 SO 4 .

2. Na prvé miesto (prvý stĺpec) napíšeme chemické znaky atómov vodíka do jedného stĺpca s označením valencie

H -

H -

H. Druhé miesto (stĺpec) je obsadené atómami kyslíka, spájajúcim jednu valenčnú väzbu s atómom vodíka, zatiaľ čo druhá valencia každého atómu kyslíka je stále „voľná“

ALE -

ALE -

4. Tretie miesto (stĺpec) je obsadené chemickými znakmi kyselinotvorných atómov s označením valencie

5. Atómy kyslíka sú viazané na „voľné“ valencie kyselinotvorného atómu podľa valenčného pravidla

Grafické znázornenie vzorcov solí

Stredné soli (napríklad,Fe 2 SO 4 ) 3) V stredných soliach sú všetky atómy vodíka kyseliny nahradené atómami kovu, preto je pri grafickom znázornení ich vzorcov prvé miesto (prvý stĺpec) obsadené chemickými znakmi atómov kovu s označením valencie a potom - ako v kyselinách, to znamená, že druhé miesto (stĺpec) je obsadené chemickými znakmi atómov kyslíka, tretie miesto (stĺpček) sú chemickými znakmi kyselinotvorných atómov, existujú tri z nich a sú viazané na šesť atómov kyslíka. Atómy kyslíka sú viazané na „voľné“ valencie pôvodcu kyseliny podľa valenčného pravidla

Kyslé soli ( napríklad Ba (H2 PO 4 ) 2) Kyslé soli možno považovať za produkty čiastočnej náhrady atómov vodíka v kyselinách za atómy kovov, preto sú pri zostavovaní grafických vzorcov solí kyselín chemické znaky atómov kovu a vodíka s označením valencie uvedené v prvé miesto (prvý stĺpec)

H -

H -

Ba =

H -

H -

Druhé miesto (stĺpec) je obsadené chemickými znakmi atómov kyslíka

Elektronická konfigurácia atóm je numerická reprezentácia jeho elektrónových orbitálov. Elektronické orbitaly sú oblasti rôznych tvarov umiestnené okolo atómového jadra, v ktorých je matematicky pravdepodobné, že nájdu elektrón. Elektronická konfigurácia pomáha rýchlo a ľahko povedať čitateľovi, koľko elektrónových orbitálov má atóm, a tiež určiť počet elektrónov v každom orbitáli. Po prečítaní tohto článku budete ovládať spôsob generovania elektronických konfigurácií.

Kroky

Distribúcia elektrónov pomocou periodického systému D. I. Mendelejeva

Nájdite atómové číslo svojho atómu. Každý atóm má priradený určitý počet elektrónov. Nájdite symbol pre svoj atóm v periodickej tabuľke. Atómové číslo je kladné celé číslo začínajúce na 1 (pre vodík) a zvyšujúce sa o jedno pre každý nasledujúci atóm. Atómové číslo je počet protónov v atóme, a preto je to tiež počet elektrónov v atóme s nulovým nábojom.

Určte náboj atómu. Neutrálne atómy budú mať rovnaký počet elektrónov, ako je uvedené v periodickej tabuľke. Nabité atómy však budú mať viac alebo menej elektrónov v závislosti od množstva ich náboja. Ak pracujete s nabitým atómom, sčítajte alebo odčítajte elektróny nasledovne: pripočítajte jeden elektrón ku každému zápornému náboju a jeden odčítajte pre každý kladný.

• Atóm sodíka s nábojom -1 bude mať napríklad elektrón navyše navyše na svoje základné atómové číslo 11. Inými slovami, celkový atóm bude mať 12 elektrónov.
• Ak hovoríme o atóme sodíka s nábojom +1, jeden elektrón musí byť odpočítaný od základného atómového čísla 11. Atóm bude mať teda 10 elektrónov.

1. Zapamätajte si základný zoznam orbitálov. Ako sa počet elektrónov zvyšuje, napĺňajú rôzne podpovrchové vrstvy elektrónového obalu atómu podľa určitej postupnosti. Každá podpovrchová vrstva elektrónového obalu obsahuje po naplnení párny počet elektrónov. K dispozícii sú nasledujúce podúrovne:

   Pochopte záznam elektronickej konfigurácie. Elektronické konfigurácie sa zaznamenávajú tak, aby jasne odrážali počet elektrónov v každom orbitáli. Orbitaly sa zapisujú postupne, pričom počet atómov v každom orbitáli je horným indexom napravo od názvu orbitálu. Dokončená elektronická konfigurácia má formu postupnosti označení pod úrovňou a horných indexov.

   • Tu je napríklad najjednoduchšia elektronická konfigurácia: 1 s 2 2 s 2 2 p 6. Táto konfigurácia ukazuje, že existujú dva elektróny v podúrovni 1 s, dva elektróny v podúrovni 2 s a šesť elektrónov v podúrovni 2 s. 2 + 2 + 6 = 10 elektrónov celkom. Toto je elektronická konfigurácia neutrálneho neónového atómu (neónové atómové číslo je 10).

2. Nezabudnite na poradie orbitálov. Majte na pamäti, že elektrónové orbitaly sú očíslované vzostupne podľa čísla elektrónového obalu, ale vzostupne podľa energie. Naplnený orbitál 4s 2 má napríklad menej energie (alebo menej mobilný) ako čiastočne naplnený alebo naplnený 3d 10, takže orbitál 4s je zaznamenaný ako prvý. Keď poznáte poradie orbitálov, môžete ich ľahko vyplniť podľa počtu elektrónov v atóme. Poradie plnenia orbitálov je nasledujúce: 1 s, 2 s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Elektronická konfigurácia atómu, v ktorom sú vyplnené všetky orbitály, bude mať nasledujúcu formu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6
   • Všimnite si toho, že vyššie uvedený záznam, keď sú všetky orbitály vyplnené, je elektronická konfigurácia prvku Uuo (ununoctium) 118, najvyššie očíslovaného atómu v periodickej tabuľke. Táto elektronická konfigurácia preto obsahuje všetky v súčasnosti známe elektronické podúrovne neutrálne nabitého atómu.

3. Vyplňte orbitály podľa počtu elektrónov vo vašom atóme. Ak napríklad chceme zapísať elektronickú konfiguráciu neutrálneho atómu vápnika, musíme začať tým, že v periodickej tabuľke budeme hľadať jeho atómové číslo. Jeho atómové číslo je 20, preto napíšeme konfiguráciu atómu s 20 elektrónmi podľa vyššie uvedeného poradia.

   • Orbitaly vyplňte v uvedenom poradí, kým nedosiahnete dvadsiaty elektrón. Prvý orbitál 1 s bude obsahovať dva elektróny, orbitály 2 s budú mať tiež dva, 2 p - šesť, 3 s - dva, 3 p - 6 a 4 s - 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20.) V inými slovami, elektronická konfigurácia vápnika je: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2.
   • Všimnite si, že orbitaly sú vo vzostupnom poradí energie. Napríklad, keď ste pripravení prejsť na 4. energetickú úroveň, najskôr si zapíšte orbitál 4s a potom 3d. Po štvrtej energetickej hladine prejdete na piatu, kde sa opakuje rovnaké poradie. To sa stane až po tretej energetickej úrovni.

4. Ako vizuálnu stopu použite periodickú tabuľku. Pravdepodobne ste si už všimli, že tvar periodickej tabuľky zodpovedá poradiu elektronických podúrovní v elektronických konfiguráciách. Napríklad atómy v druhom stĺpci zľava vždy končia na „s 2“, zatiaľ čo atómy na pravom okraji tenkej strednej časti vždy na „d 10“ a podobne. Periodickú tabuľku používajte ako vizuálny sprievodca pri písaní konfigurácií - pretože poradie, v ktorom pridávate orbitály, zodpovedá vašej pozícii v tabuľke. Pozri nižšie:

   • Dva stĺpce úplne vľavo obsahujú najmä atómy, ktorých elektronické konfigurácie končia na s-orbitály, pravý blok tabuľky obsahuje atómy, ktorých konfigurácie končia na p-orbitáloch, a v spodnej časti atómy na f-orbitáloch.
   • Napríklad, keď si zapisujete elektronickú konfiguráciu chlóru, premýšľajte takto: „Tento atóm sa nachádza v treťom rade (alebo„ bodke “) periodickej tabuľky. Nachádza sa tiež v piatej skupine orbitálneho bloku p periodického systému. Preto sa jeho elektronická konfigurácia skončí o ..3p 5
   • Poznámka: prvky v oblasti orbitálov d a f tabuľky sú charakterizované energetickými hladinami, ktoré nezodpovedajú obdobiu, v ktorom sa nachádzajú. Napríklad prvý riadok bloku prvkov s d-orbitálmi zodpovedá 3d orbitálom, aj keď sa nachádza v 4. perióde, a prvý rad prvkov s f-orbitálmi zodpovedá orbitálu 4f, napriek tomu, že je v 6. tretine.

5. Naučte sa skratku pre písanie dlhých elektronických konfigurácií. Atómy na pravom okraji periodickej tabuľky sa nazývajú vzácne plyny. Tieto prvky sú chemicky veľmi stabilné. Aby ste si skrátili proces zapisovania dlhých elektrónových konfigurácií, jednoducho napíšte do hranatých zátvoriek chemický symbol najbližšieho vzácneho plynu s menším počtom elektrónov ako má váš atóm a potom pokračujte v písaní elektronickej konfigurácie nasledujúcich orbitálnych úrovní. Pozri nižšie:

   • Na pochopenie tohto konceptu je užitočné napísať príklad konfigurácie. Napíšte konfiguráciu pre zinok (atómové číslo 30) pomocou skratky vzácnych plynov. Kompletná konfigurácia zinku vyzerá takto: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Vidíme však, že 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 je elektronická konfigurácia argónu, vzácneho plynu. Stačí nahradiť časť elektronickej konfigurácie zinku chemickým symbolom argónu v hranatých zátvorkách (.)
   • Elektronická konfigurácia zinku, napísaná v skrátenej forme, je: 4s 2 3d 10.
   • Všimnite si toho, že ak píšete elektronickú konfiguráciu vzácneho plynu, povedzme argónu, nemôžete to napísať! Je potrebné použiť redukciu vzácnych plynov, ktorým je tento prvok vystavený; pre argón to bude neón ().

   Pomocou periodickej tabuľky ADOMAH

   1. Naučte sa periodickú tabuľku ADOMAH. Táto metóda Zaznamenávanie elektronickej konfigurácie nevyžaduje zapamätanie si, ale vyžaduje revidovanú periodickú tabuľku, pretože v tradičnej periodickej tabuľke, počínajúc štvrtým obdobím, číslo obdobia nezodpovedá elektronickému obalu. Nájdite periodickú tabuľku ADOMAH - špeciálny typ periodickej tabuľky vyvinutý vedcom Valerym Zimmermanom. Je ľahké ho nájsť pomocou krátkeho internetového vyhľadávania.

      • V periodickej tabuľke ADOMAH predstavujú horizontálne rady skupiny prvkov, ako sú halogény, vzácne plyny, alkalické kovy, kovy alkalických zemín atď. Zvislé stĺpce zodpovedajú elektronickým úrovniam a takzvaným „kaskádam“ (spájajú sa diagonálne čiary) bloky s, p, d a f) zodpovedajú obdobiam.
      • Hélium sa presúva na vodík, pretože oba tieto prvky majú orbitál 1 s. Dobové bloky (s, p, d af) sú zobrazené na pravej strane a čísla úrovní v spodnej časti. Prvky sú zobrazené v škatuliach s číslami 1 až 120. Tieto čísla sú bežné atómové čísla, ktoré predstavujú celkový počet elektrónov v neutrálnom atóme.

   2. Nájdite svoj atóm v tabuľke ADOMAH. Ak chcete zaznamenať elektronickú konfiguráciu prvku, nájdite jeho symbol v periodickej tabuľke ADOMAH a prečiarknite všetky prvky s vyšším atómovým číslom. Ak napríklad potrebujete zapísať elektronickú konfiguráciu erbia (68), prečiarknite všetky prvky od 69 do 120.

      • Všimnite si čísla 1 až 8 v spodnej časti tabuľky. Ide o čísla elektronickej úrovne alebo čísla stĺpcov. Ignorujte stĺpce, ktoré obsahujú iba prečiarknuté položky. Pre erbium zostávajú stĺpce očíslované 1,2,3,4,5 a 6.

   3. Spočítajte orbitálne podúrovne k svojmu živlu. Pri pohľade na symboly blokov zobrazené vpravo od tabuľky (s, p, d af) a čísla stĺpcov uvedené v spodnej časti ignorujte diagonálne čiary medzi blokmi a stĺpce rozdeľte na bloky stĺpcov v poradí odspodu nahor. Opäť ignorujte škatule so všetkými prvkami prečiarknutými. Zapíšte si bloky stĺpcov, začínajúc číslom stĺpca, za ktorým nasleduje symbol bloku, takto: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (pre erbium).

      • Poznámka: Vyššie uvedená elektronická konfigurácia Er je napísaná vo vzostupnom poradí k číslu elektronického podradeného podlažia. Môže byť tiež zapísaný v poradí plnenia orbitálov. Pri písaní blokov stĺpcov postupujte podľa kaskád zdola nahor a nie pozdĺž stĺpcov: 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. Spočítajte elektróny pre každú elektronickú podúrovňu. Spočítajte prvky v každom blokovom stĺpci, ktoré neboli prečiarknuté, pripojte z každého prvku jeden elektrón a napíšte ich počet vedľa symbolu bloku pre každý blokový stĺpec takto: 1 s 2 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2. V našom prípade ide o elektronickú konfiguráciu erbia.

   5. Zvážte nesprávne elektronické konfigurácie. Existuje osemnásť typických výnimiek týkajúcich sa elektronických konfigurácií atómov v najnižšom energetickom stave, nazývanom tiež stav pozemnej energie. Neposlúchajú všeobecné pravidlo iba v posledných dvoch alebo troch polohách obsadených elektrónmi. V tomto prípade skutočná elektronická konfigurácia predpokladá, že elektróny sú v stave s nižšou energiou v porovnaní so štandardnou konfiguráciou atómu. Atómy výnimky zahŕňajú:

      • Kr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Pozn(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) a Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Ak chcete nájsť atómové číslo atómu zapísané v elektronickej konfigurácii, jednoducho spočítajte všetky čísla, ktoré nasledujú za písmenami (s, p, d, f). Toto funguje iba pre neutrálne atómy, ak máte do činenia s iónom, potom nič nebude fungovať - ​​musíte pridať alebo odčítať počet extra alebo stratených elektrónov.
   • Číslo za písmenom je horný index, pri šeku sa nemýlite.
   • Neexistuje žiadna „stabilita napoly naplneného“ podúrovne. Toto je zjednodušenie. Akákoľvek stabilita, ktorá sa týka podúrovní „naplnených“, je spôsobená skutočnosťou, že každý orbitál je obsadený jedným elektrónom, takže odpudivosť medzi elektrónmi je minimalizovaná.
   • Každý atóm má tendenciu k stabilnému stavu a najstabilnejšie konfigurácie majú vyplnené podúrovne s a p (s2 a p6). Vzácne plyny majú takú konfiguráciu, preto len zriedka vstupujú do reakcií a nachádzajú sa vpravo v periodickej tabuľke. Ak teda konfigurácia končí na 3p 4, potom na dosiahnutie stabilného stavu potrebuje dva elektróny (na stratu šiestich vrátane elektrónov podúrovne s bude potrebovať viac energie, takže je jednoduchšie stratiť štyri). A ak konfigurácia končí v 4d 3, potom na dosiahnutie stabilného stavu potrebuje stratiť tri elektróny. Navyše sú napoly naplnené podúrovne (s1, p3, d5 ..) stabilnejšie ako napríklad p4 alebo p2; s2 a p6 však budú ešte stabilnejšie.
   • Keď máte do činenia s iónom, znamená to, že počet protónov sa nerovná počtu elektrónov. V tomto prípade bude náboj atómu zobrazený v pravom hornom rohu (spravidla) chemického symbolu. Atóm antimónu s nábojom +2 má preto elektronickú konfiguráciu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1. Všimnite si toho, že 5p 3 sa zmenil na 5p 1. Buďte opatrní, keď konfigurácia neutrálneho atómu skončí na iných úrovniach ako s a p. Keď zachytíte elektróny, môžete ich vybrať iba z valenčných orbitálov (s a orbitálov). Ak teda konfigurácia končí na 4 s 2 3d 7 a atóm dostane náboj +2, potom konfigurácia skončí na 4 s 0 3d 7. Upozorňujeme, že 3d 7 nie zmeny, namiesto straty s-orbitálnych elektrónov.
   • Existujú podmienky, keď je elektrón nútený „prejsť na vyššiu energetickú úroveň“. Keď v podúrovni chýba jeden elektrón na polovicu alebo úplné naplnenie, vezmite jeden elektrón z najbližšieho podúrovne s alebo p a presuňte ho na úroveň, ktorá potrebuje elektrón.
   • Existujú dve možnosti záznamu elektronickej konfigurácie. Môžu byť zapísané vzostupne podľa čísel úrovní energie alebo v poradí plnenia elektrónových orbitálov, ako bolo uvedené vyššie pre erbium.
   • Elektronickú konfiguráciu prvku môžete zapísať aj zapísaním iba valenčnej konfigurácie, ktorá je poslednou úrovňou s a p. Valenčná konfigurácia antimónu bude mať teda formu 5s 2 5p 3.
   • Jonah nie je to isté. Je to s nimi oveľa ťažšie. Preskočte dve úrovne a postupujte podľa rovnakého vzoru v závislosti od toho, kde ste začali a ako veľký je počet elektrónov.

Problém 56.
Napíšte prvok elektronickej grafiky pre prvky 4. periódy, určte ich valenčné elektróny a charakterizujte ich pomocou kvantových čísel.
Riešenie:
Elektronické vzorce odrážajú distribúciu elektrónov v atóme podľa energetických úrovní, podúrovní (atómových orbitálov). Elektronická konfigurácia označené skupinami symbolov nl x , kde n Je hlavné kvantové číslo, l - orbitálne kvantové číslo (namiesto neho uveďte zodpovedajúce označenie písmena - s, p, d, f ), X - počet elektrónov v danej podúrovni (orbitálnej). Malo by sa pamätať na to, že elektrón zaberá energetické podložie, v ktorom má najnižšiu energiu - menšie množstvo. n + 1 (Klechkovského vláda ). Postupnosť úrovní naplnenia energie a podúrovní je nasledovná:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s (5d1) 4f 5d 6p 7s (6d1-2) 5f 6d 7p

a) Prvok č. 19
Pretože počet elektrónov v atóme tohto alebo toho prvku je rovný jeho poradovému číslu v tabuľke D.I. Mendelejeva, potom pre prvok 19 - draslík (K - poradové číslo 19) má elektronický vzorec tvar:

Valenčný elektrón draslík 4s 1 - sú umiestnené na 4 s -podlažie Na valenčnom orbitáli atómu K je 1 elektrón. Preto je prvok zaradený do prvej skupiny periodickej tabuľky D.I. Mendelejeva.

b) Prvok číslo 20
Pre prvok číslo 20 - vápnik (Ca - radové číslo 20) je elektronický vzorec:

valenčné elektróny vápnik 4s 2 - sú umiestnené na 4 s -podlažie Na valenčnom orbitáli atómu Ca sú 2 elektróny. Preto je prvok zaradený do druhej skupiny periodického systému D.I. Mendeleeva.

c) Prvok číslo 21
Pre prvok číslo 21 - škandium (Ca - poradové číslo 21) je elektronický vzorec:

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

valenčné elektrónyškandium 4s 2 3d 1 - sú umiestnené na 4 s - a 3d -podúrovne. Vo valenčných orbitáloch atómu Sc sú 3 elektróny. Preto je prvok zaradený do tretej skupiny periodického systému D.I. Mendeleeva.

d) Prvok číslo 22
Pre prvok číslo 22 - titán (Ti - poradové číslo 22) je elektronický vzorec:

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

Valenčné elektróny škandia 4s 2 3d 2 - sú umiestnené na 4 s- a 3d- podúrovne. Vo valenčných orbitáloch atómu Ti sú 4 elektróny. Preto je prvok zaradený do štvrtej skupiny periodického systému D.I. Mendeleeva.

e) Prvok číslo 23
Pre prvok číslo 23 - vanád (V - poradové číslo 23) je elektronický vzorec:

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

Valenčné elektróny škandia 4s 2 3d 3 - sú umiestnené na 4 s- a 3d- podúrovne. Vo valenčných orbitáloch atómu V je 5 elektrónov. Preto je prvok zaradený do piatej skupiny periodického systému D.I. Mendeleeva.

f) Prvok č. 24
Pre prvok chróm (Cr - radové číslo 24) je elektronický vzorec:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5

valenčné elektróny chróm 4s 1 3d 5 - sú umiestnené na 4 s- a 3- podúrovne. Vo valenčných orbitáloch atómu Cr je 6 elektrónov. Preto je prvok zaradený do šiestej skupiny periodického systému D.I. Mendelejeva.
V atóme chrómu prejde jeden elektrón zo 4stupňového podstupňa na 3dúrovňový stupeň a v tomto prípade atóm chrómu získa stabilnejší stav 4s 1 3d 5 ako 4s 2 3d 4. Vysvetľuje to skutočnosť, že pre atóm chrómu je energeticky výhodnejší, keď v 3d -podúrovni nie sú 4, ale 5 elektrónov - všetky bunky sú naplnené jedným elektrónom. Konfigurácia valenčných elektrónov 4s 1 3d 5 je teda energeticky priaznivejšia pre atóm chrómu ako 4s 2 3d 4.

g) Prvok číslo 25 - mangán (Mn - radové číslo 25), elektronický vzorec má tvar:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5

Valenčné elektróny mangánu 4s 2 3d 5 - sú umiestnené na 4 s- a 3d- podúrovne. Vo valenčných orbitáloch atómu Mn je 7 elektrónov. Preto je prvok zaradený do siedmej skupiny periodického systému D.I. Mendelejeva.

h) Prvok číslo 26 - železo (Fe - radové číslo 26), elektronický vzorec je:

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

valenčné elektrónyžľaza 4s 2 3d 6 - sú umiestnené na 4 s- a 3d -podúrovne. Vo valenčných orbitáloch atómu Fe je 8 elektrónov. Preto je prvok zaradený do ôsmej skupiny periodického systému D.I. Mendelejeva.

j) Prvok číslo 27 - sablet (poradové číslo 27), elektronický vzorec má tvar:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7

valenčné elektróny sablet 4s 2 3d 7 - sú umiestnené na 4 s- a 3d- podúrovne. Vo valenčných orbitáloch atómu Co je 9 elektrónov. Preto je prvok zaradený do deviatej skupiny periodického systému D.I. Mendelejeva.

k) Prvok číslo 28 - nikel (Ni - poradové číslo 28), elektronický vzorec má tvar:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8

Valenčné elektróny niklu 4s 2 3d 8 - sú umiestnené na 4 s- a 3d- podúrovne. Vo valenčných orbitáloch atómu Ni je 10 elektrónov. Preto je prvok zaradený do desiatej skupiny periodického systému D.I. Mendelejeva.

m) Prvok číslo 29 - meď (Cu - radové číslo 29), elektronický vzorec je:

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

valenčné elektróny meď 4s 1 3d 10 - sú umiestnené na 4 s- a 3d- podúrovne. Vo valenčných orbitáloch atómu Cu je 11 elektrónov. Preto je prvok zaradený do jedenástej skupiny periodickej sústavy D.I. Mendelejeva.
Prelom je pozorovaný pre atóm medi ( "zlyhanie"): jeden elektrón pod úrovňou 4 s prejde na 3d úroveň. Vysvetľuje to skutočnosť, že stav atómu sa považuje za energeticky priaznivejší, ak na podúrovni d nie je 9, ale 10 elektrónov. Pretože pre atóm medi je energeticky priaznivejšie, keď je naplnených všetkých päť d-buniek na 3dúrovni, ale nie vtedy, keď sú naplnené štyri d-bunky, ale iba jeden elektrón na piatom. Aby sa vyplnila piata d-bunka 3D podúrovne, jeden elektrón podúrovne 4s prejde do 3D podúrovne, ako keby „ prepadá Konfigurácia valenčných elektrónov 4s 1 3d 10 je teda energeticky priaznivejšia pre atóm medi ako 4s 2 3d 9.

m) Prvok číslo 30 - zinok (Zn - radové číslo 30), elektronický vzorec je:

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

Elektróny zinkovej valencie 4s 2 3d 10 - sú umiestnené na 4 s- a 3d- podúrovne. Vo valenčných orbitáloch atómu Zn je 12 elektrónov. Preto je prvok zaradený do dvanástej skupiny periodického systému D.I. Mendelejeva.

o) Prvok číslo 31 - gálium (Ga - radové číslo 31), elektronický vzorec je:

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

Valenčné elektróny gália 4s 2 3d 10 4p 1 - sú zapnuté 4 s, 3d a 4p- podúrovne. Vo valenčných orbitáloch atómu Ga je 13 elektrónov. Preto je prvok zaradený do trinástej skupiny periodického systému D.I. Mendelejeva.

n) Prvok číslo 32 - germánium (ge - poradové číslo 32), elektronický vzorec má tvar:

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

Valenčné elektróny germánia 4s 2 3d 10 4p 2 - sú umiestnené na 4 s, 3d a 4p- podúrovne. Vo valenčných orbitáloch atómu Ge je 14 elektrónov. Preto je prvok zaradený do štrnástej skupiny periodickej sústavy D.I. Mendelejeva.

p) Prvok číslo 33 - arzén (As - radové číslo 33), elektronický vzorec má tvar:

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

valenčné elektróny arzénu 4s 2 3d 10 4p 3 - sú umiestnené na 4 s, 3d a 4p- podúrovne. Vo valenčných orbitáloch atómu As je 15 elektrónov. Preto je prvok zaradený do pätnástej skupiny periodickej sústavy D.I. Mendelejeva.

c) Prvok číslo 34 - selén (poradové číslo 34), elektronický vzorec je:

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

valenčné elektróny Selena 4s 2 3d 10 4p 4 - sú umiestnené na 4 s, 3d a 4p- podúrovne. Vo valenčných orbitáloch atómu Se je 16 elektrónov. Preto je prvok zaradený do šestnástej skupiny periodickej sústavy D.I. Mendelejeva.

c) Prvok číslo 35 - bróm (Br - poradové číslo 35), elektronický vzorec je:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

valenčné elektróny bróm 4s 2 3d 10 4 p 5 - sú umiestnené na 4 s, 3d a 4 str -podúrovne. Vo valenčných orbitáloch atómu Br je 17 elektrónov. Preto je prvok zaradený do sedemnástej skupiny periodickej sústavy D.I. Mendelejeva.

r) Prvok číslo 36 - kryptón (Kr - radové číslo 36), elektronický vzorec má tvar:

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

valenčné elektróny kryptón 4s 2 3d 10 4p 6 - sú umiestnené na 4 s, 3d a 4p- podúrovne. Vo valenčných orbitáloch atómu Kr je 18 elektrónov. Preto je prvok zaradený do osemnástej skupiny periodickej sústavy D.I. Mendelejeva.

Algoritmus na zostavenie elektronického vzorca pre prvok:

1. Určte počet elektrónov v atóme pomocou Periodickej tabuľky chemických prvkov D.I. Mendelejev.

2. Podľa počtu období, v ktorých sa prvok nachádza, určte počet úrovní energie; počet elektrónov v poslednej elektronickej úrovni zodpovedá číslu skupiny.

3. Rozdeľte úrovne na podúrovne a orbitály a naplňte ich elektrónmi v súlade s pravidlami pre plnenie orbitálov:

Je potrebné pamätať na to, že na prvej úrovni sú maximálne 2 elektróny. 1 s 2, na druhom - maximálne 8 (dva s a šesť R: 2s 2 2p 6), na treťom - maximálne 18 (dvaja s, šesť p a desať d: 3 s 2 3 p 6 3d 10).

• Hlavné kvantové číslo n by mala byť minimálna.
• Najprv naplnené s- potom dvojúrovňový p-, d- b f- podúrovne.
• Elektróny vyplňujú orbitály v poradí podľa zvyšujúcej sa energie orbitálov (Klechkovského pravidlo).
• V rámci podúrovne elektróny najskôr obsadia voľné orbitály po jednom a až potom vytvoria páry (Hundovo pravidlo).
• V jednom orbitáli môžu byť maximálne dva elektróny (Pauliho princíp).

Príklady

1. Zostavme elektronický vzorec dusíka. V periodickej tabuľke je dusík na čísle 7.

2. Zostavme elektronický vzorec argónu. Argon je na čísle 18 v periodickej tabuľke.

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

3. Zostavme elektronický vzorec chrómu. Chróm sa nachádza na čísle 24 v periodickej tabuľke.

1 s 2 2 s 2 2 str 6 3 s 2 3p 6 4 s 1 3d 5

Energetický diagram zinku.

4. Zostavme elektronický vzorec zinku. Zinok sa nachádza na čísle 30 v periodickej tabuľke.

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

Všimnite si toho, že časť elektronického vzorca, konkrétne 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, je elektronický vzorec argónu.

Elektronický vzorec zinku môže byť reprezentovaný ako.