Elektronische Konfiguration eines Atoms ist eine Formel, die die Anordnung der Elektronen in einem Atom nach Ebenen und Unterebenen zeigt. Nach dem Studium des Artikels erfahren Sie, wo und wie sich Elektronen befinden, lernen Quantenzahlen kennen und können die elektronische Konfiguration eines Atoms anhand seiner Anzahl konstruieren. Am Ende des Artikels finden Sie eine Tabelle der Elemente.

Warum die elektronische Konfiguration von Elementen studieren?

Atome sind wie ein Baukasten: Es gibt eine bestimmte Anzahl von Teilen, sie unterscheiden sich voneinander, aber zwei Teile des gleichen Typs sind absolut gleich. Aber dieser Baukasten ist viel interessanter als der aus Kunststoff und hier erfahren Sie, warum. Die Konfiguration ändert sich je nachdem, wer sich in der Nähe befindet. Zum Beispiel Sauerstoff neben Wasserstoff Vielleicht verwandelt sich in Wasser, in der Nähe von Natrium wird es zu Gas, und in der Nähe von Eisen verwandelt es sich vollständig in Rost. Um die Frage zu beantworten, warum dies geschieht, und um das Verhalten eines Atoms neben einem anderen vorherzusagen, ist es notwendig, die elektronische Konfiguration zu untersuchen, die weiter unten besprochen wird.

Wie viele Elektronen hat ein Atom?

Ein Atom besteht aus einem Kern und um ihn rotierenden Elektronen; der Kern besteht aus Protonen und Neutronen. Im neutralen Zustand hat jedes Atom so viele Elektronen wie Protonen in seinem Kern. Die Anzahl der Protonen wird durch die Ordnungszahl des Elements angegeben, zum Beispiel hat Schwefel 16 Protonen – das 16. Element des Periodensystems. Gold hat 79 Protonen – das 79. Element des Periodensystems. Demnach verfügt Schwefel im neutralen Zustand über 16 Elektronen, Gold über 79 Elektronen.

Wo sucht man nach einem Elektron?

Durch die Beobachtung des Verhaltens des Elektrons wurden bestimmte Muster abgeleitet; sie werden durch Quantenzahlen beschrieben, insgesamt gibt es vier:

• Hauptquantenzahl
• Orbitale Quantenzahl
• Magnetische Quantenzahl
• Spinquantenzahl

Orbital

Außerdem verwenden wir anstelle des Wortes „Orbital“ den Begriff „Orbital“; ein Orbital ist grob gesagt die Wellenfunktion eines Elektrons; es ist der Bereich, in dem sich das Elektron 90 % seiner Zeit verbringt.

N - Ebene
L - Schale
M l - Orbitalzahl
M s – erstes oder zweites Elektron im Orbital

Orbitalquantenzahl l

Als Ergebnis der Untersuchung der Elektronenwolke wurde festgestellt, dass je nach Energielevel, nimmt die Wolke vier Grundformen an: einen Ball, eine Hantel und zwei weitere komplexere Formen. In der Reihenfolge zunehmender Energie werden diese Formen als s-, p-, d- und f-Schale bezeichnet. Jede dieser Schalen kann 1 (auf s), 3 (auf p), 5 (auf d) und 7 (auf f) Orbitale haben. Die Orbitalquantenzahl ist die Hülle, in der sich die Orbitale befinden. Die Orbitalquantenzahl für die s-, p-, d- und f-Orbitale nimmt die Werte 0,1,2 bzw. 3 an.

Auf der S-Schale gibt es ein Orbital (L=0) – zwei Elektronen
Es gibt drei Orbitale auf der p-Schale (L=1) – sechs Elektronen
Es gibt fünf Orbitale auf der d-Schale (L=2) – zehn Elektronen
Es gibt sieben Orbitale auf der f-Schale (L=3) – vierzehn Elektronen

Magnetische Quantenzahl m l

Auf der p-Schale gibt es drei Orbitale, sie werden mit Zahlen von -L bis +L bezeichnet, d. h. für die p-Schale (L=1) gibt es die Orbitale „-1“, „0“ und „1“. . Die magnetische Quantenzahl wird mit dem Buchstaben m l bezeichnet.

Innerhalb der Schale ist es für Elektronen einfacher, sich in verschiedenen Orbitalen zu befinden, sodass die ersten Elektronen eines in jedem Orbital füllen und dann zu jedem ein Elektronenpaar hinzugefügt wird.

Betrachten Sie die D-Shell:
Die d-Schale entspricht dem Wert L=2, also fünf Orbitalen (-2,-1,0,1 und 2), die ersten fünf Elektronen füllen die Schale und nehmen die Werte M l =-2, M an l =-1, M l =0, M l =1, M l =2.

Spinquantenzahl m s

Spin ist die Drehrichtung eines Elektrons um seine Achse, es gibt zwei Richtungen, daher hat die Spinquantenzahl zwei Werte: +1/2 und -1/2. Eine Energieunterebene kann nur zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin enthalten. Die Spinquantenzahl wird mit m s bezeichnet

Hauptquantenzahl n

Die Hauptquantenzahl ist das Energieniveau bei dieser Moment Es sind sieben Energieniveaus bekannt, die jeweils durch eine arabische Zahl angezeigt werden: 1,2,3,...7. Die Anzahl der Granaten auf jeder Ebene entspricht der Levelnummer: Auf der ersten Ebene gibt es eine Muschel, auf der zweiten zwei usw.

Elektronenzahl

So kann jedes Elektron durch vier Quantenzahlen beschrieben werden, die Kombination dieser Zahlen ist für jede Position des Elektrons eindeutig, nimm das erste Elektron, das niedrigste Energieniveau ist N = 1, auf dem ersten Niveau gibt es eine Schale, die Die erste Schale auf jeder Ebene hat die Form einer Kugel (s-Schale), d. h. L=0, die magnetische Quantenzahl kann nur einen Wert annehmen, M l =0 und der Spin ist gleich +1/2. Wenn wir das fünfte Elektron nehmen (in welchem ​​Atom auch immer es sich befindet), dann sind die Hauptquantenzahlen dafür: N=2, L=1, M=-1, Spin 1/2.

Die Position von Elektronen auf Energieschalen oder -niveaus wird mithilfe elektronischer Formeln angegeben chemische Elemente. Elektronische Formeln oder Konfigurationen helfen dabei, die atomare Struktur eines Elements darzustellen.

Atomare Struktur

Die Atome aller Elemente bestehen aus einem positiv geladenen Kern und negativ geladenen Elektronen, die sich um den Kern herum befinden.

Elektronen haben unterschiedliche Energieniveaus. Je weiter ein Elektron vom Kern entfernt ist, desto mehr Energie hat es. Die Größe des Energieniveaus wird durch die Größe des Atomorbitals oder der Orbitalwolke bestimmt. Dies ist der Raum, in dem sich das Elektron bewegt.

Reis. 1. Allgemeine Struktur Atom.

Orbitale können unterschiedliche geometrische Konfigurationen haben:

• s-Orbitale- sphärisch;
• p-, d- und f-Orbitale- hantelförmig, in verschiedenen Ebenen liegend.

Das erste Energieniveau eines jeden Atoms enthält immer ein s-Orbital mit zwei Elektronen (Ausnahme: Wasserstoff). Ab der zweiten Ebene liegen die s- und p-Orbitale auf derselben Ebene.

Reis. 2. s-, p-, d- und f-Orbitale.

Orbitale existieren unabhängig von der Anwesenheit von Elektronen in ihnen und können gefüllt oder leer sein.

Eine Formel schreiben

Elektronische Konfigurationen von Atomen chemischer Elemente werden nach den folgenden Prinzipien geschrieben:

• jedes Energieniveau entspricht Ordnungsnummer, gekennzeichnet durch eine arabische Ziffer;
• Auf die Zahl folgt ein Buchstabe, der das Orbital angibt.
• Über dem Buchstaben steht ein hochgestellter Index, der der Anzahl der Elektronen im Orbital entspricht.

Aufnahmebeispiele:

• Kalzium -

  1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ;

• Sauerstoff -

  1s 2 2s 2 2p 4 ;

• Kohlenstoff -

  1s 2 2s 2 2p 2 .

Das Periodensystem hilft Ihnen beim Aufschreiben der elektronischen Formel. Die Anzahl der Energieniveaus entspricht der Periodenzahl. Die Ladung eines Atoms und die Anzahl der Elektronen werden durch die Ordnungszahl des Elements angegeben. Die Gruppennummer gibt an, wie viele Valenzelektronen sich in der äußeren Ebene befinden.

Nehmen wir Na als Beispiel. Natrium liegt in der ersten Gruppe, im dritten Drittel auf Platz 11. Das bedeutet, dass das Natriumatom einen positiv geladenen Kern hat (enthält 11 Protonen), um den sich 11 Elektronen auf drei Energieniveaus befinden. Auf der äußeren Ebene befindet sich ein Elektron.

Denken Sie daran, dass das erste Energieniveau ein s-Orbital mit zwei Elektronen enthält und das zweite s- und p-Orbitale enthält. Jetzt müssen Sie nur noch die Level ausfüllen und erhalten den vollständigen Datensatz:

11 Na) 2) 8) 1 oder 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

Der Einfachheit halber wurden spezielle Tabellen mit elektronischen Formeln des Elements erstellt. In einem langen Periodensystem werden Formeln auch in jeder Elementzelle aufgeführt.

Reis. 3. Tabelle der elektronischen Formeln.

Der Kürze halber werden Elemente, deren elektronische Formel mit dem Anfang der Formel des Elements übereinstimmt, in eckigen Klammern geschrieben. Die elektronische Formel von Magnesium lautet beispielsweise 3s 2, Neon ist 1s 2 2s 2 2p 6. Somit, vollständige Formel Magnesium - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2. 4.6. Insgesamt erhaltene Bewertungen: 195.

Die Kenntnis der möglichen Zustände eines Elektrons in einem Atom, der Klechkovsky-Regel, des Pauli-Prinzips und der Hund-Regel ermöglichen die Betrachtung der elektronischen Konfiguration eines Atoms. Dafür verwenden sie elektronische Formeln.

Die Elektronenformel bezeichnet den Zustand eines Elektrons in einem Atom, wobei eine Zahl die Hauptquantenzahl angibt, die seinen Zustand charakterisiert, und ein Buchstabe die Orbitalquantenzahl angibt. Eine Zahl, die angibt, wie viele Elektronen sich darin befinden Dieser Staat, stehen oben rechts neben dem Buchstaben, der die Form der Elektronenwolke angibt.

Für das Wasserstoffatom (n = 1, l = 0, m = 0) lautet die elektronische Formel: 1s 1. Beide Elektronen des nächsten Elements Helium He zeichnen sich durch die gleichen Werte von n, l, m aus und unterscheiden sich nur in den Spins. Die elektronische Formel des Heliumatoms lautet ls 2. Die Elektronenhülle des Heliumatoms ist vollständig und sehr stabil. Helium ist ein Edelgas.

Für Elemente der 2. Periode (n = 2, l = 0 oder l = 1) wird zunächst der 2s-Zustand gefüllt und dann das p-Unterniveau des zweiten Energieniveaus.

Elektronische Formel des Lithiumatoms: ls 2 2s 1. Das 2s 1-Elektron ist schwächer an den Atomkern gebunden (Abb. 6), sodass das Lithiumatom es leicht abgeben kann (wie Sie sich sicher erinnern, nennt man diesen Vorgang Oxidation) und sich in das Li + -Ion verwandelt.

Reis. 6.
Ausschnitte aus 1s- und 2s-Elektronenwolken durch eine durch den Kern verlaufende Ebene

Im Berylliumatom besetzt das vierte Elektron ebenfalls den 2s-Zustand: ls 2 2s 2. Die beiden äußeren Elektronen des Berylliumatoms lassen sich leicht trennen – Be wird zum Be 2+-Kation oxidiert.

Das Boratom hat ein Elektron im 2p-Zustand: ls 2 2s 2 2p 1. Als nächstes wird für Kohlenstoff-, Stickstoff-, Sauerstoff- und Fluoratome (gemäß der Hundschen Regel) die 2p-Unterebene gefüllt, die beim Edelgas Neon endet: ls 2 2s 2 2p 6.

Wenn sie betonen wollen, dass Elektronen auf einer bestimmten Unterebene einzeln Quantenzellen besetzen, wird in der elektronischen Formel neben dem Index auch die Bezeichnung der Unterebene angegeben. Zum Beispiel die elektronische Formel des Kohlenstoffatoms

Für Elemente der 3. Periode werden der Zs-Zustand (n = 3, l = 0) bzw. die Zp-Unterebene (n = 3, l - 1) gefüllt. Die 3D-Unterebene (n = 3, l = 2) bleibt frei:

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

Für Elemente großer Perioden (4. und 5.) besetzen gemäß der Klechkovsky-Regel die ersten beiden Elektronen der äußeren Elektronenschicht den 4s-Zustand (n = 4, l = 0) und den 5s-Zustand (n = 5, l = 0):

Ausgehend vom dritten Element jeder Hauptperiode betreten die nächsten zehn Elektronen die vorherigen 3d- bzw. 4d-Unterebenen (für Elemente von Seitenuntergruppen):

Wenn die vorherige d-Unterebene gefüllt ist, beginnt in der Regel die äußere (4p- bzw. 5p-) p-Unterebene zu füllen:

Bei Elementen großer Perioden – der 6. und der unvollständigen 7. – werden Energieniveaus und Unterniveaus in der Regel wie folgt mit Elektronen gefüllt: Die ersten beiden Elektronen gelangen zum äußeren S-Unterniveau, zum Beispiel:

das nächste Elektron (in La und Ac) geht zur vorherigen d-Unterebene:

Dann betreten die nächsten 14 Elektronen das dritte äußere Energieniveau in den 4f- und 5f-Unterebenen der Lanthaniden bzw. Aktiniden:

Dann beginnt sich das zweite äußere Energieniveau (d-Unterniveau) der Elemente der Nebenuntergruppen wieder aufzubauen:

Erst nachdem die d-Unterebene vollständig mit zehn Elektronen gefüllt ist, wird die äußere p-Unterebene erneut gefüllt:

Lassen Sie uns abschließend noch einmal einen Blick darauf werfen verschiedene Wege Anzeige elektronische Konfigurationen Atome der Elemente nach Perioden der Tabelle von D.I.

Betrachten wir die Elemente der 1. Periode – Wasserstoff und Helium.

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

Grafische elektronische Formeln von Atomen zeigen die Verteilung von Elektronen nicht nur über Ebenen und Unterebenen, sondern auch über Quantenzellen (Atomorbitale).

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

Wasserstoff und Helium sind S-Elemente; die ls-Unterebene dieser Atome ist mit Elektronen gefüllt.

Für alle Elemente der 2. Periode wird die erste Elektronenschicht gefüllt und Elektronen füllen die 2s- und 2p-Zustände gemäß dem Prinzip der geringsten Energie (zuerst S-, dann p) und den Regeln von Pauli und Hund (Tabelle 2). ).

Im Neonatom ist die zweite Elektronenschicht vollständig – sie hat 8 Elektronen.

Tabelle 2
Struktur elektronischer Hüllen von Atomen von Elementen der 2. Periode

Lithium Li, Beryllium Be – S-Elemente.

Bor B, Kohlenstoff C, Stickstoff N, Sauerstoff O, Fluor F, Neon Ne sind p-Elemente; die p-Unterebene dieser Atome ist mit Elektronen gefüllt.

Für Atome von Elementen der 3. Periode sind die erste und zweite elektronische Schicht vervollständigt, sodass die dritte elektronische Schicht gefüllt ist, in der Elektronen 3s-, 3p- und 3d-Zustände einnehmen können (Tabelle 3).

Tisch 3
Struktur elektronischer Hüllen von Atomen von Elementen der 3. Periode

Die 3s-Unterebene wird am Magnesiumatom vervollständigt. Natrium Na und Magnesium Mg sind S-Elemente.

Bei Aluminium und den darauf folgenden Elementen ist die 3p-Unterebene mit Elektronen gefüllt.

Ein Argonatom hat 8 Elektronen in seiner äußeren Schicht (dritte Elektronenschicht). Als äußere Schicht ist sie vollständig, aber insgesamt können in der dritten Elektronenschicht, wie Sie bereits wissen, 18 Elektronen vorhanden sein, was bedeutet, dass die Elemente der 3. Periode einen ungefüllten 3D-Zustand haben.

Alle Elemente von Aluminium Al bis Argon Ar sind p-Elemente.

Die s- und p-Elemente bilden die Hauptuntergruppen im Periodensystem.

Für Atome der Elemente der 4. Periode – Kalium und Kalzium – erscheint ein viertes Energieniveau, das 48. Unterniveau ist gefüllt (Tabelle 4), da es nach der Klechkovsky-Regel eine niedrigere Energie hat als das 3. Unterniveau.

Tabelle 4
Struktur elektronischer Hüllen von Atomen von Elementen der 4. Periode

Um die grafischen elektronischen Formeln der Atome der Elemente der 4. Periode zu vereinfachen:

Kalium K und Calcium Ca sind S-Elemente, die zu den Hauptuntergruppen gehören. In Atomen von Scandium Sc bis Zink Zn ist die 3D-Unterebene mit Elektronen gefüllt. Das sind 3D-Elemente. Sie gehören zu sekundären Untergruppen, ihre äußerste elektronische Schicht ist gefüllt und sie werden als Übergangselemente klassifiziert.

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

Im Zinkatom ist das dritte Energieniveau vollständig; alle Unterniveaus sind darin gefüllt – 3s, 3p und 3d, mit insgesamt 18 Elektronen.

Die auf Zink folgenden Elemente füllen weiterhin die vierte Energieebene, die 4p-Unterebene.

Elemente von Gallium Ga bis Krypton Kr sind p-Elemente.

Das Kr-Kryptonatom hat eine äußere Schicht (vierte), die vollständig ist und 8 Elektronen enthält. Aber insgesamt können in der vierten Elektronenschicht, wie Sie wissen, 32 Elektronen vorhanden sein; Das Kryptonatom verfügt noch über unbesetzte 4d- und 4f-Zustände.

Für Elemente der 5. Periode werden die Unterebenen gemäß der Klechkovsky-Regel in der folgenden Reihenfolge gefüllt: 5s ⇒ 4d ⇒ 5r. Und es gibt auch Ausnahmen im Zusammenhang mit dem „Versagen“ von Elektronen in 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

In der 6. und 7. Periode treten f-Elemente auf, also Elemente, für die jeweils die 4f- und 5f-Unterebenen der dritten äußeren Energieebene gefüllt werden.

4f-Elemente werden Lanthanoide genannt.

5f-Elemente werden Actiniden genannt.

Die Reihenfolge der Füllung elektronischer Unterebenen in Atomen von Elementen der 6. Periode: 55 Cs- und 56 Ba-bs-Elemente; 57 La ...6s 2 5d 1 - 5d-Element; 58 Ce - 71 Lu - 4f Elemente; 72 Hf - 80 Hg - 5d-Elemente; 81 Tl - 86 Rn - br-Elemente. Aber auch hier gibt es Elemente, bei denen die Reihenfolge der Befüllung der Energieunterebenen „gestört“ ist, was beispielsweise mit der größeren Energiestabilität halber und vollständig gefüllter f-Unterebenen, also nf 7 und nf 14, zusammenhängt.

Je nachdem, welche Unterebene des Atoms zuletzt mit Elektronen gefüllt ist, werden alle Elemente, wie Sie bereits verstanden haben, in vier elektronische Familien oder Blöcke unterteilt (Abb. 7):

Reis. 7.
Aufteilung Periodensystem(Tabellen) in Elementblöcke

1. S-Elemente; die s-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; Zu den S-Elementen zählen Wasserstoff, Helium und Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II;
2. p-Elemente; die p-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; p-Elemente umfassen Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen III-VIII;
3. d-Elemente; die d-Unterebene der voräußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; d-Elemente umfassen Elemente sekundärer Untergruppen der Gruppen I-VIII, d. h. Elemente von Plug-in-Dekaden großer Perioden, die zwischen s- und p-Elementen liegen. Sie werden auch Übergangselemente genannt;
4. f-Elemente; die f-Unterebene der dritten äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; Dazu gehören Lanthaniden und Aktiniden.

Fragen und Aufgaben zu § 3

1. Erstellen Sie Diagramme der elektronischen Struktur, elektronische Formeln und grafische elektronische Formeln von Atomen der folgenden chemischen Elemente:
   a) Kalzium;
   b) Eisen;
   c) Zirkonium;
   d) Niob;
   e) Hafnium;
   e) Gold.
2. Schreiben Sie die elektronische Formel für Element Nr. 110 unter Verwendung des Symbols für das entsprechende Edelgas.
3. Was ist ein Elektronen-„Dip“? Nennen Sie Beispiele für Elemente, bei denen dieses Phänomen beobachtet wird, und schreiben Sie deren elektronische Formeln auf.
4. Wie wird die Zugehörigkeit eines chemischen Elements zu einer bestimmten Elektronenfamilie bestimmt?
5. Vergleichen Sie die elektronischen und grafischen elektronischen Formeln des Schwefelatoms. Welche zusätzlichen Informationen enthält die letzte Formel?

>> Chemie: Elektronische Konfigurationen von Atomen chemischer Elemente

Der Schweizer Physiker W. Pauli stellte 1925 fest, dass es in einem Atom in einem Orbital nicht mehr als zwei Elektronen mit entgegengesetzten (antiparallelen) Spins (übersetzt aus dem Englischen als „Spindel“) geben kann, also solche Eigenschaften haben, die konventionell sein können stellte sich die Drehung eines Elektrons um seine imaginäre Achse vor: im oder gegen den Uhrzeigersinn. Dieses Prinzip wird Pauli-Prinzip genannt.

Befindet sich ein Elektron im Orbital, spricht man von ungepaarten; sind es zwei, dann handelt es sich um gepaarte Elektronen, also um Elektronen mit entgegengesetzten Spins.

Abbildung 5 zeigt ein Diagramm der Aufteilung der Energieniveaus in Unterniveaus.

Das S-Orbital hat, wie Sie bereits wissen, eine Kugelform. Das Elektron des Wasserstoffatoms (s = 1) befindet sich in diesem Orbital und ist ungepaart. Daher wird seine elektronische Formel oder elektronische Konfiguration wie folgt geschrieben: 1s 1. In elektronischen Formeln wird die Energieniveauzahl durch die Zahl vor dem Buchstaben (1 ...) angegeben. Lateinischer Buchstabe bezeichnen eine Unterebene (Art des Orbitals), und die Zahl, die oben rechts im Buchstaben steht (als Exponent), gibt die Anzahl der Elektronen in der Unterebene an.

Für ein Heliumatom He, das zwei gepaarte Elektronen in einem s-Orbital hat, lautet diese Formel: 1s 2.

Die Elektronenhülle des Heliumatoms ist vollständig und sehr stabil. Helium ist ein Edelgas.

Auf dem zweiten Energieniveau (n = 2) gibt es vier Orbitale: ein s und drei p. Die Elektronen des s-Orbitals der zweiten Ebene (2s-Orbitale) haben eine höhere Energie, da sie einen größeren Abstand vom Kern haben als die Elektronen des 1s-Orbitals (n = 2).

Im Allgemeinen gibt es für jeden Wert von n ein s-Orbital, jedoch mit einer entsprechenden Versorgung mit Elektronenenergie und daher mit einem entsprechenden Durchmesser, der mit zunehmendem n-Wert wächst.

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

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

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

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

Für Elemente der dritten Periode sind die Sv- bzw. Sr-Orbitale gefüllt. Fünf d-Orbitale der dritten Ebene bleiben frei:

11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Ёр^Зр6.

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

Bei Elementen großer Perioden (vierte und fünfte) besetzen die ersten beiden Elektronen das 4. bzw. 5. Orbital: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Ab dem dritten Element jeder Hauptperiode treten die nächsten zehn Elektronen in die vorherigen 3d- bzw. 4d-Orbitale ein (für Elemente von Seitenuntergruppen): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Wenn die vorherige d-Unterebene gefüllt ist, beginnt sich in der Regel auch die äußere (4p- bzw. 5p-) p-Unterebene zu füllen.

Bei Elementen großer Perioden – der sechsten und der unvollständigen siebten – werden elektronische Ebenen und Unterebenen in der Regel wie folgt mit Elektronen gefüllt: Die ersten beiden Elektronen gelangen zur äußeren B-Unterebene: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; das nächste Elektron (für Na und Ac) zum vorherigen (p-Unterebene: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 und 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Dann werden die nächsten 14 Elektronen in das dritte äußere Energieniveau in den 4f- und 5f-Orbitalen der Lanthaniden bzw. Aktiniden eintreten.

Dann beginnt sich das zweite äußere Energieniveau (d-Unterniveau) wieder aufzubauen: für Elemente von Nebenuntergruppen: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - und erst nachdem das aktuelle Niveau vollständig mit zehn Elektronen gefüllt ist, wird das äußere p-Unterniveau schließlich wieder gefüllt:

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

Sehr oft wird der Aufbau der elektronischen Hüllen von Atomen mithilfe von Energie- oder Quantenzellen dargestellt – es werden sogenannte grafische elektronische Formeln geschrieben. Für diese Notation wird die folgende Notation verwendet: Jede Quantenzelle wird durch eine Zelle bezeichnet, die einem Orbital entspricht; Jedes Elektron ist durch einen Pfeil gekennzeichnet, der der Spinrichtung entspricht. Beim Schreiben einer grafischen elektronischen Formel sollten Sie zwei Regeln beachten: das Pauli-Prinzip, nach dem es in einer Zelle (Orbital) nicht mehr als zwei Elektronen geben darf, jedoch mit antiparallelen Spins, und die Regel von F. Hund, nach der Elektronen besetzen freie Zellen (Orbitale) und befinden sich in. Zuerst sind sie einzeln und haben den gleichen Spinwert, und erst dann paaren sie sich, aber die Spins sind nach dem Pauli-Prinzip entgegengesetzt gerichtet.

Abschließend betrachten wir noch einmal die Darstellung der elektronischen Konfigurationen von Atomen von Elementen gemäß den Perioden des D.I.-Systems. Diagramme der elektronischen Struktur von Atomen zeigen die Verteilung der Elektronen über elektronische Schichten (Energieniveaus).

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

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

Elemente der zweiten Periode

Für alle Elemente der zweiten Periode wird die erste Elektronenschicht gefüllt und Elektronen füllen die e- und p-Orbitale der zweiten Elektronenschicht gemäß dem Prinzip der geringsten Energie (zuerst s-, dann p) und den Pauli- und Hund-Regeln (Tabelle 2).

Im Neonatom ist die zweite Elektronenschicht vollständig – sie hat 8 Elektronen.

Tabelle 2 Struktur der elektronischen Hüllen von Atomen von Elementen der zweiten Periode

Ende des Tisches. 2

Li, Be – B-Elemente.

B, C, N, O, F, Ne sind p-Elemente; diese Atome haben mit Elektronen gefüllte p-Orbitale.

Elemente der dritten Periode

Für Atome von Elementen der dritten Periode werden die erste und zweite elektronische Schicht vervollständigt, sodass die dritte elektronische Schicht gefüllt wird, in der Elektronen die Unterebenen 3s, 3p und 3d besetzen können (Tabelle 3).

Tabelle 3 Struktur der elektronischen Hüllen von Atomen von Elementen der dritten Periode

Das Magnesiumatom vervollständigt sein 3s-Elektronenorbital. Na- und Mg-s-Elemente.

Ein Argonatom hat 8 Elektronen in seiner äußeren Schicht (dritte Elektronenschicht). Als äußere Schicht ist sie vollständig, aber insgesamt können in der dritten Elektronenschicht, wie Sie bereits wissen, 18 Elektronen vorhanden sein, was bedeutet, dass die Elemente der dritten Periode unbefüllte 3D-Orbitale haben.

Alle Elemente von Al bis Ar sind p-Elemente. Die s- und p-Elemente bilden die Hauptuntergruppen im Periodensystem.

In den Kalium- und Calciumatomen erscheint eine vierte Elektronenschicht, und die 4s-Unterebene wird gefüllt (Tabelle 4), da sie eine niedrigere Energie als die 3d-Unterebene hat. Um die grafischen elektronischen Formeln der Atome der Elemente der vierten Periode zu vereinfachen: 1) Bezeichnen wir die herkömmliche grafische elektronische Formel von Argon wie folgt:
Ar;

2) Wir werden keine Unterebenen darstellen, die nicht mit diesen Atomen gefüllt sind.

Tabelle 4 Struktur der elektronischen Hüllen von Atomen von Elementen der vierten Periode

K, Ca – S-Elemente, die in den Hauptuntergruppen enthalten sind. In Atomen von Sc bis Zn ist die 3. Unterebene mit Elektronen gefüllt. Dies sind Zy-Elemente. Sie gehören zu sekundären Untergruppen, ihre äußerste elektronische Schicht ist gefüllt und sie werden als Übergangselemente klassifiziert.

Achten Sie auf die Struktur der elektronischen Hüllen von Chrom- und Kupferatomen. In ihnen kommt es zu einem „Ausfall“ eines Elektrons von der 4. zur 3. Unterebene, was durch die größere Energiestabilität der resultierenden elektronischen Konfigurationen Zd 5 und Zd 10 erklärt wird:

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

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

Das Kryptonatom hat eine äußere Schicht (vierte), die vollständig ist und 8 Elektronen enthält. Aber insgesamt können in der vierten Elektronenschicht, wie Sie wissen, 32 Elektronen vorhanden sein; Das Kryptonatom verfügt noch über unbefüllte 4d- und 4f-Unterebenen.

Für Elemente der fünften Periode werden die Unterebenen in der folgenden Reihenfolge ausgefüllt: 5s -> 4d -> 5p. Und es gibt auch Ausnahmen im Zusammenhang mit dem „Versagen“ von Elektronen in 41 Nb, 42 MO usw.

In der sechsten und siebten Periode treten Elemente auf, also Elemente, in denen die 4f- bzw. 5f-Unterebenen der dritten äußeren elektronischen Schicht gefüllt werden.

4f-Elemente werden Lanthanoide genannt.

5f-Elemente werden Actiniden genannt.

Die Reihenfolge der Füllung der elektronischen Unterebenen in den Atomen der Elemente der sechsten Periode: 55 Сs und 56 Ва - 6s Elemente;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d Element; 58 Ce - 71 Lu - 4f Elemente; 72 Hf - 80 Hg - 5d-Elemente; 81 Tl- 86 Rn - 6p-Elemente. Aber auch hier gibt es Elemente, bei denen die Reihenfolge der Besetzung der Elektronenorbitale „verletzt“ ist, was beispielsweise mit der größeren Energiestabilität halber und vollständig gefüllter f-Unterniveaus, also nf 7 und nf 14, zusammenhängt .

Je nachdem, welche Unterebene des Atoms zuletzt mit Elektronen gefüllt ist, werden alle Elemente, wie Sie bereits verstanden haben, in vier elektronische Familien oder Blöcke unterteilt (Abb. 7).

1) s-Elemente; die b-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; Zu den S-Elementen zählen Wasserstoff, Helium und Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II;

2) p-Elemente; die p-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; p-Elemente umfassen Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen III–VIII;

3) d-Elemente; die d-Unterebene der voräußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; d-Elemente umfassen Elemente sekundärer Untergruppen der Gruppen I-VIII, also Elemente von Plug-in-Dekaden großer Perioden, die zwischen s- und p-Elementen liegen. Sie werden auch Übergangselemente genannt;

4) f-Elemente, die f-Unterebene der dritten äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; Dazu gehören Lanthaniden und Aktiniden.

1. Was würde passieren, wenn das Pauli-Prinzip nicht beachtet würde?

2. Was würde passieren, wenn Hunds Regel nicht befolgt würde?

3. Erstellen Sie Diagramme der elektronischen Struktur, elektronische Formeln und grafische elektronische Formeln von Atomen der folgenden chemischen Elemente: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.

4. Schreiben Sie die elektronische Formel für Element Nr. 110 unter Verwendung des entsprechenden Edelgassymbols.

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