Die Struktur der elektronischen Hüllen von Atomen. Elektronische Struktur des Atoms Elektronische Schichten von Elementen
Die Welt um uns herum besteht aus Chemikalien.
Die Eigenschaften jeder chemischen Substanz werden in zwei Arten unterteilt: chemische, die ihre Fähigkeit zur Bildung anderer Substanzen charakterisieren, und physikalische, die objektiv beobachtet werden und isoliert von chemischen Umwandlungen betrachtet werden können. Zu den physikalischen Eigenschaften eines Stoffes zählen beispielsweise sein Aggregatzustand (fest, flüssig oder gasförmig), Wärmeleitfähigkeit, Wärmekapazität, Löslichkeit in verschiedenen Medien (Wasser, Alkohol etc.), Dichte, Farbe, Geschmack etc.
Die Umwandlung einiger chemischer Stoffe in andere Stoffe nennt man chemische Phänomene oder chemische Reaktionen. Es ist zu beachten, dass es auch physikalische Phänomene gibt, die offensichtlich mit einer Veränderung jeglicher physikalischer Eigenschaften eines Stoffes einhergehen, ohne dass er sich in andere Stoffe umwandelt. Zu den physikalischen Phänomenen zählen beispielsweise das Schmelzen von Eis, das Gefrieren oder Verdunsten von Wasser usw.
Die Tatsache, dass während eines Prozesses ein chemisches Phänomen stattfindet, kann durch die Beobachtung charakteristischer Anzeichen chemischer Reaktionen, wie z. B. Farbveränderungen, Bildung von Niederschlägen, Freisetzung von Gas, Freisetzung von Wärme und (oder) Licht, geschlossen werden.
Eine Aussage über das Auftreten chemischer Reaktionen kann beispielsweise durch die Beobachtung getroffen werden:
Bildung von Sedimenten beim Kochen von Wasser, im Alltag Kalk genannt;
Die Freisetzung von Wärme und Licht, wenn ein Feuer brennt;
Farbveränderung eines Schnitts eines frischen Apfels an der Luft;
Bildung von Gasblasen bei der Teiggärung etc.
Die kleinsten Teilchen eines Stoffes, die sich bei chemischen Reaktionen praktisch nicht verändern, sondern sich nur auf neue Weise miteinander verbinden, nennt man Atome.
Die Idee der Existenz solcher Materieeinheiten entstand im antiken Griechenland in den Köpfen antiker Philosophen, was tatsächlich den Ursprung des Begriffs „Atom“ erklärt, da „atomos“ wörtlich aus dem Griechischen übersetzt „unteilbar“ bedeutet.
Entgegen der Vorstellung antiker griechischer Philosophen sind Atome jedoch nicht das absolute Minimum der Materie, d.h. sie selbst haben eine komplexe Struktur.
Jedes Atom besteht aus sogenannten subatomaren Teilchen – Protonen, Neutronen und Elektronen, die jeweils mit den Symbolen p +, no und e – bezeichnet werden. Der hochgestellte Index in der verwendeten Schreibweise zeigt an, dass das Proton eine positive Einheitsladung, das Elektron eine negative Einheitsladung und das Neutron keine Ladung hat.
Was die qualitative Struktur eines Atoms betrifft, so sind in jedem Atom alle Protonen und Neutronen im sogenannten Kern konzentriert, um den herum die Elektronen eine Elektronenhülle bilden.
Proton und Neutron haben nahezu die gleiche Masse, d.h. m p ≈ m n, und die Masse des Elektrons ist fast 2000-mal kleiner als die Masse jedes einzelnen von ihnen, d.h. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.
Da die grundlegende Eigenschaft eines Atoms seine elektrische Neutralität ist und die Ladung eines Elektrons gleich der Ladung eines Protons ist, können wir daraus schließen, dass die Anzahl der Elektronen in jedem Atom gleich der Anzahl der Protonen ist.
Die folgende Tabelle zeigt beispielsweise die mögliche Zusammensetzung von Atomen:
Art von Atomen mit gleicher Kernladung, d. h. mit der gleichen Anzahl von Protonen in ihren Kernen nennt man ein chemisches Element. Aus der obigen Tabelle können wir daher schließen, dass Atom1 und Atom2 zu einem chemischen Element gehören und Atom3 und Atom4 zu einem anderen chemischen Element gehören.
Jedes chemische Element hat seinen eigenen Namen und ein individuelles Symbol, das auf eine bestimmte Weise gelesen wird. So heißt beispielsweise das einfachste chemische Element, dessen Atome nur ein Proton im Kern enthalten, „Wasserstoff“ und wird mit dem Symbol „H“ bezeichnet, das als „Asche“ gelesen wird, und ein chemisches Element mit eine Kernladung von +7 (d. h. enthält 7 Protonen) – „Stickstoff“, hat das Symbol „N“, das als „en“ gelesen wird.
Wie Sie der obigen Tabelle entnehmen können, können sich Atome eines chemischen Elements in der Anzahl der Neutronen in ihren Kernen unterscheiden.
Atome, die zum gleichen chemischen Element gehören, aber eine unterschiedliche Neutronenzahl und damit eine unterschiedliche Masse haben, werden Isotope genannt.
Das chemische Element Wasserstoff hat beispielsweise drei Isotope – 1 H, 2 H und 3 H. Die Indizes 1, 2 und 3 über dem Symbol H bedeuten die Gesamtzahl der Neutronen und Protonen. Diese. Wenn wir wissen, dass Wasserstoff ein chemisches Element ist, das dadurch gekennzeichnet ist, dass sich in den Kernen seiner Atome ein Proton befindet, können wir daraus schließen, dass es im 1 H-Isotop überhaupt keine Neutronen gibt (1-1 = 0). das 2 H-Isotop – 1 Neutron (2-1=1) und im 3 H-Isotop – zwei Neutronen (3-1=2). Da, wie bereits erwähnt, Neutron und Proton die gleiche Masse haben und die Masse des Elektrons im Vergleich dazu vernachlässigbar klein ist, bedeutet dies, dass das 2 H-Isotop fast doppelt so schwer ist wie das 1 H-Isotop und das 3 Das H-Isotop ist sogar dreimal schwerer. Aufgrund einer so großen Streuung der Massen der Wasserstoffisotope wurden den Isotopen 2 H und 3 H sogar separate Einzelnamen und Symbole zugewiesen, was für kein anderes chemisches Element typisch ist. Das 2H-Isotop erhielt den Namen Deuterium und das Symbol D, und das 3H-Isotop erhielt den Namen Tritium und das Symbol T.
Wenn wir die Masse des Protons und des Neutrons als eins annehmen und die Masse des Elektrons vernachlässigen, kann der obere linke Index zusätzlich zur Gesamtzahl der Protonen und Neutronen im Atom tatsächlich als dessen Masse und damit betrachtet werden Dieser Index wird als Massenzahl bezeichnet und mit dem Symbol A bezeichnet. Da die Ladung des Kerns eines beliebigen Protons dem Atom entspricht und die Ladung jedes Protons herkömmlicherweise als gleich +1 angesehen wird, ist die Anzahl der Protonen im Kern gleich wird Ladungszahl (Z) genannt. Indem man die Anzahl der Neutronen in einem Atom mit N bezeichnet, kann die Beziehung zwischen Massenzahl, Ladungszahl und Anzahl der Neutronen mathematisch ausgedrückt werden als:
Nach modernen Konzepten hat das Elektron einen dualen (Teilchenwellen-)Charakter. Es hat sowohl die Eigenschaften eines Teilchens als auch einer Welle. Ein Elektron hat wie ein Teilchen Masse und Ladung, gleichzeitig zeichnet sich der Elektronenfluss jedoch wie eine Welle durch die Fähigkeit zur Beugung aus.
Um den Zustand eines Elektrons in einem Atom zu beschreiben, werden die Konzepte der Quantenmechanik verwendet, nach denen das Elektron keine bestimmte Bewegungsbahn hat und sich an jedem Punkt im Raum befinden kann, jedoch mit unterschiedlichen Wahrscheinlichkeiten.
Der Raumbereich um den Kern, in dem sich ein Elektron am wahrscheinlichsten befindet, wird Atomorbital genannt.
Ein Atomorbital kann unterschiedliche Formen, Größen und Ausrichtungen haben. Ein Atomorbital wird auch Elektronenwolke genannt.
Grafisch wird ein Atomorbital normalerweise als quadratische Zelle bezeichnet:
Die Quantenmechanik verfügt über einen äußerst komplexen mathematischen Apparat, daher werden im Rahmen eines schulischen Chemiekurses nur die Konsequenzen der quantenmechanischen Theorie betrachtet.
Nach diesen Konsequenzen ist jedes Atomorbital und das darin befindliche Elektron vollständig durch 4 Quantenzahlen charakterisiert.
- Die Hauptquantenzahl n bestimmt die Gesamtenergie eines Elektrons in einem bestimmten Orbital. Der Wertebereich der Hauptquantenzahl umfasst alle natürlichen Zahlen, d.h. n = 1,2,3,4, 5 usw.
- Die Orbitalquantenzahl – l – charakterisiert die Form des Atomorbitals und kann jeden ganzzahligen Wert von 0 bis n-1 annehmen, wobei n, wie Sie sich erinnern, die Hauptquantenzahl ist.
Es werden Orbitale mit l = 0 genannt S-Orbitale. s-Orbitale sind kugelförmig und haben keine Richtungsabhängigkeit im Raum:
Es werden Orbitale mit l = 1 genannt p-Orbitale. Diese Orbitale haben die Form einer dreidimensionalen Acht, d.h. eine Form, die durch Drehen einer Acht um eine Symmetrieachse entsteht und äußerlich einer Hantel ähnelt:
Es werden Orbitale mit l = 2 genannt d-Orbitale, und mit l = 3 – f-Orbitale. Ihre Struktur ist viel komplexer.
3) Die magnetische Quantenzahl – m l – bestimmt die räumliche Ausrichtung eines bestimmten Atomorbitals und drückt die Projektion des Bahndrehimpulses auf die Richtung des Magnetfelds aus. Die magnetische Quantenzahl m l entspricht der Orientierung des Orbitals relativ zur Richtung des äußeren Magnetfeldstärkevektors und kann beliebige ganzzahlige Werte von –l bis +l annehmen, einschließlich 0, d.h. Die Gesamtzahl der möglichen Werte beträgt (2l+1). Also zum Beispiel für l = 0 m l = 0 (ein Wert), für l = 1 m l = -1, 0, +1 (drei Werte), für l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (fünf Werte der magnetischen Quantenzahl) usw.
Also zum Beispiel p-Orbitale, d.h. Orbitale mit einer Orbitalquantenzahl l = 1, die die Form einer „dreidimensionalen Acht“ haben, entsprechen drei Werten der magnetischen Quantenzahl (-1, 0, +1), die wiederum entsprechen drei zueinander senkrechten Richtungen im Raum.
4) Die Spinquantenzahl (oder einfach Spin) – m s – kann bedingt für die Drehrichtung des Elektrons im Atom verantwortlich gemacht werden; sie kann Werte annehmen. Elektronen mit unterschiedlichen Spins werden durch in verschiedene Richtungen gerichtete vertikale Pfeile angezeigt: ↓ und .
Die Menge aller Orbitale in einem Atom, die die gleiche Hauptquantenzahl haben, wird Energieniveau oder Elektronenhülle genannt. Jedes beliebige Energieniveau mit einer bestimmten Zahl n besteht aus n 2 Orbitalen.
Eine Menge von Orbitalen mit den gleichen Werten der Hauptquantenzahl und der Orbitalquantenzahl stellt ein Energieunterniveau dar.
Jedes Energieniveau, das der Hauptquantenzahl n entspricht, enthält n Unterniveaus. Jedes Energieunterniveau mit der Orbitalquantenzahl l besteht wiederum aus (2l+1) Orbitalen. Somit besteht die s-Unterebene aus einem s-Orbital, die p-Unterebene aus drei p-Orbitalen, die d-Unterebene aus fünf d-Orbitalen und die f-Unterebene aus sieben f-Orbitalen. Da, wie bereits erwähnt, ein Atomorbital oft durch eine quadratische Zelle bezeichnet wird, können die s-, p-, d- und f-Unterebenen grafisch wie folgt dargestellt werden:
Jedes Orbital entspricht einer einzelnen streng definierten Menge von drei Quantenzahlen n, l und m l.
Die Verteilung der Elektronen auf die Orbitale wird Elektronenkonfiguration genannt.
Die Füllung der Atomorbitale mit Elektronen erfolgt nach drei Bedingungen:
- Minimalenergieprinzip: Elektronen füllen Orbitale beginnend mit der niedrigsten Energieunterebene. Die Reihenfolge der Unterebenen in aufsteigender Reihenfolge ihrer Energien ist wie folgt: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Damit Sie sich diese Reihenfolge beim Ausfüllen elektronischer Unterebenen leichter merken können, ist die folgende grafische Darstellung sehr praktisch:
- Pauli-Prinzip: Jedes Orbital kann nicht mehr als zwei Elektronen enthalten.
Befindet sich in einem Orbital ein Elektron, spricht man von ungepaart, sind es zwei, spricht man von einem Elektronenpaar.
- Hunds Regel: Der stabilste Zustand eines Atoms ist der, in dem das Atom innerhalb einer Unterebene die maximal mögliche Anzahl ungepaarter Elektronen aufweist. Dieser stabilste Zustand des Atoms wird Grundzustand genannt.
Tatsächlich bedeutet das oben Gesagte, dass beispielsweise die Platzierung des 1., 2., 3. und 4. Elektrons in drei Orbitalen des p-Unterniveaus wie folgt durchgeführt wird:
Die Auffüllung der Atomorbitale von Wasserstoff mit der Ladungszahl 1 bis Krypton (Kr) mit der Ladungszahl 36 wird wie folgt durchgeführt:
Eine solche Darstellung der Reihenfolge der Füllung von Atomorbitalen wird Energiediagramm genannt. Basierend auf den elektronischen Diagrammen einzelner Elemente ist es möglich, deren sogenannte elektronische Formeln (Konfigurationen) aufzuschreiben. Also zum Beispiel ein Element mit 15 Protonen und damit 15 Elektronen, also Phosphor (P) hat das folgende Energiediagramm:
Bei der Umrechnung in eine elektronische Formel nimmt das Phosphoratom die Form an:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Die normalgroßen Zahlen links vom Unterebenensymbol zeigen die Energieniveaunummer und die hochgestellten Zahlen rechts vom Unterebenensymbol zeigen die Anzahl der Elektronen in der entsprechenden Unterebene.
Nachfolgend finden Sie die elektronischen Formeln der ersten 36 Elemente des Periodensystems von D.I. Mendelejew.
| Zeitraum | Art.-Nr. | Symbol | Name | elektronische Formel |
| ICH | 1 | H | Wasserstoff | 1s 1 |
| 2 | Er | Helium | 1s 2 | |
| II | 3 | Li | Lithium | 1s 2 2s 1 |
| 4 | Sei | Beryllium | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | B | Bor | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | Kohlenstoff | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | Stickstoff | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | Ö | Sauerstoff | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | Fluor | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Ne | Neon | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | N / A | Natrium | 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 | Si | Silizium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | P | Phosphor | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | Schwefel | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | Chlor | 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 | Kalzium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | Scandium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | Titan | 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 | Cr | Chrom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 hier beobachten wir den Sprung eines Elektrons mit S An D Unterebene | |
| 25 | Mn | Mangan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | Eisen | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Co | Kobalt | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | Nickel | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | Kupfer | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 hier beobachten wir den Sprung eines Elektrons mit S An D Unterebene | |
| 30 | Zn | Zink | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | Gallium | 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 | Als | Arsen | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | Selen | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | Brom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Kr | Krypton | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Wie bereits erwähnt, befinden sich Elektronen in Atomorbitalen im Grundzustand nach dem Prinzip der geringsten Energie. Wenn jedoch im Grundzustand des Atoms leere p-Orbitale vorhanden sind, kann das Atom häufig durch Zufuhr überschüssiger Energie in den sogenannten angeregten Zustand überführt werden. Beispielsweise hat ein Boratom im Grundzustand eine elektronische Konfiguration und ein Energiediagramm der folgenden Form:
Und in einem aufgeregten Zustand (*), d.h. Wenn einem Boratom etwas Energie zugeführt wird, sehen seine Elektronenkonfiguration und sein Energiediagramm wie folgt aus:
Je nachdem, welche Unterebene im Atom zuletzt gefüllt ist, werden chemische Elemente in s, p, d oder f eingeteilt.
Finden von s-, p-, d- und f-Elementen in der Tabelle D.I. Mendelejew:
- Die S-Elemente haben die letzte zu füllende S-Unterebene. Zu diesen Elementen gehören Elemente der Hauptuntergruppen (links in der Tabellenzelle) der Gruppen I und II.
- Für p-Elemente wird die p-Unterebene gefüllt. Zu den p-Elementen gehören die letzten sechs Elemente jeder Periode, mit Ausnahme der ersten und siebten, sowie Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen III–VIII.
- d-Elemente liegen in großen Perioden zwischen s- und p-Elementen.
- f-Elemente werden Lanthaniden und Actiniden genannt. Sie sind unten in der D.I.-Tabelle aufgeführt. Mendelejew.
Elektronische Konfiguration Ein Atom ist eine numerische Darstellung seiner Elektronenorbitale. Elektronenorbitale sind Bereiche unterschiedlicher Form rund um den Atomkern, in denen sich mit mathematischer Wahrscheinlichkeit ein Elektron befindet. Mithilfe der elektronischen Konfiguration kann der Leser schnell und einfach feststellen, wie viele Elektronenorbitale ein Atom hat, und auch die Anzahl der Elektronen in jedem Orbital bestimmen. Nachdem Sie diesen Artikel gelesen haben, beherrschen Sie die Methode zum Erstellen elektronischer Konfigurationen.
Schritte
Verteilung der Elektronen nach dem Periodensystem von D. I. Mendeleev
- Beispielsweise hat ein Natriumatom mit der Ladung -1 ein zusätzliches Elektron Außerdem zu seiner Grundordnungszahl 11. Mit anderen Worten, das Atom wird insgesamt 12 Elektronen haben.
- Wenn es sich um ein Natriumatom mit einer Ladung von +1 handelt, muss von der Grundordnungszahl 11 ein Elektron abgezogen werden. Somit hat das Atom 10 Elektronen.
-
Denken Sie an die grundlegende Liste der Orbitale. Wenn die Anzahl der Elektronen in einem Atom zunimmt, füllen sie in einer bestimmten Reihenfolge die verschiedenen Unterebenen der Elektronenhülle des Atoms. Jede Unterebene der Elektronenhülle enthält, wenn sie gefüllt ist, eine gerade Anzahl von Elektronen. Folgende Unterebenen stehen zur Verfügung:
Verstehen Sie die elektronische Konfigurationsnotation. Elektronenkonfigurationen werden geschrieben, um die Anzahl der Elektronen in jedem Orbital deutlich anzuzeigen. Orbitale werden nacheinander geschrieben, wobei die Anzahl der Atome in jedem Orbital hochgestellt rechts neben dem Orbitalnamen geschrieben wird. Die fertige elektronische Konfiguration hat die Form einer Folge von Unterebenenbezeichnungen und hochgestellten Zeichen.
- Hier ist zum Beispiel die einfachste elektronische Konfiguration: 1s 2 2s 2 2p 6 . Diese Konfiguration zeigt, dass es zwei Elektronen in der 1s-Unterebene, zwei Elektronen in der 2s-Unterebene und sechs Elektronen in der 2p-Unterebene gibt. 2 + 2 + 6 = insgesamt 10 Elektronen. Dies ist die elektronische Konfiguration eines neutralen Neonatoms (die Ordnungszahl von Neon ist 10).
-
Denken Sie an die Reihenfolge der Orbitale. Bedenken Sie, dass die Elektronenorbitale in der Reihenfolge der zunehmenden Zahl der Elektronenhüllen nummeriert, aber in der Reihenfolge der zunehmenden Energie angeordnet sind. Beispielsweise hat ein gefülltes 4s 2-Orbital eine geringere Energie (oder weniger Mobilität) als ein teilweise gefülltes oder gefülltes 3d 10-Orbital, daher wird das 4s-Orbital zuerst geschrieben. Sobald Sie die Reihenfolge der Orbitale kennen, können Sie diese leicht entsprechend der Anzahl der Elektronen im Atom füllen. Die Reihenfolge beim Füllen der Orbitale ist wie folgt: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
- Die elektronische Konfiguration eines Atoms, in dem alle Orbitale gefüllt sind, ist wie folgt: 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
- Beachten Sie, dass der obige Eintrag, wenn alle Orbitale gefüllt sind, die Elektronenkonfiguration des Elements Uuo (Ununoctium) 118 ist, dem Atom mit der höchsten Nummer im Periodensystem. Daher enthält diese elektronische Konfiguration alle derzeit bekannten elektronischen Unterebenen eines neutral geladenen Atoms.
-
Füllen Sie die Orbitale entsprechend der Anzahl der Elektronen in Ihrem Atom. Wenn wir beispielsweise die Elektronenkonfiguration eines neutralen Calciumatoms aufschreiben möchten, müssen wir zunächst seine Ordnungszahl im Periodensystem nachschlagen. Seine Ordnungszahl ist 20, daher schreiben wir die Konfiguration eines Atoms mit 20 Elektronen in der oben genannten Reihenfolge.
- Füllen Sie die Orbitale in der oben angegebenen Reihenfolge, bis Sie das zwanzigste Elektron erreichen. Das erste 1s-Orbital wird zwei Elektronen haben, das 2s-Orbital wird ebenfalls zwei haben, das 2p wird sechs haben, das 3s-Orbital wird zwei haben, das 3p wird 6 haben und das 4s-Orbital wird 2 (2 + 2 + 6 +2 +) haben 6 + 2 = 20 .) Mit anderen Worten, die elektronische Konfiguration von Kalzium hat die Form: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
- Beachten Sie, dass die Orbitale in der Reihenfolge zunehmender Energie angeordnet sind. Wenn Sie beispielsweise bereit sind, auf die 4. Energieebene zu wechseln, notieren Sie zunächst das 4s-Orbital und Dann 3d. Nach der vierten Energieebene geht es weiter zur fünften, wo sich die gleiche Reihenfolge wiederholt. Dies geschieht erst nach dem dritten Energieniveau.
-
Verwenden Sie das Periodensystem als visuellen Hinweis. Sie haben wahrscheinlich bereits bemerkt, dass die Form des Periodensystems der Reihenfolge der Elektronenunterniveaus in den Elektronenkonfigurationen entspricht. Beispielsweise enden die Atome in der zweiten Spalte von links immer auf „s 2“, und die Atome am rechten Rand des dünnen Mittelteils enden immer auf „d 10“ usw. Verwenden Sie das Periodensystem als visuellen Leitfaden zum Schreiben von Konfigurationen – wie die Reihenfolge, in der Sie die Orbitale hinzufügen, Ihrer Position in der Tabelle entspricht. Siehe unten:
- Insbesondere enthalten die beiden Spalten ganz links Atome, deren elektronische Konfigurationen in s-Orbitalen enden, der rechte Block der Tabelle enthält Atome, deren Konfigurationen in p-Orbitalen enden, und die untere Hälfte enthält Atome, die in f-Orbitalen enden.
- Wenn Sie beispielsweise die elektronische Konfiguration von Chlor aufschreiben, denken Sie so: „Dieses Atom befindet sich in der dritten Reihe (oder „Periode“) des Periodensystems. Es befindet sich auch in der fünften Gruppe des p-Orbitalblocks.“ des Periodensystems. Daher endet seine elektronische Konfiguration mit ...3p 5
- Beachten Sie, dass Elemente im d- und f-Orbitalbereich der Tabelle durch Energieniveaus gekennzeichnet sind, die nicht der Periode entsprechen, in der sie sich befinden. Beispielsweise entspricht die erste Reihe eines Elementblocks mit d-Orbitalen einem 3d-Orbital, obwohl sie sich in der 4. Periode befindet, und die erste Reihe von Elementen mit f-Orbitalen entspricht einem 4f-Orbital, obwohl sie sich in der 6. Periode befindet Zeitraum.
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Lernen Sie Abkürzungen zum Schreiben langer Elektronenkonfigurationen. Die Atome am rechten Rand des Periodensystems werden aufgerufen Edelgase. Diese Elemente sind chemisch sehr stabil. Um den Prozess des Schreibens langer Elektronenkonfigurationen zu verkürzen, schreiben Sie einfach das chemische Symbol des nächstgelegenen Edelgases mit weniger Elektronen als Ihr Atom in eckige Klammern und fahren Sie dann mit dem Schreiben der Elektronenkonfiguration der nachfolgenden Orbitalebenen fort. Siehe unten:
- Um dieses Konzept zu verstehen, ist es hilfreich, eine Beispielkonfiguration zu schreiben. Schreiben wir die Konfiguration von Zink (Ordnungszahl 30) mit der Abkürzung, die das Edelgas einschließt. Die vollständige Konfiguration von Zink sieht folgendermaßen aus: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Wir sehen jedoch, dass 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 die Elektronenkonfiguration von Argon, einem Edelgas, ist. Ersetzen Sie einfach einen Teil der elektronischen Konfiguration für Zink durch das chemische Symbol für Argon in eckigen Klammern (.)
- Die elektronische Konfiguration von Zink hat also, in abgekürzter Form geschrieben, die Form: 4s 2 3d 10 .
- Bitte beachten Sie, dass Sie die elektronische Konfiguration eines Edelgases, beispielsweise Argon, nicht schreiben können! Man muss die Abkürzung für das diesem Element vorangehende Edelgas verwenden; für Argon wird es Neon () sein.
Verwendung des Periodensystems ADOMAH
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Meistere das Periodensystem ADOMAH. Diese Methode zur Aufzeichnung der elektronischen Konfiguration erfordert kein Auswendiglernen, erfordert jedoch ein modifiziertes Periodensystem, da im traditionellen Periodensystem ab der vierten Periode die Periodennummer nicht der Elektronenhülle entspricht. Finden Sie das Periodensystem ADOMAH – eine besondere Art von Periodensystem, das vom Wissenschaftler Valery Zimmerman entwickelt wurde. Mit einer kurzen Internetsuche ist es leicht zu finden.
- Im ADOMAH-Periodensystem repräsentieren die horizontalen Reihen Gruppen von Elementen wie Halogene, Edelgase, Alkalimetalle, Erdalkalimetalle usw. Vertikale Spalten entsprechen elektronischen Ebenen und sogenannte „Kaskaden“ (diagonale Linien, die die Blöcke s, p, d und f verbinden) entsprechen Perioden.
- Helium wird in Richtung Wasserstoff bewegt, da beide Elemente durch ein 1s-Orbital gekennzeichnet sind. Die Periodenblöcke (s,p,d und f) werden auf der rechten Seite angezeigt und die Ebenennummern sind unten angegeben. Elemente werden in Kästchen mit den Nummern 1 bis 120 dargestellt. Diese Zahlen sind gewöhnliche Ordnungszahlen, die die Gesamtzahl der Elektronen in einem neutralen Atom darstellen.
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Finden Sie Ihr Atom in der ADOMAH-Tabelle. Um die elektronische Konfiguration eines Elements zu beschreiben, schlagen Sie sein Symbol im Periodensystem ADOMAH nach und streichen Sie alle Elemente mit einer höheren Ordnungszahl durch. Wenn Sie beispielsweise die Elektronenkonfiguration von Erbium (68) schreiben müssen, streichen Sie alle Elemente von 69 bis 120 durch.
- Beachten Sie die Zahlen 1 bis 8 am Ende der Tabelle. Dabei handelt es sich um die Anzahl der elektronischen Wasserwaagen bzw. Spalten. Ignorieren Sie Spalten, die nur durchgestrichene Elemente enthalten. Für Erbium bleiben die Spalten mit den Nummern 1,2,3,4,5 und 6 übrig.
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Zählen Sie die Orbitalunterebenen bis zu Ihrem Element. Betrachten Sie die rechts neben der Tabelle angezeigten Blocksymbole (s, p, d und f) und die unten angezeigten Spaltennummern. Ignorieren Sie die diagonalen Linien zwischen den Blöcken, teilen Sie die Spalten in Spaltenblöcke auf und listen Sie sie der Reihe nach auf von unten nach oben. Ignorieren Sie auch hier Blöcke, bei denen alle Elemente durchgestrichen sind. Schreiben Sie Spaltenblöcke beginnend mit der Spaltennummer, gefolgt vom Blocksymbol, also: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (für Erbium).
- Bitte beachten Sie: Die obige Elektronenkonfiguration von Er ist in aufsteigender Reihenfolge der Elektronenunterebenennummer angegeben. Es kann auch in der Reihenfolge der Besetzung der Orbitale geschrieben werden. Folgen Sie dazu beim Schreiben von Spaltenblöcken den Kaskaden von unten nach oben und nicht den Spalten: 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 .
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Zählen Sie die Elektronen für jede Elektronenunterebene. Zählen Sie die Elemente in jedem Spaltenblock, die nicht durchgestrichen wurden, fügen Sie ein Elektron von jedem Element hinzu und schreiben Sie ihre Nummer neben das Blocksymbol für jeden Spaltenblock, also: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . In unserem Beispiel ist dies die elektronische Konfiguration von Erbium.
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Achten Sie auf falsche elektronische Konfigurationen. Es gibt achtzehn typische Ausnahmen, die sich auf die elektronische Konfiguration von Atomen im niedrigsten Energiezustand, auch Grundenergiezustand genannt, beziehen. Sie befolgen die allgemeine Regel nicht nur für die letzten zwei oder drei Positionen, die von Elektronen besetzt sind. In diesem Fall geht die tatsächliche elektronische Konfiguration davon aus, dass sich die Elektronen in einem Zustand mit niedrigerer Energie im Vergleich zur Standardkonfiguration des Atoms befinden. Zu den Ausnahmeatomen gehören:
- Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gott(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) und Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
- Um die Ordnungszahl eines Atoms zu ermitteln, wenn es in Elektronenkonfigurationsform geschrieben ist, addieren Sie einfach alle Zahlen, die den Buchstaben folgen (s, p, d und f). Dies funktioniert nur für neutrale Atome. Wenn Sie es mit einem Ion zu tun haben, funktioniert es nicht – Sie müssen die Anzahl der zusätzlichen oder verlorenen Elektronen addieren oder subtrahieren.
- Die Zahl hinter dem Buchstaben ist hochgestellt. Machen Sie im Test keinen Fehler.
- Es gibt keine „halbvolle“ Sublevel-Stabilität. Dies ist eine Vereinfachung. Jegliche Stabilität, die „halbgefüllten“ Unterebenen zugeschrieben wird, beruht auf der Tatsache, dass jedes Orbital von einem Elektron besetzt ist, wodurch die Abstoßung zwischen Elektronen minimiert wird.
- Jedes Atom tendiert zu einem stabilen Zustand, und in den stabilsten Konfigurationen sind die s- und p-Unterebenen gefüllt (s2 und p6). Edelgase haben diese Konfiguration, reagieren also selten und stehen im Periodensystem rechts. Wenn eine Konfiguration also in 3p 4 endet, benötigt sie zwei Elektronen, um einen stabilen Zustand zu erreichen (der Verlust von sechs, einschließlich der Elektronen auf der s-Unterebene, erfordert mehr Energie, sodass der Verlust von vier Elektronen einfacher ist). Und wenn die Konfiguration in 4d 3 endet, muss sie drei Elektronen verlieren, um einen stabilen Zustand zu erreichen. Darüber hinaus sind halbgefüllte Unterebenen (s1, p3, d5..) stabiler als beispielsweise p4 oder p2; S2 und P6 werden jedoch noch stabiler sein.
- Wenn es sich um ein Ion handelt, bedeutet dies, dass die Anzahl der Protonen nicht gleich der Anzahl der Elektronen ist. Die Ladung des Atoms wird in diesem Fall (normalerweise) oben rechts im chemischen Symbol dargestellt. Daher hat ein Antimonatom mit der Ladung +2 die elektronische Konfiguration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Beachten Sie, dass sich 5p 3 in 5p 1 geändert hat. Seien Sie vorsichtig, wenn die neutrale Atomkonfiguration in anderen Unterebenen als s und p endet. Wenn man Elektronen wegnimmt, kann man sie nur aus den Valenzorbitalen (s- und p-Orbitalen) nehmen. Wenn die Konfiguration also mit 4s 2 3d 7 endet und das Atom eine Ladung von +2 erhält, endet die Konfiguration mit 4s 0 3d 7. Bitte beachten Sie, dass 3d 7 NichtÄnderungen gehen stattdessen Elektronen aus dem s-Orbital verloren.
- Es gibt Bedingungen, unter denen ein Elektron gezwungen wird, „auf ein höheres Energieniveau zu gelangen“. Wenn einer Unterebene ein Elektron fehlt, um halb oder voll zu sein, nehmen Sie ein Elektron von der nächstgelegenen s- oder p-Unterebene und verschieben Sie es auf die Unterebene, die das Elektron benötigt.
- Für die Aufzeichnung der elektronischen Konfiguration gibt es zwei Möglichkeiten. Sie können in aufsteigender Reihenfolge der Energieniveauzahlen oder in der Reihenfolge der Besetzung von Elektronenorbitalen geschrieben werden, wie oben für Erbium gezeigt wurde.
- Sie können die elektronische Konfiguration eines Elements auch schreiben, indem Sie nur die Valenzkonfiguration schreiben, die die letzte s- und p-Unterebene darstellt. Somit beträgt die Valenzkonfiguration von Antimon 5s 2 5p 3.
- Ionen sind nicht dasselbe. Bei ihnen ist es viel schwieriger. Überspringen Sie zwei Ebenen und folgen Sie demselben Muster, je nachdem, wo Sie begonnen haben und wie groß die Anzahl der Elektronen ist.
Finden Sie die Ordnungszahl Ihres Atoms. Jedem Atom ist eine bestimmte Anzahl an Elektronen zugeordnet. Finden Sie das Symbol Ihres Atoms im Periodensystem. Die Ordnungszahl ist eine positive ganze Zahl, die bei 1 beginnt (für Wasserstoff) und für jedes weitere Atom um eins ansteigt. Die Ordnungszahl ist die Anzahl der Protonen in einem Atom und daher auch die Anzahl der Elektronen eines Atoms ohne Ladung.
Bestimmen Sie die Ladung eines Atoms. Neutrale Atome haben die gleiche Anzahl an Elektronen wie im Periodensystem angegeben. Geladene Atome haben jedoch je nach Ladungsgröße mehr oder weniger Elektronen. Wenn Sie mit einem geladenen Atom arbeiten, addieren oder subtrahieren Sie Elektronen wie folgt: Addieren Sie ein Elektron für jede negative Ladung und subtrahieren Sie eins für jede positive Ladung.
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, machen sich mit Quantenzahlen vertraut und können die elektronische Konfiguration eines Atoms anhand seiner Zahl konstruieren; am Ende des Artikels befindet sich 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 die Wellenfunktion eines Elektrons; grob gesagt ist es 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 stellten sie fest, dass die Wolke je nach Energieniveau vier Hauptformen annimmt: eine Kugel, Hanteln 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; derzeit sind sieben Energieniveaus bekannt, die jeweils durch eine arabische Zahl angegeben 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.
Da bei chemischen Reaktionen die Kerne der reagierenden Atome unverändert bleiben (mit Ausnahme radioaktiver Umwandlungen), hängen die chemischen Eigenschaften von Atomen von der Struktur ihrer elektronischen Hüllen ab. Theorie elektronische Struktur des Atoms auf der Grundlage des Apparates der Quantenmechanik aufgebaut. So kann die Struktur atomarer Energieniveaus auf der Grundlage quantenmechanischer Berechnungen der Wahrscheinlichkeiten, Elektronen im Raum um den Atomkern zu finden, ermittelt werden ( Reis. 4.5).
Reis. 4.5. Schema zur Aufteilung der Energieniveaus in Unterniveaus
Die Grundlagen der Theorie der elektronischen Struktur eines Atoms werden auf folgende Bestimmungen reduziert: Der Zustand jedes Elektrons in einem Atom wird durch vier Quantenzahlen charakterisiert: die Hauptquantenzahl n = 1, 2, 3,; orbital (azimutal) l=0,1,2, n–1; magnetisch M l = –l, –1,0,1, l; drehen M S = -1/2, 1/2 .
Entsprechend Pauli-Prinzip, im selben Atom kann es nicht zwei Elektronen mit demselben Satz von vier Quantenzahlen geben n, l, m l , M S; Ansammlungen von Elektronen mit denselben Hauptquantenzahlen n bilden Elektronenschichten oder Energieniveaus des Atoms, die vom Kern aus nummeriert und mit bezeichnet werden K, L, M, N, O, P, Q, und in der Energieschicht mit einem gegebenen Wert N kann nicht mehr sein als 2n 2 Elektronen. Ansammlungen von Elektronen mit gleichen Quantenzahlen N Und l, bilden Unterebenen, die bei ihrer Entfernung vom Kern als bezeichnet werden s, p, d, f.
Die probabilistische Bestimmung der Position des Elektrons im Raum um den Atomkern entspricht der Heisenbergschen Unschärferelation. Nach quantenmechanischen Konzepten hat ein Elektron in einem Atom keine bestimmte Bewegungsbahn und kann sich in jedem Teil des Raums um den Kern herum befinden, und seine verschiedenen Positionen werden als Elektronenwolke mit einer bestimmten negativen Ladungsdichte betrachtet. Der Raum um den Kern herum, in dem sich ein Elektron am wahrscheinlichsten aufhält, wird genannt Orbital. Es enthält etwa 90 % der Elektronenwolke. Jede Unterebene 1s, 2s, 2p usw. entspricht einer bestimmten Anzahl von Orbitalen einer bestimmten Form. Zum Beispiel, 1s- Und 2s- Orbitale sind sphärisch und 14 Uhr-Orbitale ( 14 Uhr X , 14 Uhr j , 14 Uhr z-Orbitale) sind in zueinander senkrechten Richtungen ausgerichtet und haben die Form einer Hantel ( Reis. 4.6).
Reis. 4.6. Form und Orientierung von Elektronenorbitalen.
Bei chemischen Reaktionen verändert sich der Atomkern nicht, lediglich die elektronischen Hüllen der Atome verändern sich, deren Struktur viele Eigenschaften chemischer Elemente erklärt. Basierend auf der Theorie der elektronischen Struktur des Atoms wurde die tiefe physikalische Bedeutung von Mendelejews periodischem Gesetz der chemischen Elemente festgestellt und die Theorie der chemischen Bindung entwickelt.
Die theoretische Begründung des Periodensystems chemischer Elemente umfasst Daten zur Struktur des Atoms, die die Existenz eines Zusammenhangs zwischen der Periodizität von Änderungen der Eigenschaften chemischer Elemente und der periodischen Wiederholung ähnlicher Arten elektronischer Konfigurationen ihrer Atome bestätigen.
Im Lichte der Lehre vom Aufbau des Atoms wird Mendelejews Einteilung aller Elemente in sieben Perioden gerechtfertigt: Die Anzahl der Perioden entspricht der Anzahl der Energieniveaus der mit Elektronen gefüllten Atome. In kleinen Perioden nimmt mit zunehmender positiver Ladung der Atomkerne die Anzahl der Elektronen auf äußerer Ebene zu (von 1 auf 2 in der ersten Periode und von 1 auf 8 in der zweiten und dritten Periode), was das erklärt Änderung der Eigenschaften von Elementen: Zu Beginn der Periode (mit Ausnahme der ersten) gibt es Alkalimetalle, dann wird eine allmähliche Abschwächung der metallischen Eigenschaften und eine Verstärkung der nichtmetallischen Eigenschaften beobachtet. Dieses Muster lässt sich für Elemente der zweiten Periode in verfolgen Tabelle 4.2.
Tabelle 4.2.
In großen Perioden ist es mit zunehmender Ladung der Kerne schwieriger, die Niveaus mit Elektronen zu füllen, was die komplexere Änderung der Eigenschaften von Elementen im Vergleich zu Elementen kleiner Perioden erklärt.
Die identische Natur der Eigenschaften chemischer Elemente in Untergruppen erklärt sich aus der ähnlichen Struktur des externen Energieniveaus, wie in gezeigt Tisch 4.3, die die Abfolge der Füllenergieniveaus mit Elektronen für Untergruppen von Alkalimetallen veranschaulicht.
Tabelle 4.3.
Die Gruppennummer gibt normalerweise die Anzahl der Elektronen in einem Atom an, die an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt sein können. Dies ist die physikalische Bedeutung der Gruppennummer. An vier Stellen des Periodensystems sind die Elemente nicht nach zunehmender Atommasse geordnet: Ar Und K,Co Und Ni,Te Und ICH,Th Und Pa. Diese Abweichungen wurden als Mängel des Periodensystems der chemischen Elemente angesehen. Die Lehre vom Aufbau des Atoms erklärte diese Abweichungen. Die experimentelle Bestimmung der Kernladungen zeigte, dass die Anordnung dieser Elemente einer Erhöhung der Ladungen ihrer Kerne entspricht. Darüber hinaus ermöglichte die experimentelle Bestimmung der Ladungen von Atomkernen die Bestimmung der Anzahl der Elemente zwischen Wasserstoff und Uran sowie der Anzahl der Lanthaniden. Nun werden alle Stellen im Periodensystem im Intervall von aufgefüllt Z=1 Vor Z=114 Da das Periodensystem jedoch nicht vollständig ist, ist die Entdeckung neuer Transurane möglich.
Die Struktur der elektronischen Hüllen von Atomen der Elemente der ersten vier Perioden: $s-$, $p-$ und $d-$Elemente. Elektronische Konfiguration eines Atoms. Grund- und angeregte Zustände von Atomen
Der Begriff Atom entstand in der Antike zur Bezeichnung von Materieteilchen. Aus dem Griechischen übersetzt bedeutet Atom „unteilbar“.
Elektronen
Der irische Physiker Stoney kam aufgrund von Experimenten zu dem Schluss, dass Elektrizität von den kleinsten Teilchen getragen wird, die in den Atomen aller chemischen Elemente vorkommen. Im Jahr 1891 schlug Herr Stoney vor, diese Teilchen zu benennen Elektronen, was auf Griechisch „Bernstein“ bedeutet.
Wenige Jahre nachdem das Elektron seinen Namen erhielt, bewiesen der englische Physiker Joseph Thomson und der französische Physiker Jean Perrin, dass Elektronen eine negative Ladung tragen. Dies ist die kleinste negative Ladung, die in der Chemie als Einheit $(–1)$ angenommen wird. Thomson gelang es sogar, die Geschwindigkeit des Elektrons (sie entspricht der Lichtgeschwindigkeit – 300.000 km/s) und die Masse des Elektrons (sie ist 1836-mal kleiner als die Masse eines Wasserstoffatoms) zu bestimmen.
Thomson und Perrin verbanden die Pole einer Stromquelle mit zwei Metallplatten – einer Kathode und einer Anode –, die in eine Glasröhre eingelötet waren, aus der die Luft evakuiert wurde. Wenn eine Spannung von etwa 10.000 Volt an die Elektrodenplatten angelegt wurde, blitzte eine leuchtende Entladung in der Röhre auf und Partikel flogen von der Kathode (Minuspol) zur Anode (Pluspol), wie die Wissenschaftler sie zuerst nannten Kathodenstrahlen, und fand dann heraus, dass es sich um einen Elektronenstrom handelte. Elektronen, die auf spezielle Substanzen treffen, beispielsweise auf einen Fernsehbildschirm, erzeugen ein Leuchten.
Die Schlussfolgerung wurde gezogen: Elektronen entweichen aus den Atomen des Materials, aus dem die Kathode besteht.
Freie Elektronen oder deren Fluss können auf andere Weise erhalten werden, beispielsweise durch Erhitzen eines Metalldrahts oder durch Bestrahlen von Metallen, die aus Elementen der Hauptnebengruppe der Gruppe I des Periodensystems (z. B. Cäsium) bestehen.
Zustand der Elektronen in einem Atom
Unter dem Zustand eines Elektrons in einem Atom versteht man die Gesamtheit der Informationen darüber Energie bestimmtes Elektron hinein Raum, in dem es sich befindet. Wir wissen bereits, dass ein Elektron in einem Atom keine Bewegungsbahn hat, d. h. wir können nur darüber reden Wahrscheinlichkeiten seine Lage im Raum um den Kern. Es kann sich in jedem Teil dieses den Kern umgebenden Raums befinden, und die Menge verschiedener Positionen wird als Elektronenwolke mit einer bestimmten negativen Ladungsdichte betrachtet. Im übertragenen Sinne kann man sich das so vorstellen: Wenn es möglich wäre, die Position eines Elektrons in einem Atom nach Hundertstel oder Millionstel einer Sekunde zu fotografieren, wie bei einem Fotofinish, dann würde das Elektron auf solchen Fotografien als Punkt dargestellt. Würde man zahllose solcher Aufnahmen überlagern, ergäbe das Bild eine Elektronenwolke mit der größten Dichte dort, wo sich die meisten dieser Punkte befinden.
Die Abbildung zeigt einen „Schnitt“ einer solchen Elektronendichte in einem Wasserstoffatom, das den Kern passiert, und die gestrichelte Linie begrenzt den Bereich, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu entdecken, 90 % beträgt. Die Kontur, die dem Kern am nächsten liegt, deckt einen Raumbereich ab, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu entdecken, 10 % beträgt. Die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron innerhalb der zweiten Kontur vom Kern aus zu entdecken, beträgt 20 % und innerhalb der dritten Kontur beträgt sie ≈30 %. $ usw. Es besteht eine gewisse Unsicherheit über den Zustand des Elektrons. Um diesen Sonderzustand zu charakterisieren, führte der deutsche Physiker W. Heisenberg den Begriff ein Unschärferelation, d.h. zeigte, dass es unmöglich ist, gleichzeitig und genau die Energie und den Ort eines Elektrons zu bestimmen. Je genauer die Energie eines Elektrons bestimmt wird, desto unsicherer ist seine Position, und umgekehrt ist es nach der Positionsbestimmung unmöglich, die Energie des Elektrons zu bestimmen. Der Wahrscheinlichkeitsbereich für den Nachweis eines Elektrons hat keine klaren Grenzen. Es ist jedoch möglich, einen Raum auszuwählen, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron zu finden, am größten ist.
Der Raum um den Atomkern, in dem sich ein Elektron am wahrscheinlichsten aufhält, wird Orbital genannt.
Es enthält etwa 90 % der Elektronenwolke, was bedeutet, dass sich das Elektron etwa 90 % der Zeit in diesem Teil des Raums aufhält. Aufgrund ihrer Form sind vier Arten von Orbitalen bekannt, die mit den lateinischen Buchstaben $s, p, d$ und $f$ bezeichnet werden. Eine grafische Darstellung einiger Formen von Elektronenorbitalen ist in der Abbildung dargestellt.
Das wichtigste Merkmal der Bewegung eines Elektrons in einem bestimmten Orbital ist die Energie seiner Bindung an den Kern. Elektronen mit ähnlichen Energiewerten bilden eine Einheit Elektronenschicht, oder Energielevel. Die Energieniveaus werden ausgehend vom Kern nummeriert: 1 $, 2, 3, 4, 5, 6 $ und 7 $.
Die ganze Zahl $n$, die die Zahl des Energieniveaus angibt, wird Hauptquantenzahl genannt.
Es charakterisiert die Energie von Elektronen, die ein bestimmtes Energieniveau einnehmen. Elektronen des ersten Energieniveaus, das dem Kern am nächsten liegt, haben die niedrigste Energie. Im Vergleich zu Elektronen der ersten Ebene zeichnen sich Elektronen nachfolgender Ebenen durch eine große Energiemenge aus. Folglich sind die Elektronen der äußeren Ebene am wenigsten fest an den Atomkern gebunden.
Die Anzahl der Energieniveaus (elektronische Schichten) in einem Atom entspricht der Anzahl der Perioden im System von D. I. Mendeleev, zu denen das chemische Element gehört: Atome von Elementen der ersten Periode haben ein Energieniveau; zweite Periode - zwei; siebte Periode - sieben.
Die größte Elektronenzahl auf einem Energieniveau wird durch die Formel bestimmt:
wobei $N$ die maximale Anzahl an Elektronen ist; $n$ ist die Stufenzahl oder die Hauptquantenzahl. Folglich: Auf dem ersten Energieniveau, das dem Kern am nächsten liegt, können nicht mehr als zwei Elektronen vorhanden sein; beim zweiten - nicht mehr als 8$; am dritten – nicht mehr als 18 $; am vierten - nicht mehr als 32$. Und wie wiederum sind die Energieniveaus (elektronische Schichten) angeordnet?
Ausgehend vom zweiten Energieniveau $(n = 2)$ ist jedes der Niveaus in Unterniveaus (Unterschichten) unterteilt, die sich in der Bindungsenergie mit dem Kern geringfügig voneinander unterscheiden.
Die Anzahl der Unterebenen entspricht dem Wert der Hauptquantenzahl: die erste Energieebene hat eine Unterebene; der zweite - zwei; dritter - drei; vierter - vier. Unterebenen wiederum werden durch Orbitale gebildet.
Jeder Wert von $n$ entspricht einer Anzahl von Orbitalen, die $n^2$ entspricht. Anhand der in der Tabelle dargestellten Daten kann man den Zusammenhang zwischen der Hauptquantenzahl $n$ und der Anzahl der Unterebenen, der Art und Anzahl der Orbitale sowie der maximalen Anzahl von Elektronen auf der Unterebene und Ebene nachvollziehen.
Hauptquantenzahl, Arten und Anzahl der Orbitale, maximale Elektronenzahl in Unterebenen und Ebenen.
| Energieniveau $(n)$ | Anzahl der Unterebenen gleich $n$ | Orbitaler Typ | Anzahl der Orbitale | Maximale Anzahl an Elektronen | ||
| in der Unterebene | in der Ebene gleich $n^2$ | in der Unterebene | auf einem Niveau gleich $n^2$ | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| 2 Pence $ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| 3 Pence $ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| 4 Pence $ | $3$ | $6$ | ||||
| 4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| 4f$ | $7$ | $14$ | ||||
Unterebenen werden üblicherweise durch lateinische Buchstaben sowie die Form der Orbitale, aus denen sie bestehen, bezeichnet: $s, p, d, f$. Also:
- $s$-Unterniveau – das erste Unterniveau jedes Energieniveaus, das dem Atomkern am nächsten liegt, besteht aus einem $s$-Orbital;
- $p$-Unterebene – die zweite Unterebene jedes Energieniveaus, außer der ersten, besteht aus drei $p$-Orbitalen;
- $d$-Unterebene – die dritte Unterebene von jedem, beginnend mit der dritten Energieebene, besteht aus fünf $d$-Orbitalen;
- Das $f$-Unterniveau jedes einzelnen, beginnend mit dem vierten Energieniveau, besteht aus sieben $f$-Orbitalen.
Atomkern
Aber nicht nur Elektronen sind Teil von Atomen. Der Physiker Henri Becquerel entdeckte, dass ein natürliches Mineral, das ein Uransalz enthält, ebenfalls unbekannte Strahlung aussendet und so lichtgeschützte Fotofilme freilegt. Dieses Phänomen wurde genannt Radioaktivität.
Es gibt drei Arten radioaktiver Strahlen:
- $α$-Strahlen, die aus $α$-Teilchen bestehen, die eine Ladung haben, die $2$-mal größer ist als die Ladung eines Elektrons, aber ein positives Vorzeichen haben, und eine Masse, die $4$-mal größer ist als die Masse eines Wasserstoffatoms;
- $β$-Strahlen stellen einen Elektronenfluss dar;
- $γ$-Strahlen sind elektromagnetische Wellen mit vernachlässigbarer Masse, die keine elektrische Ladung tragen.
Folglich hat das Atom eine komplexe Struktur – es besteht aus einem positiv geladenen Kern und Elektronen.
Wie ist ein Atom aufgebaut?
Im Jahr 1910 untersuchten Ernest Rutherford und seine Studenten und Kollegen in Cambridge in der Nähe von London die Streuung von $α$-Partikeln, die durch dünne Goldfolie hindurchgehen und auf einen Bildschirm fallen. Alpha-Teilchen wichen normalerweise nur um ein Grad von der ursprünglichen Richtung ab, was scheinbar die Einheitlichkeit und Einheitlichkeit der Eigenschaften von Goldatomen bestätigt. Und plötzlich bemerkten die Forscher, dass einige $α$-Teilchen abrupt die Richtung ihrer Bahn änderten, als ob sie auf ein Hindernis stoßen würden.
Durch die Platzierung eines Schirms vor der Folie konnte Rutherford sogar die seltenen Fälle erkennen, in denen von Goldatomen reflektierte $α$-Partikel in die entgegengesetzte Richtung flogen.
Berechnungen zeigten, dass die beobachteten Phänomene auftreten könnten, wenn die gesamte Masse des Atoms und seine gesamte positive Ladung in einem winzigen zentralen Kern konzentriert wären. Wie sich herausstellte, ist der Radius des Kerns 100.000-mal kleiner als der Radius des gesamten Atoms, dem Bereich, in dem sich negativ geladene Elektronen befinden. Wenn wir einen bildlichen Vergleich anwenden, kann das gesamte Volumen eines Atoms mit dem Stadion in Luschniki verglichen werden, und der Kern kann mit einem Fußball verglichen werden, der sich in der Mitte des Spielfelds befindet.
Ein Atom eines beliebigen chemischen Elements ist vergleichbar mit einem winzigen Sonnensystem. Daher wird dieses von Rutherford vorgeschlagene Atommodell als planetarisch bezeichnet.
Protonen und Neutronen
Es stellt sich heraus, dass der winzige Atomkern, in dem die gesamte Atommasse konzentriert ist, aus zwei Arten von Teilchen besteht – Protonen und Neutronen.
Protonen haben eine Ladung, die der Ladung der Elektronen entspricht, aber das entgegengesetzte Vorzeichen $(+1)$ hat, und eine Masse, die der Masse des Wasserstoffatoms entspricht (sie wird in der Chemie als Einheit angenommen). Protonen werden mit dem Zeichen $↙(1)↖(1)p$ (oder $p+$) bezeichnet. Neutronen tragen keine Ladung, sind neutral und haben eine Masse, die der Masse eines Protons entspricht, d.h. 1 $. Neutronen werden mit dem Zeichen $↙(0)↖(1)n$ (oder $n^0$) bezeichnet.
Man nennt Protonen und Neutronen zusammen Nukleonen(von lat. Kern- Kern).
Man nennt die Summe der Anzahl der Protonen und Neutronen in einem Atom Massenzahl. Die Massenzahl eines Aluminiumatoms beträgt beispielsweise:
Da die vernachlässigbar kleine Masse des Elektrons vernachlässigt werden kann, liegt es auf der Hand, dass die gesamte Masse des Atoms im Kern konzentriert ist. Elektronen werden wie folgt bezeichnet: $e↖(-)$.
Da das Atom elektrisch neutral ist, ist das auch offensichtlich dass die Anzahl der Protonen und Elektronen in einem Atom gleich ist. Sie entspricht der Ordnungszahl des chemischen Elements, ihm im Periodensystem zugeordnet. Beispielsweise enthält der Kern eines Eisenatoms 26 $ Protonen, und 26 $ Elektronen kreisen um den Kern. Wie bestimmt man die Anzahl der Neutronen?
Die Masse eines Atoms besteht bekanntlich aus der Masse der Protonen und Neutronen. Kenntnis der Seriennummer des Elements $(Z)$, d.h. die Anzahl der Protonen und die Massenzahl $(A)$, gleich der Summe der Anzahlen von Protonen und Neutronen, die Anzahl der Neutronen $(N)$ kann mit der Formel ermittelt werden:
Die Anzahl der Neutronen in einem Eisenatom beträgt beispielsweise:
$56 – 26 = 30$.
Die Tabelle stellt die Haupteigenschaften von Elementarteilchen dar.
Grundlegende Eigenschaften von Elementarteilchen.
Isotope
Sorten von Atomen desselben Elements, die die gleiche Kernladung, aber unterschiedliche Massenzahlen haben, werden Isotope genannt.
Wort Isotop besteht aus zwei griechischen Wörtern: Isos- identisch und Topos- Ort bedeutet „einen Platz“ (Zelle) im Periodensystem der Elemente einnehmen.
In der Natur vorkommende chemische Elemente sind eine Mischung aus Isotopen. Somit hat Kohlenstoff drei Isotope mit den Massen $12, 13, 14$; Sauerstoff – drei Isotope mit den Massen $16, 17, 18 usw.
Normalerweise ist die im Periodensystem angegebene relative Atommasse eines chemischen Elements der Durchschnittswert der Atommassen einer natürlichen Isotopenmischung eines bestimmten Elements unter Berücksichtigung ihrer relativen Häufigkeit in der Natur, also der Atomwerte Massen sind oft gebrochen. Beispielsweise sind natürliche Chloratome eine Mischung aus zwei Isotopen – $35$ (in der Natur kommen sie zu 75%$ vor) und $37$ (in der Natur kommen sie zu 25%$ vor); Daher beträgt die relative Atommasse von Chlor 35,5 $. Chlorisotope werden wie folgt geschrieben:
$↖(35)↙(17)(Cl)$ und $↖(37)↙(17)(Cl)$
Die chemischen Eigenschaften von Chlorisotopen sind genau die gleichen, ebenso wie die Isotope der meisten chemischen Elemente, zum Beispiel Kalium, Argon:
$↖(39)↙(19)(K)$ und $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ und $↖(40)↙(18 )(Ar)$
Allerdings variieren die Eigenschaften von Wasserstoffisotopen aufgrund der dramatischen mehrfachen Zunahme ihrer relativen Atommasse stark; Sie erhielten sogar individuelle Namen und chemische Symbole: Protium - $↖(1)↙(1)(H)$; Deuterium - $↖(2)↙(1)(H)$, oder $↖(2)↙(1)(D)$; Tritium - $↖(3)↙(1)(H)$, oder $↖(3)↙(1)(T)$.
Jetzt können wir eine moderne, strengere und wissenschaftlichere Definition eines chemischen Elements geben.
Ein chemisches Element ist eine Ansammlung von Atomen mit derselben Kernladung.
Die Struktur der elektronischen Hüllen der Atome der Elemente der ersten vier Perioden
Betrachten wir die Darstellung elektronischer Konfigurationen von Atomen von Elementen gemäß den Perioden des D.I. Mendeleev-Systems.
Elemente der ersten Periode.
Diagramme der elektronischen Struktur von Atomen zeigen die Verteilung der Elektronen über elektronische Schichten (Energieniveaus).
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 Orbitale.
In einem Heliumatom ist die erste Elektronenschicht vollständig – sie enthält $2$ 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 ist die erste Elektronenschicht gefüllt, und Elektronen füllen die $s-$- und $p$-Orbitale der zweiten Elektronenschicht gemäß dem Prinzip der geringsten Energie (zuerst $s$ und dann $p$). ) und die Pauli- und Hund-Regeln.
Im Neonatom ist die zweite Elektronenschicht vollständig – sie enthält $8$-Elektronen.
Elemente der dritten Periode.
Für Atome von Elementen der dritten Periode werden die erste und zweite Elektronenschicht vervollständigt, sodass die dritte Elektronenschicht gefüllt wird, in der Elektronen die 3s-, 3p- und 3d-sub-Ebenen besetzen können.
Die Struktur der elektronischen Hüllen der Atome der Elemente der dritten Periode.
Das Magnesiumatom vervollständigt sein $3,5$-Elektronenorbital. $Na$ und $Mg$ sind $s$-Elemente.
In Aluminium und nachfolgenden Elementen ist die $3d$-Unterebene mit Elektronen gefüllt.
| $↙(18)(Ar)$ Argon |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
Ein Argonatom hat $8$-Elektronen in seiner äußeren Schicht (dritte Elektronenschicht). Wenn die äußere Schicht fertig ist, können sich in der dritten Elektronenschicht, wie Sie bereits wissen, insgesamt 18 Elektronen befinden, was bedeutet, dass die Elemente der dritten Periode unbefüllte $3d$-Orbitale haben.
Alle Elemente von $Al$ bis $Ar$ sind $ð$ -Elemente.
$s-$ und $p$ -Elemente bilden Hauptuntergruppen im Periodensystem.
Elemente der vierten Periode.
Kalium- und Kalziumatome haben eine vierte Elektronenschicht und die $4s$-Unterebene ist gefüllt, weil es hat eine geringere Energie als die $3d$-Unterebene. Um die grafischen elektronischen Formeln der Atome der Elemente der vierten Periode zu vereinfachen:
- Bezeichnen wir die herkömmliche grafische elektronische Formel von Argon wie folgt: $Ar$;
- Wir werden keine Unterebenen darstellen, die nicht mit diesen Atomen gefüllt sind.
$K, Ca$ - $s$ -Elemente, in den Hauptuntergruppen enthalten. Für Atome von $Sc$ bis $Zn$ ist die 3D-Unterebene mit Elektronen gefüllt. Dies sind $3d$-Elemente. Sie sind darin enthalten Nebenuntergruppen, Ihre äußere Elektronenschicht ist gefüllt, sie werden klassifiziert als Übergangselemente.
Achten Sie auf die Struktur der elektronischen Hüllen von Chrom- und Kupferatomen. In ihnen „fällt“ ein Elektron von der $4s-$- auf die $3d$-Unterebene, was durch die größere Energiestabilität der resultierenden elektronischen Konfigurationen $3d^5$ und $3d^(10)$ erklärt wird:
$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$ 
$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$ 
| Elementsymbol, Seriennummer, Name | Elektronisches Strukturdiagramm | Elektronische Formel | Grafische elektronische Formel |
| $↙(19)(K)$ Kalium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ Kalzium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ Scandium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ Titan |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ Vanadium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$ |  |
| $↙(24)(Cr)$ Chrom |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ oder $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$ |  |
| $↙(29)(Cu)$ Chrom |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ oder $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ Zink |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ oder $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Ga)$ Gallium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ oder $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(Kr)$ Krypton |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ oder $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
Im Zinkatom ist die dritte Elektronenschicht vollständig – alle $3s-, 3p$- und $3d$-Unterebenen sind darin gefüllt, mit insgesamt $18$-Elektronen.
In den auf Zink folgenden Elementen ist die vierte Elektronenschicht, die $4p$-Unterebene, weiterhin gefüllt. Elemente von $Ga$ bis $Кr$ - $ð$ -Elemente.
Die äußere (vierte) Schicht des Kryptonatoms ist vollständig und hat $8$-Elektronen. Aber insgesamt kann es in der vierten Elektronenschicht, wie Sie wissen, $32$-Elektronen geben; Das Kryptonatom hat immer noch unbefüllte $4d-$- und $4f$-Unterebenen.
Für Elemente der fünften Periode werden Unterebenen in der folgenden Reihenfolge ausgefüllt: $5s → 4d → 5p$. Und es gibt auch Ausnahmen, die mit dem „Versagen“ von Elektronen in $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) verbunden sind ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ erscheint in der sechsten und siebten Periode -Elemente, d.h. Elemente, für die die Unterebenen $4f-$ und $5f$ der dritten äußeren elektronischen Schicht gefüllt sind.
4f$ -Elemente angerufen Lanthanoide.
5f$ -Elemente angerufen Aktiniden.
Die Reihenfolge der Füllung elektronischer Unterebenen in Atomen von Elementen der sechsten Periode: $↙(55)Cs$ und $↙(56)Ba$ - $6s$ Elemente; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-Element; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-Elemente; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-Elemente; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-Elemente. Aber auch hier gibt es Elemente, bei denen die Reihenfolge der Füllung elektronischer Orbitale verletzt wird, was beispielsweise mit einer größeren Energiestabilität halber und vollständig gefüllter $f$-Unterniveaus verbunden ist, d. h. $nf^7$ und $nf^(14)$.
Je nachdem, welche Unterebene des Atoms zuletzt mit Elektronen gefüllt ist, werden alle Elemente, wie Sie bereits verstanden haben, in vier Elektronenfamilien oder Blöcke unterteilt:
- $s$ -Elemente; die $s$-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; Zu den $s$-Elementen gehören Wasserstoff, Helium und Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II;
- $p$ -Elemente; die $p$-Unterebene der äußeren Ebene des Atoms ist mit Elektronen gefüllt; $p$-Elemente umfassen Elemente der Hauptuntergruppen der Gruppen III–VIII;
- $d$ -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 interkalarer Jahrzehnte großer Perioden, die zwischen $s-$- und $p-$-Elementen liegen. Sie werden auch genannt Übergangselemente;
- $f$ -Elemente; Elektronen füllen die $f-$Unterebene der dritten äußeren Ebene des Atoms; Dazu gehören Lanthaniden und Aktiniden.
Elektronische Konfiguration eines Atoms. Grund- und angeregte Zustände von Atomen
Das fand der Schweizer Physiker W. Pauli im Jahr 1925 heraus Ein Atom kann nicht mehr als zwei Elektronen in einem Orbital haben, mit entgegengesetzten (antiparallelen) Rücken (aus dem Englischen übersetzt als Spindel), d. h. Es besitzt Eigenschaften, die man sich herkömmlicherweise als die Drehung eines Elektrons um seine imaginäre Achse im oder gegen den Uhrzeigersinn vorstellen kann. Dieses Prinzip heißt Pauli-Prinzip.
Befindet sich in einem Orbital ein Elektron, wird es aufgerufen ungepaart, wenn zwei, dann das gepaarte Elektronen, d.h. Elektronen mit entgegengesetztem Spin.
Die Abbildung zeigt ein Diagramm zur Aufteilung der Energieniveaus in Unterniveaus.
$s-$ Orbital, wie Sie bereits wissen, hat eine Kugelform. Das Elektron des Wasserstoffatoms $(n = 1)$ befindet sich in diesem Orbital und ist ungepaart. Aus diesem Grund ist es elektronische Formel, oder elektronische Konfiguration wird wie folgt geschrieben: $1s^1$. In elektronischen Formeln wird die Zahl des Energieniveaus durch die Zahl vor dem Buchstaben $(1...)$ angegeben, der lateinische Buchstabe bezeichnet das Unterniveau (Art des Orbitals) und die Zahl rechts darüber steht Der Buchstabe (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 $p$. Elektronen des $s$-Orbitals der zweiten Ebene ($2s$-Orbital) haben eine höhere Energie, weil sind vom Kern weiter entfernt als die Elektronen des $1s$-Orbitals $(n = 2)$. Im Allgemeinen gibt es für jeden Wert von $n$ ein $s-$Orbital, jedoch mit einem entsprechenden Vorrat an Elektronenenergie darauf und daher mit einem entsprechenden Durchmesser, der mit zunehmendem Wert von $n$ wächst. Das $ s-$Orbital hat, wie Sie bereits wissen, eine Kugelform. Das Elektron des Wasserstoffatoms $(n = 1)$ 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 Zahl des Energieniveaus durch die Zahl vor dem Buchstaben $(1...)$ angegeben, der lateinische Buchstabe bezeichnet das Unterniveau (Art des Orbitals) und die Zahl rechts darüber steht Der Buchstabe (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 $p$. Elektronen von $s-$-Orbitalen der zweiten Ebene ($2s$-Orbitale) haben eine höhere Energie, weil sind vom Kern weiter entfernt als die Elektronen des $1s$-Orbitals $(n = 2)$. Im Allgemeinen gibt es für jeden Wert von $n$ ein $s-$Orbital, jedoch mit einem entsprechenden Vorrat an Elektronenenergie und daher mit einem entsprechenden Durchmesser, der mit zunehmendem Wert von $n$ wächst. 
$p-$ Orbital hat die Form einer Hantel oder einer voluminösen 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), beginnend mit $n= 2$, 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 $x-, y-, z$-Achsen ausgerichtet sind.
Für Elemente der zweiten Periode $(n = 2)$ wird zunächst ein $s$-Orbital gefüllt, dann drei $p$-Orbitale; elektronische Formel $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Das Elektron $2s^1$ ist schwächer an den Atomkern gebunden, sodass das Lithiumatom es leicht abgeben kann (wie Sie sich sicher erinnern, nennt man diesen Vorgang Oxidation) und sich in ein Lithiumion $Li^+$ verwandelt .
Im Beryllium-Be-Atom befindet sich das vierte Elektron ebenfalls im $2s$-Orbital: $1s^(2)2s^(2)$. Die beiden äußeren Elektronen des Berylliumatoms werden leicht abgetrennt – $B^0$ wird zum Kation $Be^(2+)$ oxidiert.
Im Boratom besetzt das fünfte Elektron das $2p$-Orbital: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Als nächstes werden die $C-, N-, O-, F$-Atome mit $2p$-Orbitalen gefüllt, was mit dem Edelgas Neon endet: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.
Für Elemente der dritten Periode sind die Orbitale $3s-$ und $3p$ gefüllt. Fünf $d$-Orbitale der dritten Ebene bleiben frei:
$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,
$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,
$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
Manchmal wird in Diagrammen, die die Verteilung von Elektronen in Atomen darstellen, nur die Anzahl der Elektronen auf jedem Energieniveau angegeben, d. h. Schreiben Sie abgekürzte elektronische Formeln von Atomen chemischer Elemente im Gegensatz zu den oben angegebenen vollständigen elektronischen Formeln, zum Beispiel:
$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
Für Elemente großer Perioden (vierte und fünfte) besetzen die ersten beiden Elektronen $4s-$- bzw. $5s$-Orbitale: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Beginnend mit dem dritten Element jeder Hauptperiode wandern die nächsten zehn Elektronen zu den vorherigen $3d-$- bzw. $4d-$-Orbitalen (für Elemente von Seitenuntergruppen): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Wenn die vorherige $d$-Unterebene gefüllt ist, beginnt in der Regel die äußere ($4ð-$ bzw. $5ð-$) $ð-$-Unterebene zu füllen: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.
Bei Elementen großer Perioden – der sechsten und unvollständigen siebten – werden elektronische Ebenen und Unterebenen in der Regel wie folgt mit Elektronen gefüllt: Die ersten beiden Elektronen treten in die äußere $s-$Unterebene ein: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; das nächste Elektron (für $La$ und $Ca$) zur vorherigen $d$-Unterebene: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ und $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.
Dann wandern die nächsten $14$-Elektronen auf das dritte äußere Energieniveau, zu den $4f$- und $5f$-Orbitalen der Lanthanoiden bzw. Actiniden: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.
Dann beginnt sich das zweite äußere Energieniveau ($d$-Unterniveau) der Elemente der Nebenuntergruppen wieder aufzubauen: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. Und schließlich wird das $p$-Unterniveau erst dann wieder gefüllt, wenn das $d$-Unterniveau vollständig mit zehn Elektronen gefüllt ist: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
Sehr oft wird der Aufbau der elektronischen Hüllen von Atomen mithilfe von Energie- oder Quantenzellen – den sogenannten – dargestellt grafische elektronische Formeln. 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: Pauli-Prinzip, wonach es in einer Zelle (Orbital) nicht mehr als zwei Elektronen geben darf, jedoch mit antiparallelen Spins, und F. Hunds Regel, wonach Elektronen freie Zellen zunächst einzeln besetzen und den gleichen Spinwert haben und sich erst dann paaren, die Spins jedoch nach dem Pauli-Prinzip in entgegengesetzte Richtungen verlaufen.
