Konfigurasi elektron atom adalah menunjukkan distribusi energi ē. level dan sublevel.

1s 1 ←bilangan ē dengan bentuk awan yang diberikan

↖ bentuk awan elektron

tingkat energi

Rumus elektronik grafis (gambar struktur elektronik atom) -

menunjukkan distribusi energi ē. level, sublevel, dan orbital.

Saya periode:+1 N

Di mana - ē, ↓ - ē dengan spin antiparalel, orbital.

Saat merekam grafik rumus elektronik ingat aturan Pauli dan aturan Hundd "Jika ada beberapa orbital bebas dalam satu sublevel, maka ē ditempatkan masing-masing pada orbital terpisah dan hanya jika tidak ada orbital bebas digabungkan menjadi pasangan."

(Bekerja dengan rumus elektronik elektronik dan grafis).

Misalnya, H +1 1s 1 ; Dia +2 1s 2 ; Li +3 1s 2 2s 1 ; Na +11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Ar +18 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;

Saya periode: hidrogen dan helium - s-elemen, s-orbital mereka diisi dengan elektron.

Periode II: Li dan Be adalah elemen-s

B, C, N, O, F, Ne - elemen-p

Bergantung pada sublevel atom mana yang diisi elektron terakhir, semua elemen dibagi menjadi 4 keluarga atau blok elektronik:

1) elemen-s – mereka memiliki ē-mi s-sublevel dari lapisan luar atom; ini termasuk hidrogen, helium dan e-you gl.p / gr. kelompok I dan II.

2) elemen-p - mereka mengisi sublevel dunia elektron dari level terluar atom; ini termasuk elemen gl.p / gr. kelompok III-VIII.

3) d-elemen - di dalamnya, sublevel-d dari level praeksternal atom diisi dengan elektron; ini termasuk e-kamu poboch.p / gr. . kelompok I-VIII, yaitu. el-you plug-in dekade periode besar, terletak di antara elemen s dan p, mereka juga disebut elemen transisi.

4) elemen-f- sublevel-f dari level ketiga atom di luar diisi dengan elektron; ini termasuk lantanida (elemen 4f) dan aktinida (elemen 5f).

Atom tembaga dan kromium memiliki "kegagalan" ē dari 4s- ke sublevel 3d, yang dijelaskan oleh stabilitas energi yang lebih besar dari konfigurasi elektron yang dihasilkan 3d 5 dan 3d 10:

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 24Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Telah dibuktikan secara eksperimental bahwa keadaan atom di mana orbital p-, d-, f terisi setengah (p 3 , d 5 , f 7 ), sepenuhnya (p 6 , d 10 , f 14 ) atau bebas , telah meningkatkan stabilitas. Ini menjelaskan transisi - "penurunan" - elektron antara orbital yang berjarak dekat. Penyimpangan yang sama diamati pada analog kromium - molibdenum, serta pada unsur subkelompok tembaga - perak dan emas. Yang unik dalam hal ini adalah paladium, yang atomnya sama sekali tidak memiliki elektron 5s dan memiliki jejak. Konfigurasi: 46 Pd 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 0 4d 10 .

Pertanyaan untuk pengendalian diri

1. Apa itu awan elektron?

2. Apa perbedaan antara orbital 1s dan orbital 2s?

3. Berapakah bilangan kuantum utama? Bagaimana hubungannya dengan nomor periode?

4. Apa itu sublevel dan bagaimana konsep ini berhubungan dengan nomor periode?

5. Menyusun konfigurasi elektron atom unsur 4-6 periode PSCE.

6. Menyusun konfigurasi elektron atom magnesium dan neon.

7. Tentukan atom yang termasuk dalam konfigurasi elektron 1S 2 2S 2 2p 6 3S 1, 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2, 1S 2 2S 2 2p 4, 1S 2 2S 1

RENCANA PELAJARAN #7

Disiplin: Kimia.

Subjek:

Tujuan pelajaran: Untuk mempelajari mekanisme pembentukan ikatan ionik dan kovalen, pertimbangkan ionik, atomik, dan molekuler kisi-kisi kristal.

Hasil yang direncanakan

Subjek: kepemilikan konsep kimia dasar: ikatan kimia, ion, kisi kristal, penggunaan terminologi dan simbol kimia dengan percaya diri; pembentukan kemampuan untuk memberikan perkiraan kuantitatif dan membuat perhitungan sesuai dengan rumus kimia dan persamaan;

Metasubjek: penggunaan berbagai macam aktivitas kognitif dan operasi intelektual dasar: menyusun konfigurasi elektronik atom unsur kimia.

Pribadi: kemampuan untuk menggunakan pencapaian ilmu kimia modern dan teknologi kimia untuk meningkatkan perkembangan intelektual mereka sendiri dalam memilih aktivitas profesional;

Norma waktu: 2 jam

Jenis kelas: Kuliah.

Rencana belajar:

1. Kation, pembentukannya dari atom sebagai hasil proses oksidasi. Anion, pembentukannya dari atom sebagai hasil dari proses reduksi. Ikatan ionik, sebagai ikatan antara kation dan anion akibat gaya tarik elektrostatis.

2. Klasifikasi ion: berdasarkan komposisi, tanda muatan, adanya cangkang hidrat.

3. Kisi kristal ionik. Sifat zat dengan jenis kisi kristal ionik.

4. Mekanisme pembentukan ikatan kovalen (pertukaran dan donor-akseptor).

5. Keelektronegatifan. Ikatan kovalen polar dan non-polar. Multiplisitas ikatan kovalen.

6. Kisi kristal molekuler dan atom. Sifat zat dengan kisi kristal molekul dan atom.

Peralatan: Model kisi kristal, buku teks, sistem periodik unsur kimia DIMendeleeva.

Literatur:

1. Kimia kelas 11: buku pelajaran. untuk pendidikan umum organisasi G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Pencerahan, 2014. -208 hal.: Ill..

2. Kimia untuk profesi dan spesialisasi profil teknis: buku teks untuk siswa. lembaga menengah. prof. pendidikan / O.S.Gabrielyan, I.G. Ostroumov. - edisi ke-5, terhapus. - M .: Pusat Penerbitan "Akademi", 2017. - 272 hlm., dengan warna. sakit.

Dosen: Tubaltseva Yu.N.

Topik 7. Ikatan kimia ionik dan kovalen.

1) Kation, pembentukannya dari atom sebagai hasil proses oksidasi. Anion, pembentukannya dari atom sebagai hasil dari proses reduksi. Ikatan ionik, sebagai ikatan antara kation dan anion akibat gaya tarik elektrostatis.

2) Klasifikasi ion: berdasarkan komposisi, tanda muatan, keberadaan cangkang terhidrasi.

3) kisi kristal ionik. Sifat zat dengan jenis kisi kristal ionik.

4) Mekanisme pembentukan ikatan kovalen (pertukaran dan donor-akseptor).

5) Keelektronegatifan. Ikatan kovalen polar dan non-polar. Multiplisitas ikatan kovalen.

6) Kisi kristal molekuler dan atom. Sifat zat dengan kisi kristal molekul dan atom.

Kation, pembentukannya dari atom sebagai hasil dari proses oksidasi. Anion, pembentukannya dari atom sebagai hasil dari proses reduksi. Ikatan ionik, sebagai ikatan antara kation dan anion akibat gaya tarik elektrostatis.

Ikatan kimia adalah interaksi atom yang menentukan stabilitas partikel atau kristal kimia secara keseluruhan. Ikatan kimia terbentuk karena interaksi elektrostatik antara partikel bermuatan: kation dan anion, inti atom dan elektron. Ketika atom saling mendekati, gaya tarik-menarik mulai bekerja antara inti atom satu dan elektron atom lainnya, serta gaya tolak antara inti dan antar elektron. Pada jarak tertentu, gaya-gaya ini saling menyeimbangkan, dan partikel kimia yang stabil terbentuk.

Ketika ikatan kimia terbentuk, redistribusi yang signifikan dari kerapatan elektron atom dalam senyawa dapat terjadi dibandingkan dengan atom bebas. DI DALAM membatasi kasus ini mengarah pada pembentukan partikel bermuatan - ion (dari bahasa Yunani "ion" - pergi).

Interaksi ion:

Jika sebuah atom kehilangan satu atau lebih elektron, maka ia berubah menjadi ion positif - kation (diterjemahkan dari bahasa Yunani - "turun). Beginilah kation hidrogen H +, litium Li +, barium Ba 2+ terbentuk. Memperoleh elektron , atom berubah menjadi ion negatif - anion (dari bahasa Yunani "anion" - naik) Contoh anion adalah ion fluorida F - , ion sulfida S 2 - .

Kation dan anion mampu menarik satu sama lain. Dalam hal ini, ikatan kimia terbentuk, dan senyawa kimia. Jenis ikatan kimia ini disebut ikatan ion:

Ikatan ion biasanya terjadi antara atom-atom logam biasa dan non-logam biasa. Sifat khas atom logam adalah bahwa mereka dengan mudah menyumbangkan elektron valensinya, sedangkan atom non-logam dapat dengan mudah melampirkannya.

Pertimbangkan terjadinya ikatan ionik, misalnya, antara atom natrium dan atom klor dalam natrium klorida NaCl.

Pelepasan elektron dari atom natrium mengarah pada pembentukan ion bermuatan positif - kation natrium Na +.

Penambahan elektron ke atom klorin mengarah pada pembentukan ion bermuatan negatif - anion klorin Cl-.

Antara ion Na + dan Cl - yang terbentuk, yang memiliki muatan berlawanan, timbul daya tarik elektrostatik, akibatnya senyawa terbentuk - natrium klorida dengan jenis ikatan kimia ionik.

Ikatan ionik - Ini adalah ikatan kimia, yang dilakukan karena interaksi elektrostatik dari ion bermuatan berlawanan.

Dengan demikian, proses pembentukan ikatan ion direduksi menjadi transisi elektron dari atom natrium ke atom klor dengan pembentukan ion bermuatan berlawanan dengan konfigurasi elektron lengkap dari lapisan luar.

1. Atom logam, melepaskan elektron eksternal, berubah menjadi ion positif:

di mana n adalah jumlah elektron di lapisan terluar atom, sesuai dengan nomor golongan unsur kimia.

2. Atom non-logam, menerima elektron yang hilang sebelum selesainya lapisan elektron terluar, diubah menjadi ion negatif:

3. Ikatan muncul antara ion bermuatan berlawanan, yang disebut ionik.

2. Klasifikasi ion: berdasarkan komposisi, tanda muatan, adanya cangkang hidrat.

Klasifikasi ion:

1. Menurut tanda muatannya: kation (positif, K+, Ca2+, H+) dan anion (negatif, S2-, Cl-, I-).
2. Dengan komposisi: kompleks ( , ) dan sederhana (Na +, F-)

©2015-2019 situs
Semua hak milik penulis mereka. Situs ini tidak mengklaim kepenulisan, tetapi menyediakan penggunaan gratis.
Tanggal pembuatan halaman: 12-12-2017

Bahan kimia adalah hal-hal yang membentuk dunia di sekitar kita.

Sifat-sifat setiap zat kimia dibagi menjadi dua jenis: sifat kimiawi, yang mencirikan kemampuannya untuk membentuk zat lain, dan sifat fisik, yang diamati secara objektif dan dapat dianggap terpisah dari transformasi kimia. Misalnya, sifat fisik suatu zat adalah sifatnya keadaan agregasi(padat, cair atau gas), konduktivitas termal, kapasitas panas, kelarutan dalam berbagai media (air, alkohol, dll.), densitas, warna, rasa, dll.

Transformasi dari beberapa zat kimia menjadi zat lain disebut fenomena kimia atau reaksi kimia. Perlu dicatat bahwa ada juga fenomena fisik yang tentunya disertai dengan perubahan pada beberapa hal properti fisik zat tanpa diubah menjadi zat lain. KE fenomena fisik, misalnya, meliputi pencairan es, pembekuan atau penguapan air, dll.

Fakta bahwa selama proses apa pun, fenomena kimia terjadi dapat disimpulkan dengan mengamati karakteristik reaksi kimia seperti perubahan warna, presipitasi, evolusi gas, evolusi panas dan/atau cahaya.

Jadi, misalnya, kesimpulan tentang jalannya reaksi kimia dapat dibuat dengan mengamati:

Terbentuknya endapan saat air mendidih, disebut kerak dalam kehidupan sehari-hari;

Pelepasan panas dan cahaya selama pembakaran api;

Ubah warna irisan apel segar mengudara;

Pembentukan gelembung gas selama fermentasi adonan, dll.

Partikel terkecil dari materi, yang dalam proses reaksi kimia praktis tidak mengalami perubahan, tetapi hanya terhubung satu sama lain dengan cara baru, disebut atom.

Gagasan tentang keberadaan unit-unit materi semacam itu muncul di Yunani kuno dalam benak para filsuf kuno, yang sebenarnya menjelaskan asal mula istilah "atom", karena "atomos" yang secara harfiah diterjemahkan dari bahasa Yunani berarti "tak terpisahkan".

Namun, bertentangan dengan gagasan itu filosof Yunani kuno, atom bukanlah materi minimum absolut, yaitu sendiri memiliki struktur yang kompleks.

Setiap atom terdiri dari apa yang disebut partikel subatom - proton, neutron dan elektron, masing-masing dilambangkan dengan simbol p + , n o dan e - . Superskrip dalam notasi yang digunakan menunjukkan bahwa proton memiliki muatan positif satuan, elektron memiliki muatan negatif satuan, dan neutron tidak bermuatan.

Tentang perangkat berkualitas atom, kemudian untuk setiap atom semua proton dan neutron terkonsentrasi di apa yang disebut nukleus, di mana elektron membentuk kulit elektron.

Proton dan neutron memiliki massa yang hampir sama, yaitu m p ≈ m n , dan massa elektron hampir 2000 kali lebih kecil dari massa masing-masing elektron, mis. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Karena sifat dasar atom adalah kenetralan listriknya, dan muatan satu elektron sama dengan muatan satu proton, dapat disimpulkan dari sini bahwa jumlah elektron dalam atom apa pun sama dengan jumlah proton.

Jadi, misalnya tabel di bawah ini menunjukkan kemungkinan komposisi atom:

Jenis atom dengan muatan inti yang sama, yaitu dengan jumlah proton yang sama pada intinya disebut unsur kimia. Jadi, dari tabel di atas, kita dapat menyimpulkan bahwa atom1 dan atom2 termasuk dalam satu unsur kimia, sedangkan atom3 dan atom4 termasuk dalam unsur kimia lainnya.

Setiap unsur kimia memiliki nama dan simbol tersendiri, yang dibaca dengan cara tertentu. Jadi, misalnya, unsur kimia paling sederhana, yang atomnya hanya mengandung satu proton di dalam nukleus, disebut "hidrogen" dan dilambangkan dengan simbol "H", yang dibaca sebagai "abu", dan unsur kimianya dengan muatan inti +7 (yaitu mengandung 7 proton) - "nitrogen", memiliki simbol "N", yang dibaca sebagai "en".

Seperti yang Anda lihat dari tabel di atas, atom-atom dari satu unsur kimia dapat berbeda dalam jumlah neutron dalam inti.

Atom-atom yang termasuk dalam unsur kimia yang sama, tetapi memiliki jumlah yang berbeda neutron dan, akibatnya, massa, disebut isotop.

Jadi, misalnya, unsur kimia hidrogen memiliki tiga isotop - 1 H, 2 H, dan 3 H. Indeks 1, 2, dan 3 di atas simbol H menunjukkan jumlah total neutron dan proton. Itu. mengetahui bahwa hidrogen adalah unsur kimia, yang dicirikan oleh fakta bahwa terdapat satu proton dalam inti atomnya, kita dapat menyimpulkan bahwa tidak ada neutron sama sekali dalam isotop 1 H (1-1 = 0), dalam isotop 2 H - 1 neutron (2-1=1) dan dalam isotop 3 H - dua neutron (3-1=2). Karena, seperti yang telah disebutkan, neutron dan proton memiliki massa yang sama, dan massa elektron dapat diabaikan dibandingkan dengan keduanya, ini berarti isotop 2 H hampir dua kali lebih berat dari isotop 1 H, dan isotop 3 H isotop tiga kali lebih berat. . Sehubungan dengan penyebaran besar isotop hidrogen dalam massa, isotop 2 H dan 3 H bahkan diberi nama dan simbol individu yang terpisah, yang tidak khas untuk unsur kimia lainnya. Isotop 2 H diberi nama deuterium dan diberi lambang D, dan isotop 3 H diberi nama tritium dan diberi lambang T.

Jika kita menganggap massa proton dan neutron sebagai satu kesatuan, dan mengabaikan massa elektron, sebenarnya indeks kiri atas, selain jumlah total proton dan neutron dalam atom, dapat dianggap sebagai massanya, dan oleh karena itu indeks ini disebut nomor massa dan dilambangkan dengan simbol A. Karena muatan inti dari setiap proton sesuai dengan atom, dan muatan setiap proton secara kondisional dianggap sama dengan +1, jumlah proton dalam inti disebut nomor muatan (Z). Menunjukkan jumlah neutron dalam atom dengan huruf N, secara matematis hubungan antara nomor massa, jumlah muatan dan jumlah neutron dapat dinyatakan sebagai:

Berdasarkan gagasan modern, elektron memiliki sifat ganda (gelombang partikel). Ia memiliki sifat partikel dan gelombang. Seperti partikel, elektron memiliki massa dan muatan, tetapi pada saat yang sama, aliran elektron, seperti gelombang, dicirikan oleh kemampuan difraksi.

Untuk menggambarkan keadaan elektron dalam atom, konsep mekanika kuantum digunakan, yang menurutnya elektron tidak memiliki lintasan gerak tertentu dan dapat ditempatkan di titik mana pun di ruang angkasa, tetapi dengan probabilitas yang berbeda.

Wilayah ruang di sekitar inti tempat elektron paling mungkin ditemukan disebut orbital atom.

Orbital atom dapat memiliki berbagai bentuk, ukuran dan orientasi. Orbital atom juga disebut awan elektron.

Secara grafis, satu orbital atom biasanya dilambangkan sebagai sel persegi:

Mekanika kuantum memiliki peralatan matematika yang sangat kompleks, oleh karena itu, dalam kerangka kursus kimia sekolah, hanya konsekuensi dari teori mekanika kuantum yang dipertimbangkan.

Menurut konsekuensi ini, setiap orbital atom dan elektron yang terletak di atasnya sepenuhnya dicirikan oleh 4 bilangan kuantum.

• Bilangan kuantum utama - n - menentukan energi total elektron dalam orbital tertentu. Kisaran nilai bilangan kuantum utama adalah semuanya bilangan bulat, yaitu n = 1,2,3,4, 5 dst.
• Bilangan kuantum orbital - l - mencirikan bentuk orbital atom dan dapat mengambil nilai bilangan bulat apa pun dari 0 hingga n-1, di mana n, ingat, adalah bilangan kuantum utama.

Orbital dengan l = 0 disebut S-orbital. s-orbital berbentuk bola dan tidak memiliki arah dalam ruang:

Orbital dengan l = 1 disebut P-orbital. Orbital ini memiliki bentuk angka delapan tiga dimensi, mis. bentuk yang diperoleh dengan memutar angka delapan di sekitar sumbu simetri, dan secara lahiriah menyerupai halter:

Orbital dengan l = 2 disebut D-orbital, dan dengan l = 3 – F-orbital. Struktur mereka jauh lebih kompleks.

3) Bilangan kuantum magnetik - ml - menentukan orientasi spasial dari orbital atom tertentu dan menyatakan proyeksi momentum sudut orbital pada arahnya Medan gaya. Bilangan kuantum magnetik m l sesuai dengan orientasi orbital relatif terhadap arah vektor kekuatan medan magnet eksternal dan dapat mengambil nilai bilangan bulat dari –l ke +l, termasuk 0, mis. total nilai-nilai yang mungkin sama dengan (2l+1). Jadi, misalnya, dengan l = 0 m l = 0 (satu nilai), dengan l = 1 ml l = -1, 0, +1 (tiga nilai), dengan l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (lima nilai bilangan kuantum magnetik), dll.

Jadi, misalnya, p-orbital, mis. orbital dengan bilangan kuantum orbital l = 1, berbentuk "delapan tiga dimensi", sesuai dengan tiga nilai bilangan kuantum magnetik (-1, 0, +1), yang, pada gilirannya, sesuai ke tiga arah dalam ruang yang saling tegak lurus.

4) Bilangan kuantum spin (atau hanya spin) - m s - dapat dianggap bertanggung jawab secara kondisional atas arah rotasi elektron dalam atom, dapat mengambil nilai. Elektron dengan spin berbeda ditunjukkan oleh panah vertikal yang menunjuk ke dalam sisi yang berbeda: ↓ dan .

Himpunan semua orbital dalam atom yang memiliki nilai bilangan kuantum utama yang sama disebut tingkat energi atau kulit elektron. Setiap tingkat energi sembarang dengan beberapa bilangan n terdiri dari n 2 orbital.

Himpunan orbital dengan nilai yang sama dari bilangan kuantum utama dan bilangan kuantum orbital adalah sublevel energi.

Setiap tingkat energi, yang sesuai dengan bilangan kuantum utama n, berisi n sublevel. Pada gilirannya, setiap sublevel energi dengan bilangan kuantum orbital l terdiri dari (2l+1) orbital. Jadi, sublapisan-s terdiri dari satu orbital-s, sublapisan-p - tiga orbital p, sublapisan-d - lima orbital-d, dan sublapisan-f - tujuh orbital-f. Karena, seperti yang telah disebutkan, satu orbital atom sering dilambangkan dengan satu sel persegi, sublevel s-, p-, d- dan f dapat digambarkan secara grafis sebagai berikut:

Setiap orbital sesuai dengan satu set individu yang ditentukan secara ketat dari tiga bilangan kuantum n, l dan m l .

Distribusi elektron dalam orbital disebut konfigurasi elektron.

Pengisian orbital atom dengan elektron terjadi sesuai dengan tiga kondisi:

• Prinsip energi minimum: Elektron mengisi orbital mulai dari sublevel energi terendah. Urutan sublevel dalam urutan peningkatan energi adalah sebagai berikut: 1dtk<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Untuk memudahkan mengingat urutan pengisian sublevel elektronik ini, ilustrasi grafik berikut ini sangat nyaman:

• prinsip Pauli: Setiap orbital dapat menampung paling banyak dua elektron.

Jika ada satu elektron di orbital, maka disebut tidak berpasangan, dan jika ada dua, maka disebut pasangan elektron.

• Aturan Hund: keadaan atom yang paling stabil adalah keadaan di mana, dalam satu sublevel, atom memiliki jumlah elektron tak berpasangan maksimum yang mungkin. Keadaan atom yang paling stabil ini disebut keadaan dasar.

Faktanya, hal di atas berarti bahwa, misalnya, penempatan elektron ke-1, ke-2, ke-3, dan ke-4 pada tiga orbital sublevel-p akan dilakukan sebagai berikut:

Pengisian orbital atom dari hidrogen yang bermuatan 1 ke kripton (Kr) yang bermuatan 36 akan dilakukan sebagai berikut:

Representasi serupa dari urutan pengisian orbital atom disebut diagram energi. Berdasarkan diagram elektronik dari masing-masing elemen, Anda dapat menuliskan apa yang disebut rumus elektronik (konfigurasi). Jadi, misalnya, suatu unsur dengan 15 proton dan, sebagai hasilnya, 15 elektron, mis. fosfor (P) akan memiliki diagram energi berikut:

Ketika diterjemahkan ke dalam rumus elektronik, atom fosfor akan berbentuk:

15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Angka berukuran normal di sebelah kiri simbol subtingkat menunjukkan jumlah tingkat energi, dan superskrip di sebelah kanan simbol subtingkat menunjukkan jumlah elektron di subtingkat yang sesuai.

Di bawah ini adalah rumus elektronik dari 36 elemen pertama D.I. Mendeleev.

periode	Item No.	simbol	Nama	rumus elektronik
SAYA	1	H	hidrogen	1s 1
	2	Dia	helium	1s2
II	3	Li	litium	1s2 2s1
	4	Menjadi	berilium	1s2 2s2
	5	B	boron	1s 2 2s 2 2p 1
	6	C	karbon	1s 2 2s 2 2p 2
	7	N	nitrogen	1s 2 2s 2 2p 3
	8	HAI	oksigen	1s 2 2s 2 2p 4
	9	F	fluor	1s 2 2s 2 2p 5
	10	Ne	neon	1s 2 2s 2 2p 6
AKU AKU AKU	11	Na	sodium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	mg	magnesium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Al	aluminium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Ya	silikon	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	P	fosfor	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	S	sulfur	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Kl	klorin	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	Ar	argon	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV	19	K	kalium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Ca	kalsium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	sc	skandium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	titanium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	vanadium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Kr	kromium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 S pada D subtingkat
	25	M N	mangan	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	besi	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	bersama	kobalt	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	nikel	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	tembaga	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 S pada D subtingkat
	30	Zn	seng	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Ga	galium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ge	germanium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	Sebagai	arsenik	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	selenium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	Sdr	brom	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	kr	kripton	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Seperti yang telah disebutkan, dalam keadaan dasarnya, elektron dalam orbital atom disusun menurut prinsip energi terkecil. Namun demikian, dengan adanya orbital p kosong dalam keadaan dasar atom, sering kali, ketika kelebihan energi diberikan padanya, atom dapat dipindahkan ke keadaan yang disebut keadaan tereksitasi. Jadi, misalnya, atom boron dalam keadaan dasarnya memiliki konfigurasi elektron dan diagram energi dalam bentuk berikut:

5 B = 1s 2 2s 2 2p 1

Dan dalam keadaan tereksitasi (*), mis. ketika memberikan sejumlah energi ke atom boron, konfigurasi elektron dan diagram energinya akan terlihat seperti ini:

5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2

Bergantung pada sublevel mana dalam atom yang diisi terakhir, unsur kimia dibagi menjadi s, p, d, atau f.

Menemukan elemen s, p, d dan f pada tabel D.I. Mendeleev:

• s-elemen memiliki s-sublevel terakhir yang harus diisi. Elemen-elemen ini termasuk elemen subkelompok utama (di sebelah kiri sel tabel) dari grup I dan II.
• Untuk elemen-p, sublevel-p diisi. Unsur-p mencakup enam unsur terakhir setiap periode, kecuali yang pertama dan ketujuh, serta unsur-unsur dari subkelompok utama golongan III-VIII.
• elemen-d terletak di antara elemen-elemen s- dan p dalam periode yang besar.
• Unsur-f disebut lantanida dan aktinida. Mereka ditempatkan di bagian bawah meja oleh D.I. Mendeleev.

Distribusi elektron pada berbagai AO disebut konfigurasi elektron suatu atom. Konfigurasi elektron dengan energi terendah sesuai dengan keadaan dasar atom, konfigurasi yang tersisa mengacu pada keadaan tereksitasi.

Konfigurasi elektronik atom digambarkan dalam dua cara - dalam bentuk rumus elektronik dan diagram difraksi elektron. Saat menulis rumus elektronik, bilangan kuantum utama dan orbital digunakan. Sublevel dilambangkan dengan bilangan kuantum utama (angka) dan bilangan kuantum orbital (huruf yang sesuai). Jumlah elektron dalam sublevel mencirikan superskrip. Misalnya, untuk keadaan dasar atom hidrogen, rumus elektroniknya adalah: 1 S 1 .

Struktur level elektronik dapat dijelaskan lebih lengkap menggunakan diagram difraksi elektron, di mana distribusi pada sublevel direpresentasikan dalam bentuk sel kuantum. Dalam hal ini, orbital secara konvensional digambarkan sebagai bujur sangkar, di dekatnya ditempelkan penandaan sublevel. Sub-level di setiap level harus sedikit diimbangi tingginya, karena energinya agak berbeda. Elektron diwakili oleh panah atau ↓ tergantung pada tanda bilangan kuantum spin. Diagram difraksi elektron atom hidrogen:

Prinsip menyusun konfigurasi elektron atom multielektron adalah dengan menambahkan proton dan elektron ke atom hidrogen. Distribusi elektron pada tingkat energi dan sublevel mematuhi aturan yang telah dipertimbangkan sebelumnya: prinsip energi terkecil, prinsip Pauli, dan aturan Hund.

Dengan mempertimbangkan struktur konfigurasi elektron atom, semua elemen yang diketahui, sesuai dengan nilai bilangan kuantum orbital dari sublevel yang diisi terakhir, dapat dibagi menjadi empat kelompok: S-elemen, P-elemen, D-elemen, F-elemen.

Dalam atom helium He (Z=2) elektron kedua menempati 1 S-orbital, rumus elektroniknya: 1 S 2. Diagram elektronografi:

Helium mengakhiri periode terpendek pertama dari Tabel Periodik Unsur. Konfigurasi elektron helium dilambangkan .

Periode kedua membuka litium Li (Z=3), rumus elektroniknya:
Diagram elektronografi:

Berikut ini adalah diagram difraksi elektron yang disederhanakan dari atom-atom unsur yang orbital-orbitalnya pada tingkat energi yang sama terletak pada ketinggian yang sama. Subtingkat internal yang terisi penuh tidak ditampilkan.

Litium diikuti oleh berilium Be (Z=4), di mana elektron tambahan mengisi 2 S-orbital. Rumus elektronik Menjadi: 2 S 2

Dalam keadaan dasar, elektron boron B berikutnya (z=5) menempati 2 R-orbital, V:1 S 2 2S 2 2P 1 ; pola difraksi elektronnya:

Lima unsur berikut memiliki konfigurasi elektron:

C (Z=6): 2 S 2 2P 2N (Z=7): 2 S 2 2P 3

O (Z=8): 2 S 2 2P 4 F (Z=9): 2 S 2 2P 5

Ne (Z=10): 2 S 2 2P 6

Konfigurasi elektron yang diberikan ditentukan oleh aturan Hund.

Tingkat energi neon pertama dan kedua terisi penuh. Mari kita tentukan konfigurasi elektroniknya dan kita akan menggunakan lebih lanjut untuk singkatnya catatan rumus elektronik atom unsur.

Natrium Na (Z=11) dan Mg (Z=12) membuka periode ketiga. Elektron terluar menempati 3 S-orbital:

Na (Z=11): 3 S 1

Mg (Z=12): 3 S 2

Kemudian, dimulai dengan aluminium (Z=13), 3 R-sublevel. Periode ketiga diakhiri dengan argon Ar (Z=18):

Al (Z=13): 3 S 2 3P 1

Ar (Z=18): 3 S 2 3P 6

Unsur-unsur periode ketiga berbeda dengan unsur-unsur periode kedua karena mereka bebas 3 D-orbital yang dapat berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia. Ini menjelaskan keadaan valensi yang ditunjukkan oleh unsur-unsur.

Pada periode keempat, sesuai dengan aturan ( N+l), dalam kalium K (Z=19) dan kalsium Ca (Z=20) elektron menempati 4 S- sublevel, bukan 3 D. Dimulai dengan skandium Sc (Z=21) dan diakhiri dengan seng Zn (Z=30), 3 D- subtingkat:

Formula elektronik D-elemen dapat direpresentasikan dalam bentuk ionik: sublevel dicantumkan dalam urutan menaik dari bilangan kuantum utama, dan dengan konstanta N- dalam urutan peningkatan bilangan kuantum orbital. Misalnya, untuk Zn entri seperti ini akan terlihat seperti ini:
Kedua entri ini setara, tetapi rumus seng yang diberikan sebelumnya dengan benar mencerminkan urutan pengisian sublevel.

Baris 3 D-elemen di chromium Cr (Z=24) ada penyimpangan dari aturan ( N+l). Menurut aturan ini, konfigurasi Cr akan terlihat seperti ini:
Konfigurasi sebenarnya ditemukan
Terkadang efek ini disebut "kegagalan" elektron. Efek serupa dijelaskan oleh peningkatan stabilitas hingga setengahnya ( P 3 , D 5 , F 7) dan lengkap ( P 6 , D 10 , F 14) menyelesaikan sublevel.

Penyimpangan dari aturan ( N+l) juga diamati pada elemen lain (Tabel 2). Hal ini disebabkan fakta bahwa dengan meningkatnya bilangan kuantum utama, perbedaan energi antara sublevel berkurang.

Berikutnya datang mengisi 4 P-sublevel (Ga - Kr). Periode keempat hanya berisi 18 unsur. Demikian pula mengisi 5 S-, 4D- dan 5 P- sublevel dari 18 elemen periode kelima. Perhatikan bahwa energi 5 S- dan 4 D-sublevel sangat dekat, dan elektron dengan 5 S- sub-level dapat dengan mudah menuju ke 4 D-sublevel. Pada 5 S-sublevel Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag hanya memiliki satu elektron. Dalam kondisi dasar 5 S- sublevel Pd tidak diisi. Sebuah "penurunan" dari dua elektron diamati.

Meja 2

Pengecualian dari ( N+l) – aturan untuk 86 elemen pertama

	Konfigurasi elektronik
	sesuai aturan ( N+l)	sebenarnya
	4S 2 3D 4 4S 2 3D 9 5S 2 4D 3 5S 2 4D 4 5S 2 4D 5 5S 2 4D 6 5S 2 4D 7 5S 2 4D 8 5S 2 4D 9 6S 2 4F 1 5D 0 6S 2 4F 2 5D 0 6S 2 4F 8 5D 0 6S 2 4F 14 5D 7 6S 2 4F 14 5D 8 6S 2 4F 14 5D 9	4S 1 3D 5 4S 1 3D 10 5S 1 4D 4 5S 1 4D 5 5S 1 4D 6 5S 1 4D 7 5S 1 4D 8 5S 0 4D 10 5S 1 4D 10 6S 2 4F 0 5D 1 6S 2 4F 1 5D 1 6S 2 4F 7 5D 1 6S 0 4F 14 5D 9 6S 1 4F 14 5D 9 6S 1 4F 14 5D 10

Pada periode keenam setelah mengisi 6 S-subtingkat cesium Cs (Z=55) dan barium Ba (Z=56) elektron berikutnya, menurut aturan ( N+l), harus mengambil 4 F-sublevel. Namun, dalam lantanum La (Z=57), sebuah elektron memasuki 5 D-sublevel. Setengah terisi (4 F 7) 4F-sublevel telah meningkatkan stabilitas, oleh karena itu, gadolinium Gd (Z=64), mengikuti europium Eu (Z=63), sebesar 4 F-sublevel mempertahankan jumlah elektron sebelumnya (7), dan elektron baru tiba di 5 D-sublevel, melanggar aturan ( N+l). Dalam terbium Tb (Z=65), elektron berikutnya menempati 4 F-sublevel dan ada transisi elektron dari 5 D- sublevel (konfigurasi 4 F 9 6S 2). Mengisi 4 F-sublevel berakhir di ytterbium Yb (Z=70). Elektron berikutnya dari atom lutetium Lu menempati 5 D-sublevel. Konfigurasi elektronnya berbeda dari atom lantanum hanya karena terisi penuh dengan 4 F-sublevel.

Saat ini, dalam sistem periodik unsur D.I. Mendeleev, di bawah skandium Sc dan yttrium Y, lutetium (bukan lantanum) kadang-kadang terletak sebagai yang pertama D-elemen, dan semua 14 elemen di depannya, termasuk lantanum, menempatkannya dalam grup khusus lantanida di luar Tabel Periodik Unsur.

Sifat kimia unsur ditentukan terutama oleh struktur tingkat elektronik luar. Perubahan jumlah elektron pada sepertiga di luar 4 F- sublevel memiliki sedikit pengaruh pada sifat kimia unsur. Jadi semua 4 F unsur-unsur serupa dalam sifat-sifatnya. Kemudian pada periode keenam ada pengisian 5 D-sublevel (Hf - Hg) dan 6 P-sublevel (Tl - Rn).

Pada periode ketujuh 7 S-sublevel diisi untuk fransium Fr (Z=87) dan radium Ra (Z=88). Aktinium memiliki penyimpangan dari aturan ( N+l), dan elektron berikutnya terisi 6 D- sublevel, bukan 5 F. Ini diikuti oleh sekelompok elemen (Th - No) dengan isian 5 F-sublevel yang membentuk keluarga aktinida. Perhatikan bahwa 6 D- dan 5 F- sublevel memiliki energi yang sangat dekat sehingga konfigurasi elektron atom aktinida seringkali tidak mengikuti aturan ( N+l). Namun dalam kasus ini, nilai konfigurasi yang tepat adalah 5 F T 5D M tidak begitu penting, karena memiliki efek yang agak lemah pada sifat kimia unsur tersebut.

Lawrencium Lr (Z=103) memiliki elektron baru pada 6 D-sublevel. Unsur ini terkadang ditempatkan di Tabel Periodik di bawah lutetium. Periode ketujuh belum selesai. Unsur 104 – 109 tidak stabil dan sifatnya sedikit diketahui. Jadi, ketika muatan nukleus meningkat, struktur elektronik serupa di tingkat luar diulangi secara berkala. Dalam hal ini, seseorang juga harus mengharapkan perubahan berkala pada berbagai sifat unsur.

Perubahan berkala dalam sifat-sifat atom unsur kimia

Sifat kimiawi atom unsur dimanifestasikan selama interaksinya. Jenis konfigurasi tingkat energi eksternal atom menentukan ciri utama dari perilaku kimianya.

Sifat atom setiap unsur yang menentukan perilakunya dalam reaksi kimia adalah energi ionisasi, afinitas elektron, elektronegativitas.

Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan dan melepaskan elektron dari atom. Semakin rendah energi ionisasi, semakin tinggi daya reduksi atom. Oleh karena itu, energi ionisasi adalah ukuran kemampuan atom untuk mereduksi.

Energi ionisasi yang diperlukan untuk melepaskan elektron pertama disebut energi ionisasi pertama I 1 . Energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron kedua disebut energi ionisasi kedua I 2, dst. Dalam hal ini, ketidaksamaan berikut terjadi

saya 1< I 2 < I 3 .

Pelepasan dan pelepasan elektron dari atom netral terjadi lebih mudah daripada dari ion bermuatan.

Nilai maksimum energi ionisasi sesuai dengan gas mulia. Logam alkali memiliki nilai energi ionisasi minimum.

Dalam satu periode, energi ionisasi bervariasi secara nonmonoton. Awalnya, ini berkurang saat berpindah dari elemen-s ke elemen-p pertama. Kemudian, pada elemen-p berikutnya, itu meningkat.

Dalam satu golongan, dengan bertambahnya bilangan ordinal unsur, energi ionisasi berkurang, yang disebabkan oleh bertambahnya jarak antara tingkat terluar dan inti.

Afinitas elektron adalah energi (dilambangkan dengan E) yang dilepaskan ketika sebuah elektron melekat pada atom. Ketika atom menerima elektron, itu menjadi ion bermuatan negatif. Afinitas elektron dalam suatu periode meningkat, sedangkan dalam suatu golongan, sebagai aturan, ia menurun.

Halogen memiliki afinitas elektron tertinggi. Dengan melampirkan elektron yang hilang untuk melengkapi kulit, mereka memperoleh konfigurasi atom gas mulia yang lengkap.

Keelektronegatifan adalah jumlah energi ionisasi dan afinitas elektron

Keelektronegatifan meningkat dengan periode dan menurun dengan subgrup.

Atom dan ion tidak memiliki batas yang ditentukan secara ketat karena sifat gelombang elektron. Oleh karena itu, jari-jari atom dan ion ditentukan secara kondisional.

Peningkatan terbesar dalam jari-jari atom diamati pada unsur-unsur periode kecil, di mana hanya tingkat energi luar yang terisi, yang khas untuk unsur s dan p. Untuk elemen d dan f, peningkatan yang lebih halus dalam radius dengan peningkatan muatan nuklir diamati.

Dalam suatu subkelompok, jari-jari atom bertambah dengan bertambahnya jumlah tingkat energi.

Konfigurasi elektronik- rumus susunan elektron dalam berbagai kulit elektron dari atom unsur atau molekul kimia.

Konfigurasi elektron biasanya ditulis untuk atom dalam keadaan dasarnya. Untuk menentukan konfigurasi elektron suatu unsur, ada aturan berikut:

1. Mengisi prinsip. Menurut prinsip pengisian, elektron dalam keadaan dasar atom mengisi orbit dalam urutan peningkatan tingkat energi orbital. Orbital dengan energi terendah selalu terisi terlebih dahulu.
2. Prinsip pengecualian Pauli. Menurut prinsip ini, tidak lebih dari dua elektron dapat berada dalam orbital apa pun, dan hanya jika mereka memiliki putaran yang berlawanan (bilangan putaran yang tidak sama).
3. Aturan Hund. Menurut aturan ini, pengisian orbital dari satu subkulit dimulai dengan elektron tunggal dengan putaran paralel (tanda yang sama), dan hanya setelah elektron tunggal menempati semua orbital, pengisian akhir orbital dengan pasangan elektron dengan putaran berlawanan. dapat terjadi.

Dari sudut pandang mekanika kuantum, konfigurasi elektronik adalah daftar lengkap fungsi gelombang satu elektron, yang darinya, dengan tingkat akurasi yang memadai, dimungkinkan untuk menyusun fungsi gelombang lengkap atom (dalam perkiraan bidang yang konsisten sendiri).

Secara umum, atom, sebagai sistem komposit, hanya dapat dijelaskan sepenuhnya oleh fungsi gelombang penuh. Namun, deskripsi seperti itu praktis tidak mungkin untuk atom yang lebih kompleks daripada atom hidrogen, yang paling sederhana dari semua atom unsur kimia. Deskripsi perkiraan yang nyaman adalah metode bidang yang konsisten sendiri. Metode ini memperkenalkan konsep fungsi gelombang setiap elektron. Fungsi gelombang dari seluruh sistem ditulis sebagai produk simetris yang benar dari fungsi gelombang satu elektron. Saat menghitung fungsi gelombang setiap elektron, bidang semua elektron lain diperhitungkan sebagai potensial eksternal, yang pada gilirannya bergantung pada fungsi gelombang elektron lain tersebut.

Sebagai hasil dari penerapan metode medan yang konsisten sendiri, diperoleh sistem kompleks persamaan integral-diferensial nonlinier, yang masih sulit dipecahkan. Namun, persamaan medan yang konsisten sendiri memiliki simetri rotasional dari masalah awal (yaitu simetri bola). Hal ini memungkinkan untuk sepenuhnya mengklasifikasikan fungsi gelombang satu elektron yang menyusun fungsi gelombang atom secara lengkap.

Pertama-tama, seperti dalam potensi simetris terpusat mana pun, fungsi gelombang dalam medan yang konsisten sendiri dapat dicirikan oleh bilangan kuantum dari momentum sudut total. l (\displaystyle l) dan bilangan kuantum dari proyeksi momentum sudut pada beberapa sumbu m (\displaystyle m). Fungsi gelombang dengan nilai yang berbeda m (\displaystyle m) sesuai dengan tingkat energi yang sama, yaitu, mereka merosot. Juga, satu tingkat energi sesuai dengan keadaan dengan proyeksi spin elektron yang berbeda pada sumbu apa pun. Total untuk tingkat energi tertentu 2 (2 l + 1) (\displaystyle 2(2l+1)) fungsi gelombang. Selanjutnya, untuk nilai momentum sudut tertentu, tingkat energi dapat dinomori ulang. Dengan analogi dengan atom hidrogen, merupakan kebiasaan untuk menomori tingkat energi tertentu l (\displaystyle l) dimulai dengan n = l + 1 (\displaystyle n=l+1). Daftar lengkap bilangan kuantum fungsi gelombang satu elektron, yang darinya fungsi gelombang atom dapat disusun, disebut konfigurasi elektronik. Karena semuanya merosot dalam bilangan kuantum m (\displaystyle m) dan pada putaran, cukup menunjukkan jumlah total elektron dalam keadaan dengan data n (\displaystyle n), l (\displaystyle l).

YouTube ensiklopedis

• 1 / 5

  Untuk alasan historis, dalam rumus konfigurasi elektronik, bilangan kuantum l (\displaystyle l) ditulis dengan huruf latin. Negara bagian dengan dilambangkan dengan huruf s (\displaystyle s), p (\displaystyle p): l = 1 (\displaystyle l=1), d (\displaystyle d): l = 2 (\displaystyle l=2), f (\displaystyle f): l = 3 (\displaystyle l=3), g (\displaystyle g): l = 4 (\displaystyle l=4) dan seterusnya menurut abjad. Di sebelah kiri nomor l (\displaystyle l) menulis nomor n (\displaystyle n), dan di atas angka l (\displaystyle l) adalah jumlah elektron dalam keadaan data n (\displaystyle n) Dan l (\displaystyle l). Misalnya 2 s 2 (\displaystyle 2s^(2)) sesuai dengan dua elektron dalam keadaan dengan n = 2 (\displaystyle n=2), l = 0 (\displaystyle l=0). Karena kemudahan praktis (lihat aturan Klechkovsky), dalam rumus lengkap untuk konfigurasi elektronik, suku-suku ditulis dalam urutan menaik dari bilangan kuantum n (\displaystyle n), lalu bilangan kuantum l (\displaystyle l), Misalnya 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3 (\displaystyle 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(3)). Karena notasi semacam itu agak mubazir, terkadang rumusnya direduksi menjadi 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 3 (\displaystyle 1s^(2)2s^(2)p^(6)3s^(2)p^(3)), yaitu menghilangkan nomor n (\displaystyle n) di mana hal itu dapat ditebak dari istilah aturan pemesanan.

  Hukum periodik dan struktur atom

  Semua yang terlibat dalam struktur atom dalam studi mereka berangkat dari alat yang diberikan kepada mereka oleh hukum periodik, ditemukan oleh ahli kimia D. I. Mendeleev; hanya dalam pemahaman mereka tentang hukum ini, fisikawan dan matematikawan menggunakan "bahasa" mereka untuk menafsirkan ketergantungan yang ditunjukkan olehnya (meskipun pepatah yang agak ironis oleh J. W. Gibbs tentang hal ini diketahui), tetapi, pada saat yang sama, diisolasi dari ahli kimia yang mempelajari materi , dengan segala kesempurnaan, kelebihan dan universalitas peralatannya, baik fisikawan maupun matematikawan tentunya tidak dapat membangun penelitiannya sendiri.

  Interaksi perwakilan dari disiplin ilmu ini juga diamati dalam pengembangan topik lebih lanjut. Penemuan periodisitas sekunder oleh E. V. Biron (1915) memberikan aspek lain dalam memahami persoalan yang berkaitan dengan keteraturan struktur kulit elektron. S. A. Shukarev, murid E. V. Biron dan

  Fisikawan Swiss W. Pauli pada tahun 1925 menetapkan bahwa dalam sebuah atom dalam satu orbital tidak boleh lebih dari dua elektron yang memiliki putaran berlawanan (antiparalel) (diterjemahkan dari bahasa Inggris sebagai "spindel"), yaitu, mereka memiliki sifat yang dapat direpresentasikan secara kondisional sebagai rotasi elektron di sekitar sumbu imajinernya: searah jarum jam atau berlawanan arah jarum jam. Prinsip ini disebut prinsip Pauli.

  Jika ada satu elektron di orbital, maka disebut tidak berpasangan, jika ada dua, maka ini adalah elektron berpasangan, yaitu elektron dengan putaran berlawanan.
  

  Gambar 5 menunjukkan diagram pembagian tingkat energi menjadi sublevel.

  S-orbital, seperti yang sudah Anda ketahui, berbentuk bola. Elektron atom hidrogen (s = 1) terletak di orbital ini dan tidak berpasangan. Oleh karena itu, rumus elektron atau konfigurasi elektronnya akan ditulis sebagai berikut: 1s 1. Dalam rumus elektronik, angka tingkat energi dilambangkan dengan angka di depan huruf (1 ...), sublevel (tipe orbital) dilambangkan dengan huruf latin, dan angka yang tertulis di kanan atas huruf (sebagai eksponen) menunjukkan jumlah elektron di sublevel.

  Untuk atom helium, He, yang memiliki dua pasangan elektron dalam orbital s yang sama, rumusnya adalah: 1s 2 .

  Cangkang elektron atom helium lengkap dan sangat stabil. Helium adalah gas mulia.

  Tingkat energi kedua (n = 2) memiliki empat orbital: satu s dan tiga p. Elektron orbital s tingkat kedua (orbital 2s) memiliki energi yang lebih tinggi, karena jaraknya lebih jauh dari inti daripada elektron orbital 1s (n ​​= 2).

  Secara umum, untuk setiap nilai n, ada satu s-orbital, tetapi dengan jumlah energi elektron yang sesuai di dalamnya dan, oleh karena itu, dengan diameter yang sesuai, tumbuh dengan meningkatnya nilai n.

  R-orbital berbentuk seperti halter atau angka delapan. Ketiga orbital p terletak di atom yang saling tegak lurus di sepanjang koordinat spasial yang ditarik melalui inti atom. Perlu ditekankan kembali bahwa setiap tingkat energi (lapisan elektronik), mulai dari n = 2, memiliki tiga orbital p. Dengan meningkatnya nilai n, elektron menempati orbital p yang terletak pada jarak yang jauh dari inti dan diarahkan sepanjang sumbu x, y, dan z.

  Untuk unsur periode kedua (n = 2), pertama satu orbital β diisi, dan kemudian tiga orbital p. Rumus elektronik 1l: 1s 2 2s 1. Elektron lebih lemah terikat pada inti atom, sehingga atom litium dapat dengan mudah melepaskannya (seperti yang Anda ingat, proses ini disebut oksidasi), berubah menjadi ion Li +.

  Dalam atom berilium Be 0, elektron keempat juga terletak di orbital 2s: 1s 2 2s 2 . Dua elektron terluar atom berilium mudah dilepaskan - Be 0 dioksidasi menjadi kation Be 2+.

  Pada atom boron, elektron kelima menempati orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Selanjutnya atom C, N, O, E diisi dengan orbital 2p, yang diakhiri dengan gas mulia neon: 1s 2 2s 2 2p 6.

  Untuk unsur-unsur periode ketiga, masing-masing orbital Sv- dan Sp terisi. Lima orbital-d tingkat ketiga tetap bebas:

  Kadang-kadang, dalam diagram yang menggambarkan distribusi elektron dalam atom, hanya jumlah elektron pada setiap tingkat energi yang ditunjukkan, yaitu, mereka menuliskan rumus elektronik atom unsur kimia yang disingkat, berbeda dengan rumus elektronik lengkap yang diberikan di atas .

  Untuk unsur periode besar (keempat dan kelima), dua elektron pertama masing-masing menempati orbital ke-4 dan ke-5: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Mulai dari unsur ketiga dari setiap periode besar, sepuluh elektron berikutnya akan menuju ke orbital 3d dan 4d sebelumnya (untuk unsur subkelompok sekunder): 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. Sebagai aturan, ketika sublevel-d sebelumnya diisi, sublevel-p luar (masing-masing 4p- dan 5p) akan mulai terisi.

  Untuk elemen periode besar - keenam dan ketujuh tidak lengkap - level dan sublevel elektronik diisi dengan elektron, sebagai aturan, sebagai berikut: dua elektron pertama akan pergi ke sublevel β terluar: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; satu elektron berikutnya (untuk Na dan Ac) ke elektron sebelumnya (subtingkat-p: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 dan 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

  Kemudian 14 elektron berikutnya akan pergi ke tingkat energi ketiga dari luar masing-masing di orbital 4f dan 5f, untuk lantanida dan aktinida.

  Kemudian tingkat energi luar kedua (sublevel-d) akan mulai menumpuk lagi: untuk elemen subkelompok sekunder: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - dan, akhirnya, hanya setelah level saat ini terisi penuh dengan sepuluh elektron, sublevel p terluar akan diisi lagi:

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

  Sangat sering, struktur kulit elektron atom digambarkan menggunakan sel energi atau kuantum - mereka menuliskan apa yang disebut grafik rumus elektronik. Untuk catatan ini, notasi berikut digunakan: setiap sel kuantum dilambangkan dengan sel yang sesuai dengan satu orbital; setiap elektron ditunjukkan oleh panah yang sesuai dengan arah putaran. Saat menulis rumus elektronik grafis, dua aturan harus diingat: prinsip Pauli, yang menurutnya tidak boleh ada lebih dari dua elektron dalam sel (orbital, tetapi dengan spin antiparalel), dan aturan F. Hund, yang menurutnya elektron menempati sel bebas (orbital), terletak di dalamnya pertama satu per satu dan pada saat yang sama memiliki nilai putaran yang sama, dan baru kemudian berpasangan, tetapi putaran dalam hal ini, menurut prinsip Pauli, sudah diarahkan berlawanan.

  Sebagai kesimpulan, mari kita sekali lagi mempertimbangkan pemetaan konfigurasi elektron atom-atom unsur selama periode sistem D.I. Mendeleev. Skema struktur elektronik atom menunjukkan distribusi elektron pada lapisan elektronik (tingkat energi).
  
  

  Dalam atom helium, lapisan elektron pertama selesai - ia memiliki 2 elektron.

  Hidrogen dan helium adalah unsur-s; atom-atom ini memiliki orbital-s yang diisi dengan elektron.

  Elemen periode kedua

  Untuk semua unsur periode kedua, lapisan elektron pertama terisi dan elektron mengisi orbital e dan p pada lapisan elektron kedua sesuai dengan prinsip energi terkecil (pertama s-, lalu p) dan aturannya dari Pauli dan Hund (Tabel 2).

  Dalam atom neon, lapisan elektron kedua selesai - ia memiliki 8 elektron.

  Tabel 2 Struktur kulit elektron atom unsur periode kedua
  

  Ujung meja. 2
  

  Li, Be adalah unsur β.

  B, C, N, O, F, Ne adalah unsur-p; atom-atom ini memiliki orbital p yang diisi dengan elektron.

  Elemen periode ketiga

  Untuk atom-atom unsur periode ketiga, lapisan elektron pertama dan kedua telah lengkap, sehingga lapisan elektron ketiga terisi, di mana elektron dapat menempati sublevel 3s, 3p, dan 3d (Tabel 3).

  Tabel 3 Struktur kulit elektron atom unsur periode ketiga

  

  Orbital 3s-elektron diselesaikan di atom magnesium. Na dan Mg adalah unsur-s.
  
  

  Ada 8 elektron di lapisan luar (lapisan elektron ketiga) di atom argon. Sebagai lapisan terluar sudah lengkap, tetapi secara total pada lapisan elektron ketiga seperti yang sudah Anda ketahui bisa terdapat 18 elektron, artinya unsur-unsur pada periode ketiga memiliki orbital 3d yang tidak terisi.

  Semua elemen dari Al hingga Ar adalah elemen-p. s- dan p-elemen membentuk subkelompok utama dalam sistem Periodik.

  Lapisan elektron keempat muncul pada atom kalium dan kalsium, dan sublevel 4s terisi (Tabel 4), karena memiliki energi yang lebih rendah daripada sublevel 3d. Untuk menyederhanakan rumus elektronik grafis dari atom-atom unsur-unsur periode keempat: 1) kami menunjukkan rumus elektronik grafis bersyarat argon sebagai berikut:
  Ar;

  2) kami tidak akan menggambarkan sublevel yang tidak terisi untuk atom-atom ini.

  Tabel 4 Struktur kulit elektron atom unsur periode keempat

  

  

  K, Ca - s-elemen termasuk dalam subkelompok utama. Untuk atom dari Sc hingga Zn, sublevel 3d diisi dengan elektron. Ini adalah elemen 3d. Mereka termasuk dalam subkelompok sekunder, mereka memiliki lapisan elektron pra-eksternal yang terisi, mereka disebut sebagai elemen transisi.

  Perhatikan struktur kulit elektron atom kromium dan tembaga. Di dalamnya, terjadi "kegagalan" satu elektron dari sublevel 4n- ke 3d, yang dijelaskan oleh stabilitas energi yang lebih besar dari konfigurasi elektronik yang dihasilkan 3d 5 dan 3d 10:
  

  Dalam atom seng, lapisan elektron ketiga selesai - semua sublevel 3s, 3p dan 3d terisi di dalamnya, total ada 18 elektron di dalamnya.

  Pada unsur-unsur setelah seng, lapisan elektron keempat, sublevel 4p, terus terisi: Unsur-unsur dari Ga sampai Kr adalah unsur-p.
  
  

  Lapisan terluar (keempat) atom kripton lengkap dan memiliki 8 elektron. Tapi hanya di lapisan elektron keempat, seperti yang Anda ketahui, bisa ada 32 elektron; sublevel 4d dan 4f dari atom kripton masih belum terisi.

  Elemen periode kelima mengisi sublevel dengan urutan sebagai berikut: 5s-> 4d -> 5p. Dan ada juga pengecualian terkait dengan "kegagalan" elektron, dalam 41 Nb, 42 MO, dll.

  Pada periode keenam dan ketujuh, elemen muncul, yaitu elemen di mana sublevel 4f dan 5f dari lapisan elektronik luar ketiga masing-masing diisi.

  Unsur 4f disebut lantanida.

  Unsur-5f disebut aktinida.

  Urutan pengisian sublevel elektronik dalam atom unsur periode keenam: 55 Сs dan 56 Ва - 6s-elemen;

  57 La... 6s 2 5d 1 - elemen 5d; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemen; 72 Hf - 80 Hg - elemen 5d; 81 Tl - 86 Rn - elemen 6p. Tetapi bahkan di sini ada unsur-unsur di mana urutan pengisian orbital elektronik "dilanggar", yang, misalnya, dikaitkan dengan stabilitas energi yang lebih besar dari sublevel f setengah dan terisi penuh, yaitu nf 7 dan nf 14.

  Bergantung pada sublevel atom mana yang diisi elektron terakhir, semua elemen, seperti yang sudah Anda pahami, dibagi menjadi empat keluarga atau blok elektronik (Gbr. 7).

  1) s-Elemen; sublevel β dari level terluar atom diisi dengan elektron; unsur-s termasuk hidrogen, helium dan unsur-unsur dari subkelompok utama golongan I dan II;

  2) elemen-p; sublevel-p dari level terluar atom diisi dengan elektron; elemen p termasuk elemen dari subkelompok utama kelompok III-VIII;

  3) d-elemen; sublevel-d dari level praeksternal atom diisi dengan elektron; unsur-d termasuk unsur-unsur subkelompok sekunder golongan I-VIII, yaitu unsur-unsur dekade interkalasi periode besar yang terletak di antara unsur-unsur s dan p. Mereka juga disebut elemen transisi;

  4) unsur-f, sub-tingkat-f ​​dari tingkat luar ketiga atom diisi dengan elektron; ini termasuk lantanida dan aktinida.

  1. Apa yang akan terjadi jika prinsip Pauli tidak dihormati?

  2. Apa yang akan terjadi jika aturan Hund tidak dihormati?

  3. Buatlah diagram struktur elektronik, rumus elektronik dan grafik rumus elektronik atom dari unsur kimia berikut: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

  4. Tulis rumus elektronik untuk unsur #110 menggunakan simbol gas mulia yang sesuai.

  5. Apa yang dimaksud dengan “kegagalan” elektron? Berikan contoh elemen di mana fenomena ini diamati, tuliskan rumus elektroniknya.

  6. Bagaimana kepemilikan suatu unsur kimia ke dalam satu atau keluarga elektronik lainnya ditentukan?

  7. Bandingkan rumus elektron elektronik dan grafis dari atom belerang. Informasi tambahan apa yang terkandung dalam formula terakhir?