Structura învelișurilor electronice ale atomilor. Structura electronică a atomului Straturi electronice de elemente
Produsele chimice sunt din ce este făcută lumea din jurul nostru.
Proprietățile fiecărei substanțe chimice sunt împărțite în două tipuri: chimice, care îi caracterizează capacitatea de a forma alte substanțe, și fizice, care sunt observate în mod obiectiv și pot fi considerate izolat de transformările chimice. De exemplu, proprietățile fizice ale unei substanțe sunt starea ei de agregare (solidă, lichidă sau gazoasă), conductivitatea termică, capacitatea termică, solubilitatea în diverse medii (apă, alcool etc.), densitatea, culoarea, gustul etc.
Transformarea unor substanțe chimice în alte substanțe se numește fenomene chimice sau reacții chimice. Trebuie remarcat faptul că există și fenomene fizice care sunt însoțite în mod evident de o modificare a oricăror proprietăți fizice ale unei substanțe fără transformarea acesteia în alte substanțe. Fenomenele fizice, de exemplu, includ topirea gheții, înghețarea sau evaporarea apei etc.
Faptul că un fenomen chimic are loc în timpul unui proces poate fi concluzionat prin observarea semnelor caracteristice ale reacțiilor chimice, cum ar fi schimbările de culoare, formarea de precipitate, eliberarea de gaz, eliberarea de căldură și (sau) lumină.
De exemplu, o concluzie despre apariția reacțiilor chimice poate fi făcută observând:
Formarea sedimentului la fierberea apei, numită scară în viața de zi cu zi;
Eliberarea de căldură și lumină atunci când arde un foc;
Schimbarea culorii unei bucăți de măr proaspăt în aer;
Formarea de bule de gaz în timpul fermentației aluatului etc.
Cele mai mici particule ale unei substanțe care nu suferă practic nicio modificare în timpul reacțiilor chimice, ci doar se conectează între ele într-un mod nou, se numesc atomi.
Însăși ideea existenței unor astfel de unități de materie a apărut în Grecia antică în mintea filozofilor antici, ceea ce explică de fapt originea termenului „atom”, deoarece „atomos” tradus literal din greacă înseamnă „indivizibil”.
Cu toate acestea, spre deosebire de ideea filozofilor greci antici, atomii nu sunt minimul absolut al materiei, adică. ei înșiși au o structură complexă.
Fiecare atom este format din așa-numitele particule subatomice - protoni, neutroni și electroni, desemnate respectiv prin simbolurile p +, n o și e -. Superscriptul din notația utilizată indică faptul că protonul are o sarcină unitară pozitivă, electronul are o sarcină unitară negativă, iar neutronul nu are sarcină.
În ceea ce privește structura calitativă a unui atom, în fiecare atom toți protonii și neutronii sunt concentrați în așa-numitul nucleu, în jurul căruia electronii formează un înveliș de electroni.
Protonul și neutronul au aproape aceleași mase, adică m p ≈ m n, iar masa electronului este de aproape 2000 de ori mai mică decât masa fiecăruia dintre ei, adică. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.
Deoarece proprietatea fundamentală a unui atom este neutralitatea sa electrică, iar sarcina unui electron este egală cu sarcina unui proton, de aici putem concluziona că numărul de electroni din orice atom este egal cu numărul de protoni.
De exemplu, tabelul de mai jos arată compoziția posibilă a atomilor:
Tip de atomi cu aceeași sarcină nucleară, adică cu același număr de protoni în nucleele lor se numește element chimic. Astfel, din tabelul de mai sus putem concluziona că atom1 și atom2 aparțin unui element chimic, iar atom3 și atom4 aparțin altui element chimic.
Fiecare element chimic are propriul nume și simbol individual, care este citit într-un anumit mod. Deci, de exemplu, cel mai simplu element chimic, ai cărui atomi conțin un singur proton în nucleu, se numește „hidrogen” și este notat cu simbolul „H”, care se citește „cenusa”, și un element chimic cu o sarcină nucleară de +7 (adică care conține 7 protoni) - „azot”, are simbolul „N”, care se citește ca „en”.
După cum puteți vedea din tabelul de mai sus, atomii unui element chimic pot diferi în ceea ce privește numărul de neutroni din nucleele lor.
Atomii care aparțin aceluiași element chimic, dar au un număr diferit de neutroni și, ca urmare, masă, se numesc izotopi.
De exemplu, elementul chimic hidrogen are trei izotopi - 1 H, 2 H și 3 H. Indicii 1, 2 și 3 de deasupra simbolului H înseamnă numărul total de neutroni și protoni. Acestea. Știind că hidrogenul este un element chimic, care se caracterizează prin faptul că există un proton în nucleele atomilor săi, putem concluziona că în izotopul 1 H nu există neutroni deloc (1-1 = 0), în izotopul 2 H – 1 neutron (2-1=1) iar în izotopul 3 H – doi neutroni (3-1=2). Deoarece, după cum sa menționat deja, neutronul și protonul au aceleași mase, iar masa electronului este neglijabil de mică în comparație cu acestea, aceasta înseamnă că izotopul 2 H este aproape de două ori mai greu decât izotopul 1 H, iar izotopul 3 Izotopul H este chiar de trei ori mai greu. Datorită împrăștierii atât de mari în masele izotopilor de hidrogen, izotopilor 2 H și 3 H li sa atribuit chiar nume și simboluri individuale separate, ceea ce nu este tipic pentru niciun alt element chimic. Izotopul 2H a fost numit deuteriu și a primit simbolul D, iar izotopului 3H a primit numele de tritiu și simbolul T.
Dacă luăm masa protonului și neutronului ca una și neglijăm masa electronului, de fapt, indicele din stânga sus, în plus față de numărul total de protoni și neutroni din atom, poate fi considerat masa lui și prin urmare, acest indice se numește număr de masă și este desemnat prin simbolul A. Deoarece sarcina nucleului oricărui proton corespunde atomului, iar sarcina fiecărui proton este considerată convențional egală cu +1, numărul de protoni din nucleul se numește numărul de sarcină (Z). Notând numărul de neutroni dintr-un atom ca N, relația dintre numărul de masă, numărul de sarcină și numărul de neutroni poate fi exprimată matematic ca:
Conform conceptelor moderne, electronul are o natură duală (particulă-undă). Are proprietățile atât ale unei particule, cât și ale unei unde. La fel ca o particulă, un electron are masă și sarcină, dar, în același timp, fluxul de electroni, ca o undă, este caracterizat de capacitatea de difracție.
Pentru a descrie starea unui electron dintr-un atom se folosesc conceptele de mecanică cuantică, conform cărora electronul nu are o traiectorie specifică de mișcare și poate fi localizat în orice punct al spațiului, dar cu probabilități diferite.
Regiunea spațiului din jurul nucleului unde este cel mai probabil să se găsească un electron se numește orbital atomic.
Un orbital atomic poate avea diferite forme, dimensiuni și orientări. Un orbital atomic se mai numește și nor de electroni.
Grafic, un orbital atomic este de obicei notat ca o celulă pătrată:
Mecanica cuantică are un aparat matematic extrem de complex, prin urmare, în cadrul unui curs de chimie școlară, sunt luate în considerare doar consecințele teoriei mecanicii cuantice.
Conform acestor consecințe, orice orbital atomic și electronul aflat în el sunt complet caracterizate de 4 numere cuantice.
- Numărul cuantic principal, n, determină energia totală a unui electron într-un orbital dat. Gama de valori ale numărului cuantic principal este toate numerele naturale, adică. n = 1,2,3,4, 5 etc.
- Numărul cuantic orbital - l - caracterizează forma orbitalului atomic și poate lua orice valoare întreagă de la 0 la n-1, unde n, recall, este numărul cuantic principal.
Se numesc orbitalii cu l = 0 s-orbitali. Orbitalii s au formă sferică și nu au direcționalitate în spațiu:
Se numesc orbitalii cu l = 1 orbitalii p. Acești orbitali au forma unei figuri tridimensionale opt, adică. o formă obținută prin rotirea unei cifre opt în jurul unei axe de simetrie și seamănă în exterior cu o gantere:
Se numesc orbitalii cu l = 2 d-orbitali, iar cu l = 3 – orbitali f. Structura lor este mult mai complexă.
3) Numărul cuantic magnetic – m l – determină orientarea spațială a unui orbital atomic specific și exprimă proiecția momentului unghiular orbital pe direcția câmpului magnetic. Numărul cuantic magnetic m l corespunde orientării orbitalului în raport cu direcția vectorului intensității câmpului magnetic extern și poate lua orice valori întregi de la –l la +l, inclusiv 0, adică. numărul total de valori posibile este (2l+1). Deci, de exemplu, pentru l = 0 m l = 0 (o valoare), pentru l = 1 m l = -1, 0, +1 (trei valori), pentru l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (cinci valori ale numărului cuantic magnetic), etc.
Deci, de exemplu, orbitalii p, i.e. orbitalii cu un număr cuantic orbital l = 1, având forma unei „figuri tridimensionale de opt”, corespund celor trei valori ale numărului cuantic magnetic (-1, 0, +1), care, la rândul lor, corespund trei direcții perpendiculare între ele în spațiu.
4) Numărul cuantic de spin (sau pur și simplu spin) - m s - poate fi considerat condiționat responsabil pentru direcția de rotație a electronului în atom; poate lua valori. Electronii cu spinuri diferite sunt indicați prin săgeți verticale direcționate în direcții diferite: ↓ și .
Setul tuturor orbitalilor dintr-un atom care au același număr cuantic principal se numește nivel de energie sau înveliș de electroni. Orice nivel de energie arbitrar cu un număr n este format din n 2 orbitali.
Un set de orbitali cu aceleași valori ale numărului cuantic principal și ale numărului cuantic orbital reprezintă un subnivel energetic.
Fiecare nivel de energie, care corespunde numărului cuantic principal n, conține n subniveluri. La rândul său, fiecare subnivel de energie cu număr cuantic orbital l este format din (2l+1) orbitali. Astfel, subnivelul s este format dintr-un orbital s, subnivelul p este format din trei orbitali p, subnivelul d este format din cinci orbitali d, iar subnivelul f este format din șapte orbitali f. Deoarece, așa cum sa menționat deja, un orbital atomic este adesea notat cu o celulă pătrată, subnivelurile s-, p-, d- și f- pot fi reprezentate grafic după cum urmează:
Fiecare orbital corespunde unui set individual strict definit de trei numere cuantice n, l și m l.
Distribuția electronilor între orbitali se numește configurație electronică.
Umplerea orbitalilor atomici cu electroni are loc în conformitate cu trei condiții:
- Principiul energiei minime: Electronii umplu orbitalii pornind de la cel mai scăzut subnivel de energie. Secvența subnivelurilor în ordinea crescătoare a energiilor lor este următoarea: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Pentru a vă ușura amintirea acestei secvențe de completare a subnivelurilor electronice, următoarea ilustrație grafică este foarte convenabilă:
- principiul Pauli: Fiecare orbital nu poate conține mai mult de doi electroni.
Dacă există un electron într-un orbital, atunci se numește nepereche, iar dacă sunt doi, atunci se numesc pereche de electroni.
- regula lui Hund: starea cea mai stabilă a unui atom este cea în care, în cadrul unui subnivel, atomul are numărul maxim posibil de electroni nepereche. Această stare cea mai stabilă a atomului se numește stare fundamentală.
De fapt, cele de mai sus înseamnă că, de exemplu, plasarea electronilor 1, 2, 3 și 4 în trei orbitali ai subnivelului p va fi efectuată după cum urmează:
Umplerea orbitalilor atomici de la hidrogen, care are un număr de sarcină de 1, la kripton (Kr), cu un număr de încărcare de 36, se va realiza după cum urmează:
O astfel de reprezentare a ordinii de umplere a orbitalilor atomici se numește diagramă energetică. Pe baza diagramelor electronice ale elementelor individuale, este posibil să le scrieți așa-numitele formule electronice (configurații). Deci, de exemplu, un element cu 15 protoni și, drept consecință, 15 electroni, i.e. fosforul (P) va avea următoarea diagramă energetică:
Când este convertit într-o formulă electronică, atomul de fosfor va lua forma:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Numerele de dimensiune normală din stânga simbolului subnivelului arată numărul nivelului de energie, iar superscriptele din dreapta simbolului subnivelului arată numărul de electroni din subnivelul corespunzător.
Mai jos sunt formulele electronice ale primelor 36 de elemente ale tabelului periodic de D.I. Mendeleev.
| perioadă | Articol nr. | simbol | Nume | formula electronica |
| eu | 1 | H | hidrogen | 1s 1 |
| 2 | El | heliu | 1s 2 | |
| II | 3 | Li | litiu | 1s 2 2s 1 |
| 4 | Fi | beriliu | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | B | bor | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | carbon | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | azot | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | oxigen | 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 | sodiu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | magneziu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Al | aluminiu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | siliciu | 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 | sulf | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | clor | 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 | potasiu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | calciu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | scandiu | 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 | vanadiu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | crom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 aici observăm saltul unui electron cu s pe d subnivel | |
| 25 | Mn | mangan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | fier | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Co | cobalt | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | nichel | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | cupru | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 aici observăm saltul unui electron cu s pe d subnivel | |
| 30 | Zn | zinc | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | galiu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | GE | germaniu | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | La fel de | arsenic | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | seleniu | 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 | cripton | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
După cum sa menționat deja, în starea lor fundamentală, electronii din orbitalii atomici sunt localizați conform principiului energiei minime. Cu toate acestea, în prezența orbitalilor p goali în starea fundamentală a atomului, adesea, prin conferirea de energie în exces, atomul poate fi transferat în așa-numita stare excitată. De exemplu, un atom de bor în starea sa fundamentală are o configurație electronică și o diagramă energetică de următoarea formă:
Și într-o stare excitată (*), i.e. Atunci când o parte de energie este transmisă unui atom de bor, configurația sa electronică și diagrama energetică vor arăta astfel:
În funcție de ce subnivel al atomului este umplut ultimul, elementele chimice sunt împărțite în s, p, d sau f.
Aflarea elementelor s, p, d și f în tabelul D.I. Mendeleev:
- Elementele s au ultimul subnivel s care trebuie umplut. Aceste elemente includ elemente ale subgrupurilor principale (în stânga în celula tabelului) ale grupelor I și II.
- Pentru elementele p, subnivelul p este umplut. Elementele p includ ultimele șase elemente ale fiecărei perioade, cu excepția primei și a șaptelea, precum și elemente ale principalelor subgrupuri ale grupelor III-VIII.
- Elementele d sunt situate între elementele s și p în perioade mari.
- Elementele f se numesc lantanide și actinide. Acestea sunt enumerate în partea de jos a tabelului D.I. Mendeleev.
Configuratie electronica un atom este o reprezentare numerică a orbitalilor săi de electroni. Orbitii de electroni sunt regiuni de diferite forme situate în jurul nucleului atomic în care este probabil din punct de vedere matematic să se găsească un electron. Configurația electronică ajută rapid și ușor să spună cititorului câți orbitali de electroni are un atom, precum și să determine numărul de electroni din fiecare orbital. După ce ați citit acest articol, veți stăpâni metoda de întocmire a configurațiilor electronice.
Pași
Distribuția electronilor folosind sistemul periodic al lui D. I. Mendeleev
- De exemplu, un atom de sodiu cu sarcină -1 va avea un electron în plus în plus la numărul său atomic de bază 11. Cu alte cuvinte, atomul va avea un total de 12 electroni.
- Dacă vorbim despre un atom de sodiu cu o sarcină de +1, un electron trebuie scăzut din numărul atomic de bază 11. Astfel, atomul va avea 10 electroni.
-
Amintiți-vă lista de bază a orbitalilor. Pe măsură ce numărul de electroni dintr-un atom crește, aceștia umplu diferitele subniveluri ale învelișului de electroni a atomului în conformitate cu o anumită secvență. Fiecare subnivel al învelișului de electroni, atunci când este umplut, conține un număr par de electroni. Sunt disponibile următoarele subniveluri:
Înțelegeți notația configurației electronice. Configurațiile electronice sunt scrise pentru a arăta în mod clar numărul de electroni din fiecare orbital. Orbitalii sunt scrisi secvenţial, cu numărul de atomi din fiecare orbital scris ca superscript în dreapta numelui orbitalului. Configurația electronică finalizată ia forma unei secvențe de denumiri de subnivel și superscripte.
- Iată, de exemplu, cea mai simplă configurație electronică: 1s 2 2s 2 2p 6 . Această configurație arată că există doi electroni în subnivelul 1s, doi electroni în subnivelul 2s și șase electroni în subnivelul 2p. 2 + 2 + 6 = 10 electroni în total. Aceasta este configurația electronică a unui atom de neon neutru (numărul atomic al neonului este 10).
-
Amintiți-vă ordinea orbitalilor. Rețineți că orbitalii electronilor sunt numerotați în ordinea creșterii numărului învelișului de electroni, dar aranjați în ordinea crescătoare a energiei. De exemplu, un orbital 4s 2 umplut are o energie mai mică (sau o mobilitate mai mică) decât un orbital 3d 10 parțial umplut sau umplut, astfel încât orbitalul 4s este scris primul. Odată ce cunoașteți ordinea orbitalilor, îi puteți umple cu ușurință în funcție de numărul de electroni din atom. Ordinea de umplere a orbitalilor este următoarea: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
- Configurația electronică a unui atom în care toți orbitalii sunt umpluți va fi următoarea: 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 5d 107 6p 14 6d 10 7p 6
- Rețineți că intrarea de mai sus, când toți orbitalii sunt umpluți, este configurația electronică a elementului Uuo (ununoctium) 118, atomul cel mai mare numerotat din tabelul periodic. Prin urmare, această configurație electronică conține toate subnivelurile electronice cunoscute în prezent ale unui atom încărcat neutru.
-
Umpleți orbitalii în funcție de numărul de electroni din atomul dvs. De exemplu, dacă vrem să notăm configurația electronică a unui atom neutru de calciu, trebuie să începem prin a căuta numărul său atomic în tabelul periodic. Numărul său atomic este 20, așa că vom scrie configurația unui atom cu 20 de electroni în ordinea de mai sus.
- Umpleți orbitalii în ordinea de mai sus până ajungeți la al douăzecilea electron. Primul orbital 1s va avea doi electroni, orbitalul 2s va avea și doi, 2p va avea șase, cei 3 vor avea doi, 3p va avea 6 și cei 4 vor avea 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Cu alte cuvinte, configurația electronică a calciului are forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
- Rețineți că orbitalii sunt aranjați în ordinea creșterii energiei. De exemplu, când sunteți gata să treceți la al 4-lea nivel de energie, notați mai întâi orbitalul 4s și apoi 3d. După al patrulea nivel de energie, treci la al cincilea, unde se repetă aceeași ordine. Acest lucru se întâmplă numai după al treilea nivel de energie.
-
Utilizați tabelul periodic ca indiciu vizual. Probabil ați observat deja că forma tabelului periodic corespunde ordinii subnivelurilor de electroni în configurațiile electronice. De exemplu, atomii din a doua coloană din stânga se termină întotdeauna cu „s 2”, iar atomii de pe marginea dreaptă a părții subțiri din mijloc se termină întotdeauna cu „d 10”, etc. Utilizați tabelul periodic ca ghid vizual pentru scrierea configurațiilor - modul în care ordinea în care adăugați la orbitali corespunde poziției dvs. în tabel. Vezi mai jos:
- Mai exact, cele două coloane din stânga conțin atomi ale căror configurații electronice se termină în orbitali s, blocul din dreapta al tabelului conține atomi ale căror configurații se termină în orbitali p, iar jumătatea inferioară conține atomi care se termină în orbitali f.
- De exemplu, atunci când notați configurația electronică a clorului, gândiți-vă astfel: „Acest atom este situat în al treilea rând (sau „perioada”) al tabelului periodic. De asemenea, este situat în a cincea grupă a blocului orbital p. a tabelului periodic.De aceea, configurația sa electronică se va încheia cu... ..3p 5
- Rețineți că elementele din regiunea orbitală d și f a tabelului sunt caracterizate de niveluri de energie care nu corespund perioadei în care sunt situate. De exemplu, primul rând al unui bloc de elemente cu orbitali d corespunde orbitalilor 3d, deși este situat în a 4-a perioadă, iar primul rând de elemente cu orbitali f corespunde unui orbital 4f, deși se află în a 6-a. perioadă.
-
Aflați abrevieri pentru scrierea configurațiilor electronice lungi. Se numesc atomii de pe marginea dreaptă a tabelului periodic gaze nobile. Aceste elemente sunt foarte stabile din punct de vedere chimic. Pentru a scurta procesul de scriere a configurațiilor electronice lungi, pur și simplu scrieți simbolul chimic al celui mai apropiat gaz nobil cu mai puțini electroni decât atomul dvs. între paranteze drepte și apoi continuați să scrieți configurația electronică a nivelurilor orbitale ulterioare. Vezi mai jos:
- Pentru a înțelege acest concept, va fi util să scrieți un exemplu de configurare. Să scriem configurația zincului (numărul atomic 30) folosind abrevierea care include gazul nobil. Configurația completă a zincului arată astfel: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Totuși, vedem că 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 este configurația electronică a argonului, un gaz nobil. Pur și simplu înlocuiți o parte din configurația electronică pentru zinc cu simbolul chimic pentru argon între paranteze drepte (.)
- Deci, configurația electronică a zincului, scrisă în formă prescurtată, are forma: 4s 2 3d 10 .
- Vă rugăm să rețineți că, dacă scrieți configurația electronică a unui gaz nobil, să zicem argon, nu o puteți scrie! Trebuie să folosiți abrevierea pentru gazul nobil care precede acest element; pentru argon va fi neon ().
Folosind tabelul periodic AOMAH
-
Stăpânește tabelul periodic AOMAH. Această metodă de înregistrare a configurației electronice nu necesită memorare, ci necesită un tabel periodic modificat, deoarece în tabelul periodic tradițional, începând din a patra perioadă, numărul perioadei nu corespunde învelișului de electroni. Găsiți tabelul periodic ADOMAH - un tip special de tabel periodic dezvoltat de omul de știință Valery Zimmerman. Este ușor de găsit cu o scurtă căutare pe internet.
- În tabelul periodic AOMAH, rândurile orizontale reprezintă grupuri de elemente precum halogeni, gaze nobile, metale alcaline, metale alcalino-pământoase etc. Coloanele verticale corespund nivelurilor electronice, iar așa-numitele „cascade” (linii diagonale care leagă blocurile s, p, d și f) corespund perioadelor.
- Heliul este mutat spre hidrogen, deoarece ambele elemente sunt caracterizate de un orbital 1s. Blocurile de perioade (s,p,d și f) sunt afișate în partea dreaptă, iar numerele de nivel sunt date în partea de jos. Elementele sunt reprezentate în casete numerotate de la 1 la 120. Aceste numere sunt numere atomice obișnuite, care reprezintă numărul total de electroni dintr-un atom neutru.
-
Găsiți-vă atomul în tabelul AOMAH. Pentru a scrie configurația electronică a unui element, căutați simbolul acestuia pe tabelul periodic ADOMAH și tăiați toate elementele cu un număr atomic mai mare. De exemplu, dacă trebuie să scrieți configurația electronică a erbiului (68), tăiați toate elementele de la 69 la 120.
- Notați numerele de la 1 la 8 din partea de jos a tabelului. Acestea sunt numere de nivele electronice sau numere de coloane. Ignorați coloanele care conțin numai elemente tăiate. Pentru erbiu rămân coloanele numerotate 1,2,3,4,5 și 6.
-
Numără subnivelurile orbitale până la elementul tău. Privind simbolurile bloc afișate în dreapta tabelului (s, p, d și f) și numerele coloanelor afișate la bază, ignorați liniile diagonale dintre blocuri și împărțiți coloanele în blocuri de coloane, listându-le în ordine de jos în sus. Din nou, ignorați blocurile care au toate elementele tăiate. Scrieți blocurile de coloane începând de la numărul coloanei urmat de simbolul blocului, astfel: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (pentru erbium).
- Vă rugăm să rețineți: configurația electronică de mai sus a lui Er este scrisă în ordinea crescătoare a numărului subnivelului de electroni. Poate fi scris și în ordinea umplerii orbitalilor. Pentru a face acest lucru, urmați cascadele de jos în sus, mai degrabă decât coloanele, când scrieți blocuri de coloane: 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 .
-
Numărați electronii pentru fiecare subnivel de electroni. Numărați elementele din fiecare bloc de coloană care nu au fost tăiate, atașând câte un electron de la fiecare element și scrieți numărul lor lângă simbolul bloc pentru fiecare bloc de coloană astfel: 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 . În exemplul nostru, aceasta este configurația electronică a erbiului.
-
Fiți conștienți de configurațiile electronice incorecte. Există optsprezece excepții tipice care se referă la configurațiile electronice ale atomilor în starea cea mai scăzută de energie, numită și starea energiei fundamentale. Ei nu respectă regula generală doar pentru ultimele două sau trei poziții ocupate de electroni. În acest caz, configurația electronică reală presupune că electronii sunt într-o stare cu o energie mai mică în comparație cu configurația standard a atomului. Atomii de excepție includ:
- Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); lu(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) și Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
- Pentru a găsi numărul atomic al unui atom atunci când este scris în formă de configurație electronică, pur și simplu adunați toate numerele care urmează literelor (s, p, d și f). Acest lucru funcționează doar pentru atomi neutri, dacă aveți de-a face cu un ion, nu va funcționa - va trebui să adăugați sau să scădeți numărul de electroni în plus sau pierduți.
- Numărul care urmează după litere este un superscript, nu greșiți la test.
- Nu există stabilitate la subnivelul „pe jumătate plin”. Aceasta este o simplificare. Orice stabilitate care este atribuită subnivelurilor „pe jumătate umplute” se datorează faptului că fiecare orbital este ocupat de un electron, minimizând astfel repulsia dintre electroni.
- Fiecare atom tinde spre o stare stabilă, iar cele mai stabile configurații au subnivelurile s și p umplute (s2 și p6). Gazele nobile au această configurație, așa că reacționează rar și sunt situate în partea dreaptă a tabelului periodic. Prin urmare, dacă o configurație se termină în 3p 4, atunci are nevoie de doi electroni pentru a ajunge la o stare stabilă (pentru a pierde șase, inclusiv electronii de subnivelul s, necesită mai multă energie, deci pierderea a patru este mai ușoară). Și dacă configurația se termină în 4d 3, atunci pentru a obține o stare stabilă trebuie să piardă trei electroni. În plus, subnivelurile pe jumătate umplute (s1, p3, d5..) sunt mai stabile decât, de exemplu, p4 sau p2; totuși, s2 și p6 vor fi și mai stabile.
- Când aveți de-a face cu un ion, aceasta înseamnă că numărul de protoni nu este egal cu numărul de electroni. În acest caz, sarcina atomului va fi reprezentată în dreapta sus (de obicei) a simbolului chimic. Prin urmare, un atom de antimoniu cu sarcină +2 are configurația electronică 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Rețineți că 5p 3 s-a schimbat în 5p 1 . Aveți grijă când configurația atomului neutru se termină în subniveluri altele decât s și p. Când luați electroni, îi puteți lua doar din orbitalii de valență (orbitalii s și p). Prin urmare, dacă configurația se termină cu 4s 2 3d 7 și atomul primește o sarcină de +2, atunci configurația se va termina cu 4s 0 3d 7. Vă rugăm să rețineți că 3d 7 Nu modificări, electronii din orbitalul s se pierd în schimb.
- Există condiții când un electron este forțat să „trece la un nivel de energie mai înalt”. Când un subnivel este cu un electron mai scurt decât să fie jumătate sau plin, luați un electron de la cel mai apropiat subnivel s sau p și mutați-l la subnivelul care are nevoie de electron.
- Există două opțiuni pentru înregistrarea configurației electronice. Ele pot fi scrise în ordinea crescătoare a numerelor nivelului de energie sau în ordinea umplerii orbitalilor electronilor, așa cum sa arătat mai sus pentru erbiu.
- De asemenea, puteți scrie configurația electronică a unui element scriind doar configurația de valență, care reprezintă ultimul subnivel s și p. Astfel, configurația de valență a antimoniului va fi 5s 2 5p 3.
- Ionii nu sunt la fel. Cu ei e mult mai greu. Omite două niveluri și urmează același model, în funcție de unde ai început și de cât de mare este numărul de electroni.
Găsiți numărul atomic al atomului dvs. Fiecare atom are asociat un anumit număr de electroni. Găsiți simbolul atomului dvs. în tabelul periodic. Numărul atomic este un număr întreg pozitiv care începe de la 1 (pentru hidrogen) și crește cu unul pentru fiecare atom ulterior. Numărul atomic este numărul de protoni dintr-un atom și, prin urmare, este și numărul de electroni ai unui atom cu sarcină zero.
Determinați sarcina unui atom. Atomii neutri vor avea același număr de electroni ca în tabelul periodic. Cu toate acestea, atomii încărcați vor avea mai mulți sau mai puțini electroni, în funcție de mărimea sarcinii lor. Dacă lucrați cu un atom încărcat, adăugați sau scădeți electroni după cum urmează: adăugați un electron pentru fiecare sarcină negativă și scădeți unul pentru fiecare sarcină pozitivă.
Configurația electronică a unui atom este o formulă care arată aranjarea electronilor într-un atom pe niveluri și subniveluri. După ce ați studiat articolul, veți afla unde și cum sunt localizați electronii, vă veți familiariza cu numerele cuantice și veți putea construi configurația electronică a unui atom după numărul său; la sfârșitul articolului există un tabel de elemente.
De ce să studiem configurația electronică a elementelor?
Atomii sunt ca un set de construcție: există un anumit număr de părți, ele diferă unele de altele, dar două părți de același tip sunt absolut aceleași. Dar acest set de construcție este mult mai interesant decât cel din plastic și iată de ce. Configurația se schimbă în funcție de cine se află în apropiere. De exemplu, oxigenul lângă hidrogen Pot fi se transformă în apă, când este aproape de sodiu se transformă în gaz, iar când este aproape de fier îl transformă complet în rugină. Pentru a răspunde la întrebarea de ce se întâmplă acest lucru și pentru a prezice comportamentul unui atom lângă altul, este necesar să se studieze configurația electronică, care va fi discutată mai jos.
Câți electroni sunt într-un atom?
Un atom este format dintr-un nucleu și electroni care se rotesc în jurul lui; nucleul este format din protoni și neutroni. În stare neutră, fiecare atom are numărul de electroni egal cu numărul de protoni din nucleul său. Numărul de protoni este desemnat de numărul atomic al elementului, de exemplu, sulful are 16 protoni - al 16-lea element al tabelului periodic. Aurul are 79 de protoni - al 79-lea element al tabelului periodic. În consecință, sulful are 16 electroni în stare neutră, iar aurul are 79 de electroni.
Unde să cauți un electron?
Prin observarea comportamentului electronului, au fost derivate anumite modele; acestea sunt descrise prin numere cuantice, sunt patru în total:
- Numărul cuantic principal
- Numărul cuantic orbital
- Numărul cuantic magnetic
- Spin număr cuantic
Orbitală
În plus, în loc de cuvântul orbita, vom folosi termenul „orbital”; un orbital este funcția de undă a unui electron; aproximativ, este regiunea în care electronul își petrece 90% din timp.
N - nivel
L - coajă
M l - numărul orbital
M s - primul sau al doilea electron din orbital
Numărul cuantic orbital l
În urma studierii norului de electroni, ei au descoperit că, în funcție de nivelul de energie, norul ia patru forme principale: o minge, gantere și alte două, mai complexe. În ordinea creșterii energiei, aceste forme se numesc s-, p-, d- și f-shell. Fiecare dintre aceste cochilii poate avea 1 (pe s), 3 (pe p), 5 (pe d) și 7 (pe f) orbitali. Numărul cuantic orbital este învelișul în care sunt localizați orbitalii. Numărul cuantic orbital pentru orbitalii s,p,d și f ia valorile 0,1,2 sau, respectiv, 3.
Există un orbital pe învelișul s (L=0) - doi electroni
Există trei orbiti pe învelișul p (L=1) - șase electroni
Există cinci orbiti pe învelișul d (L=2) - zece electroni
Pe învelișul f sunt șapte orbiti (L=3) - paisprezece electroni
Numărul cuantic magnetic m l
Există trei orbitali pe carcasa p, ei sunt desemnați prin numere de la -L la +L, adică pentru carcasa p (L=1) există orbitali „-1”, „0” și „1” . Numărul cuantic magnetic este notat cu litera m l.
În interiorul carcasei, este mai ușor ca electronii să fie localizați în orbitali diferiți, astfel că primii electroni umplu câte unul în fiecare orbital, iar apoi se adaugă câte o pereche de electroni fiecăruia.
Luați în considerare d-shell:
Învelișul d corespunde valorii L=2, adică cinci orbitali (-2,-1,0,1 și 2), primii cinci electroni umplu învelișul luând valorile M l =-2, M l =-1, Ml =0, Ml =1,Ml =2.
Spin număr cuantic m s
Spinul este direcția de rotație a unui electron în jurul axei sale, există două direcții, deci numărul cuantic de spin are două valori: +1/2 și -1/2. Un subnivel de energie poate conține doar doi electroni cu spini opuși. Numărul cuantic de spin se notează m s
Numărul cuantic principal n
Numărul cuantic principal este nivelul de energie; în prezent sunt cunoscute șapte niveluri de energie, fiecare indicat printr-o cifră arabă: 1,2,3,...7. Numărul de shell la fiecare nivel este egal cu numărul nivelului: există o shell la primul nivel, două la al doilea etc.
Numărul de electroni
Deci, orice electron poate fi descris prin patru numere cuantice, combinația acestor numere este unică pentru fiecare poziție a electronului, luați primul electron, cel mai scăzut nivel de energie este N = 1, la primul nivel există o înveliș, prima coajă la orice nivel are forma unei mingi (s -shell), adică. L=0, numărul cuantic magnetic poate lua o singură valoare, M l =0 iar spinul va fi egal cu +1/2. Dacă luăm al cincilea electron (în orice atom ar fi acesta), atunci principalele numere cuantice pentru acesta vor fi: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Deoarece în timpul reacțiilor chimice nucleele atomilor care reacţionează rămân neschimbate (cu excepția transformărilor radioactive), proprietățile chimice ale atomilor depind de structura învelișului lor electronic. Teorie structura electronică a atomului construit pe baza aparatului mecanicii cuantice. Astfel, structura nivelurilor de energie atomică poate fi obținută pe baza calculelor mecanice cuantice ale probabilităților de găsire a electronilor în spațiul din jurul nucleului atomic ( orez. 4.5).
Orez. 4.5. Schema de împărțire a nivelurilor de energie în subniveluri
Fundamentele teoriei structurii electronice a unui atom se reduc la următoarele prevederi: starea fiecărui electron dintr-un atom este caracterizată de patru numere cuantice: numărul cuantic principal n = 1, 2, 3,; orbital (azimutal) l=0,1,2, n–1; magnetic m l = –l, –1,0,1, l; a învârti m s = -1/2, 1/2 .
Conform principiul Pauli, în același atom nu pot exista doi electroni având același set de patru numere cuantice n, l, m l , m s; colecții de electroni cu aceleași numere cuantice principale n formează straturi de electroni sau niveluri de energie ale atomului, numerotate din nucleu și notate ca K, L, M, N, O, P, Q, și în stratul energetic cu o valoare dată n nu poate fi mai mult de 2n 2 electroni. Colecții de electroni cu aceleași numere cuantice nȘi l, form subniveluri, desemnate pe măsură ce se îndepărtează de nucleu ca s, p, d, f.
Determinarea probabilistică a poziției electronului în spațiu în jurul nucleului atomic corespunde principiului de incertitudine Heisenberg. Conform conceptelor mecanicii cuantice, un electron dintr-un atom nu are o traiectorie specifică de mișcare și poate fi localizat în orice parte a spațiului din jurul nucleului, iar diferitele sale poziții sunt considerate ca un nor de electroni cu o anumită densitate de sarcină negativă. Spațiul din jurul nucleului în care este cel mai probabil să se găsească un electron se numește orbital. Conține aproximativ 90% din norul de electroni. Fiecare subnivel 1s, 2s, 2p etc. corespunde unui anumit număr de orbitali de o anumită formă. De exemplu, 1s- Și 2s- orbitalii sunt sferici si 2p-orbitali ( 2p X , 2p y , 2p z-orbitale) sunt orientate în direcții reciproc perpendiculare și au forma unei gantere ( orez. 4.6).
Orez. 4.6. Forma și orientarea orbitalilor electronilor.
În timpul reacțiilor chimice, nucleul atomic nu suferă modificări; doar învelișurile electronice ale atomilor se modifică, a căror structură explică multe dintre proprietățile elementelor chimice. Pe baza teoriei structurii electronice a atomului, a fost stabilit sensul fizic profund al legii periodice a elementelor chimice a lui Mendeleev și a fost creată teoria legăturii chimice.
Justificarea teoretică a sistemului periodic de elemente chimice include date despre structura atomului, confirmând existența unei legături între periodicitatea modificărilor proprietăților elementelor chimice și repetarea periodică a unor tipuri similare de configurații electronice ale atomilor lor.
În lumina doctrinei structurii atomului, împărțirea lui Mendeleev a tuturor elementelor în șapte perioade devine justificată: numărul perioadei corespunde numărului de niveluri de energie ale atomilor umpluți cu electroni. În perioade mici, cu creșterea sarcinii pozitive a nucleelor atomice, numărul de electroni la nivel extern crește (de la 1 la 2 în prima perioadă și de la 1 la 8 în a doua și a treia perioadă), ceea ce explică modificarea proprietăților elementelor: la începutul perioadei (cu excepția primei) există metal alcalin, apoi se observă o slăbire treptată a proprietăților metalice și întărirea proprietăților nemetalice. Acest model poate fi urmărit pentru elementele din a doua perioadă în tabelul 4.2.
Tabelul 4.2.
În perioade mari, pe măsură ce sarcina nucleelor crește, umplerea nivelurilor cu electroni este mai dificilă, ceea ce explică modificarea mai complexă a proprietăților elementelor în comparație cu elementele de perioade mici.
Natura identică a proprietăților elementelor chimice în subgrupe este explicată prin structura similară a nivelului de energie externă, așa cum se arată în masa 4.3, ilustrând succesiunea nivelurilor de energie de umplere cu electroni pentru subgrupuri de metale alcaline.
Tabelul 4.3.
Numărul grupului indică de obicei numărul de electroni dintr-un atom care pot participa la formarea legăturilor chimice. Acesta este sensul fizic al numărului de grup. În patru locuri ale tabelului periodic, elementele nu sunt aranjate în ordinea creșterii masei atomice: ArȘi K,CoȘi Ni,TeȘi eu,ThȘi Pa. Aceste abateri au fost considerate neajunsuri ale tabelului periodic al elementelor chimice. Doctrina structurii atomului explica aceste abateri. Determinarea experimentală a sarcinilor nucleare a arătat că dispunerea acestor elemente corespunde unei creșteri a sarcinilor nucleelor lor. În plus, determinarea experimentală a sarcinilor nucleelor atomice a făcut posibilă determinarea numărului de elemente dintre hidrogen și uraniu, precum și a numărului de lantanide. Acum toate locurile din tabelul periodic sunt completate în intervalul de la Z=1 inainte de Z=114, cu toate acestea, sistemul periodic nu este complet, descoperirea de noi elemente transuraniu este posibilă.
Structura învelișurilor electronice ale atomilor elementelor primelor patru perioade: $s-$, $p-$ și $d-$elemente. Configurația electronică a unui atom. Stările fundamentale și excitate ale atomilor
Conceptul de atom a apărut în lumea antică pentru a desemna particule de materie. Tradus din greacă, atom înseamnă „indivizibil”.
Electronii
Fizicianul irlandez Stoney, pe baza unor experimente, a ajuns la concluzia că electricitatea este transportată de cele mai mici particule existente în atomii tuturor elementelor chimice. În 1891 $, domnul Stoney a propus să numească aceste particule electroni, care înseamnă „chihlimbar” în greacă.
La câțiva ani după ce electronul și-a primit numele, fizicianul englez Joseph Thomson și fizicianul francez Jean Perrin au demonstrat că electronii poartă o sarcină negativă. Aceasta este cea mai mică sarcină negativă, care în chimie este luată ca unitate $(–1)$. Thomson a reușit chiar să determine viteza electronului (este egală cu viteza luminii - 300.000 $ km/s) și masa electronului (este de $1836$ ori mai mică decât masa unui atom de hidrogen).
Thomson și Perrin au conectat polii unei surse de curent cu două plăci metalice - un catod și un anod, lipite într-un tub de sticlă din care a fost evacuat aerul. Când s-a aplicat o tensiune de aproximativ 10 mii de volți plăcilor electrodului, o descărcare luminoasă a fulgerat în tub, iar particulele au zburat de la catod (polul negativ) la anod (polul pozitiv), pe care oamenii de știință l-au numit prima dată. raze catodice, și apoi a aflat că era un flux de electroni. Electronii care lovesc substanțele speciale, cum ar fi cele de pe ecranul televizorului, provoacă o strălucire.
S-a tras concluzia: electronii scapă din atomii materialului din care este făcut catodul.
Electronii liberi sau fluxul lor pot fi obținuți în alte moduri, de exemplu, prin încălzirea unui fir metalic sau prin luminarea metalelor formate din elemente din subgrupul principal al grupului I al tabelului periodic (de exemplu, cesiu).
Starea electronilor într-un atom
Starea unui electron într-un atom este înțeleasă ca totalitatea informațiilor despre energie anumit electron în spaţiu, în care se află. Știm deja că un electron dintr-un atom nu are o traiectorie de mișcare, adică. putem vorbi doar despre probabilități amplasarea acestuia în spațiul din jurul nucleului. Poate fi situat în orice parte a acestui spațiu care înconjoară nucleul, iar setul de poziții diferite este considerat ca un nor de electroni cu o anumită densitate de sarcină negativă. Figurat, acest lucru poate fi imaginat astfel: dacă ar fi posibil să se fotografieze poziția unui electron într-un atom după sutimi sau milioane de secundă, ca într-un finisaj foto, atunci electronul din astfel de fotografii ar fi reprezentat ca un punct. Dacă ar fi suprapuse nenumărate astfel de fotografii, imaginea ar fi cea a unui nor de electroni cu cea mai mare densitate acolo unde există cele mai multe dintre aceste puncte.
Figura arată o „tăiere” a unei astfel de densități de electroni într-un atom de hidrogen care trece prin nucleu, iar linia întreruptă limitează sfera în care probabilitatea de a detecta un electron este de $90%$. Conturul cel mai apropiat de nucleu acoperă o regiune a spațiului în care probabilitatea de a detecta un electron este $10%$, probabilitatea de a detecta un electron în interiorul celui de-al doilea contur din nucleu este $20%$, în interiorul celui de-al treilea este $≈30% $, etc. Există o oarecare incertitudine în starea electronului. Pentru a caracteriza această stare specială, fizicianul german W. Heisenberg a introdus conceptul de principiul incertitudinii, adică a arătat că este imposibil să se determine simultan și cu precizie energia și locația unui electron. Cu cât energia unui electron este determinată mai precis, cu atât poziția sa este mai incertă și invers, după ce s-a determinat poziția, este imposibil să se determine energia electronului. Intervalul de probabilitate pentru detectarea unui electron nu are limite clare. Cu toate acestea, este posibil să selectați un spațiu în care probabilitatea de a găsi un electron este maximă.
Spațiul din jurul nucleului atomic în care este cel mai probabil să se găsească un electron se numește orbital.
Conține aproximativ 90%$ din norul de electroni, ceea ce înseamnă că aproximativ 90%$ din timpul în care electronul se află în această parte a spațiului. Pe baza formei lor, există patru tipuri cunoscute de orbitali, care sunt desemnați prin literele latine $s, p, d$ și $f$. O reprezentare grafică a unor forme de orbitali de electroni este prezentată în figură.
Cea mai importantă caracteristică a mișcării unui electron într-un anumit orbital este energia legării acestuia cu nucleul. Electronii cu valori energetice similare formează un singur stratul de electroni, sau nivel de energie. Nivelurile de energie sunt numerotate începând de la nucleu: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ și $7$.
Numărul întreg $n$ care denotă numărul nivelului de energie se numește număr cuantic principal.
Caracterizează energia electronilor care ocupă un anumit nivel de energie. Electronii din primul nivel energetic, cel mai aproape de nucleu, au cea mai mică energie. În comparație cu electronii de primul nivel, electronii de nivelurile ulterioare sunt caracterizați de o cantitate mare de energie. În consecință, electronii de la nivelul exterior sunt legați cel mai puțin strâns de nucleul atomic.
Numărul de niveluri de energie (straturi electronice) dintr-un atom este egal cu numărul perioadei din sistemul D.I. Mendeleev căruia îi aparține elementul chimic: atomii elementelor primei perioade au un singur nivel de energie; a doua perioadă - două; a șaptea perioadă - șapte.
Cel mai mare număr de electroni la un nivel de energie este determinat de formula:
unde $N$ este numărul maxim de electroni; $n$ este numărul de nivel sau numărul cuantic principal. În consecință: la primul nivel energetic cel mai apropiat de nucleu nu pot exista mai mult de doi electroni; pe al doilea - nu mai mult de $8$; pe a treia - nu mai mult de $18$; pe a patra - nu mai mult de $32$. Și cum sunt, la rândul lor, aranjate nivelurile de energie (straturile electronice)?
Începând de la al doilea nivel energetic $(n = 2)$, fiecare dintre niveluri este împărțit în subniveluri (substraturi), ușor diferite unele de altele în energia de legare cu nucleul.
Numărul de subniveluri este egal cu valoarea numărului cuantic principal: primul nivel de energie are un subnivel; al doilea - doi; a treia - trei; al patrulea - patru. Subnivelurile, la rândul lor, sunt formate din orbitali.
Fiecare valoare de $n$ corespunde unui număr de orbitali egal cu $n^2$. Conform datelor prezentate în tabel, se poate urmări legătura dintre numărul cuantic principal $n$ și numărul de subniveluri, tipul și numărul de orbitali și numărul maxim de electroni la subnivel și nivel.
Numărul cuantic principal, tipurile și numărul de orbitali, numărul maxim de electroni în subnivele și niveluri.
| Nivel de energie $(n)$ | Numărul de subniveluri egal cu $n$ | Tip orbital | Numărul de orbitali | Numărul maxim de electroni | ||
| în subnivel | în nivel egal cu $n^2$ | în subnivel | la un nivel egal cu $n^2$ | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | 2 s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| 2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | 3 s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| 3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | 4 s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| 4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ | ||||
Subnivelurile sunt de obicei notate cu litere latine, precum și forma orbitalilor din care sunt formate: $s, p, d, f$. Asa de:
- $s$-subnivel - primul subnivel al fiecărui nivel energetic cel mai apropiat de nucleul atomic, este format dintr-un $s$-orbital;
- $p$-subnivel - al doilea subnivel al fiecăruia, cu excepția primului, nivelul energetic, este format din trei $p$-orbitali;
- $d$-subnivel - al treilea subnivel al fiecăruia, începând cu al treilea, nivelul energetic, este format din cinci $d$-orbitali;
- Subnivelul $f$ al fiecăruia, începând de la al patrulea nivel de energie, este format din șapte $f$-orbitali.
Nucleul atomic
Dar nu numai electronii fac parte din atomi. Fizicianul Henri Becquerel a descoperit că un mineral natural care conține o sare de uraniu emite și radiații necunoscute, expunând filme fotografice ferite de lumină. Acest fenomen a fost numit radioactivitate.
Există trei tipuri de raze radioactive:
- $α$-razele, care constau din $α$-particule având o sarcină de $2$ ori mai mare decât sarcina unui electron, dar cu semn pozitiv, și o masă de $4$ ori mai mare decât masa unui atom de hidrogen;
- $β$-razele reprezintă un flux de electroni;
- Razele $γ$ sunt unde electromagnetice cu masă neglijabilă care nu poartă o sarcină electrică.
În consecință, atomul are o structură complexă - constă dintr-un nucleu încărcat pozitiv și electroni.
Cum este structurat un atom?
În 1910, la Cambridge, lângă Londra, Ernest Rutherford și studenții și colegii săi au studiat împrăștierea particulelor $α$ care treceau prin folie subțire de aur și cădeau pe un ecran. Particulele alfa au deviat de obicei de la direcția inițială cu doar un grad, confirmând aparent uniformitatea și uniformitatea proprietăților atomilor de aur. Și brusc, cercetătorii au observat că unele particule $α$ și-au schimbat brusc direcția traseului, ca și cum ar întâlni un fel de obstacol.
Prin plasarea unui ecran în fața foliei, Rutherford a reușit să detecteze chiar și acele cazuri rare în care particulele $α$, reflectate de atomii de aur, zburau în direcția opusă.
Calculele au arătat că fenomenele observate ar putea apărea dacă întreaga masă a atomului și toată sarcina lui pozitivă ar fi concentrate într-un nucleu central minuscul. După cum sa dovedit, raza nucleului este de 100.000 de ori mai mică decât raza întregului atom, regiunea în care se află electronii cu sarcină negativă. Dacă aplicăm o comparație figurativă, atunci întregul volum al unui atom poate fi asemănat cu stadionul din Luzhniki, iar nucleul poate fi asemănat cu o minge de fotbal situată în centrul terenului.
Un atom al oricărui element chimic este comparabil cu un sistem solar minuscul. Prin urmare, acest model al atomului, propus de Rutherford, se numește planetar.
Protoni și Neutroni
Se pare că micul nucleu atomic, în care este concentrată întreaga masă a atomului, este format din două tipuri de particule - protoni și neutroni.
Protoni au o sarcină egală cu sarcina electronilor, dar opus în semnul $(+1)$, și o masă egală cu masa atomului de hidrogen (se ia ca unitate în chimie). Protonii sunt desemnați prin semnul $↙(1)↖(1)p$ (sau $p+$). Neutroni nu poartă o sarcină, sunt neutre și au masa egală cu masa unui proton, adică. $1$. Neutronii sunt desemnați prin semnul $↙(0)↖(1)n$ (sau $n^0$).
Protonii și neutronii împreună se numesc nucleonii(din lat. nucleu- miez).
Se numește suma numărului de protoni și neutroni dintr-un atom numar de masa. De exemplu, numărul de masă al unui atom de aluminiu este:
Deoarece masa electronului, care este neglijabil de mică, poate fi neglijată, este evident că întreaga masă a atomului este concentrată în nucleu. Electronii sunt desemnați după cum urmează: $e↖(-)$.
Deoarece atomul este neutru din punct de vedere electric, este, de asemenea, evident că că numărul de protoni și electroni dintr-un atom este același. Este egal cu numărul atomic al elementului chimic, atribuit acestuia în Tabelul Periodic. De exemplu, nucleul unui atom de fier conține $26$ protoni, iar $26$ electroni se învârt în jurul nucleului. Cum se determină numărul de neutroni?
După cum se știe, masa unui atom este formată din masa de protoni și neutroni. Cunoscând numărul de serie al elementului $(Z)$, i.e. numărul de protoni și numărul de masă $(A)$, egal cu suma numerelor de protoni și neutroni, numărul de neutroni $(N)$ poate fi găsit folosind formula:
De exemplu, numărul de neutroni dintr-un atom de fier este:
$56 – 26 = 30$.
Tabelul prezintă principalele caracteristici ale particulelor elementare.
Caracteristicile de bază ale particulelor elementare.
Izotopi
Varietățile de atomi ai aceluiași element care au aceeași sarcină nucleară, dar numere de masă diferite sunt numite izotopi.
Cuvânt izotop constă din două cuvinte grecești: isos- identice şi topos- loc, înseamnă „ocupând un loc” (celulă) în Tabelul Periodic al Elementelor.
Elementele chimice găsite în natură sunt un amestec de izotopi. Astfel, carbonul are trei izotopi cu mase $12, 13, 14$; oxigen - trei izotopi cu mase $16, 17, 18 etc.
De obicei, masa atomică relativă a unui element chimic dată în Tabelul periodic este valoarea medie a maselor atomice ale unui amestec natural de izotopi ai unui element dat, ținând cont de abundența lor relativă în natură, deci de valorile atomice. masele sunt destul de des fracționate. De exemplu, atomii naturali de clor sunt un amestec de doi izotopi - $35$ (există $75%$ în natură) și $37$ (sunt $25%$ în natură); prin urmare, masa atomică relativă a clorului este de $35,5$. Izotopii clorului se scriu după cum urmează:
$↖(35)↙(17)(Cl)$ și $↖(37)↙(17)(Cl)$
Proprietățile chimice ale izotopilor de clor sunt exact aceleași, ca și izotopii majorității elementelor chimice, de exemplu potasiu, argon:
$↖(39)↙(19)(K)$ și $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ și $↖(40)↙(18 )(Ar)$
Cu toate acestea, izotopii de hidrogen variază foarte mult în proprietăți datorită creșterii multiple dramatice a masei lor atomice relative; li s-au dat chiar nume individuale și simboluri chimice: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuteriu - $↖(2)↙(1)(H)$, sau $↖(2)↙(1)(D)$; tritiu - $↖(3)↙(1)(H)$ sau $↖(3)↙(1)(T)$.
Acum putem da o definiție modernă, mai riguroasă și științifică a unui element chimic.
Un element chimic este o colecție de atomi cu aceeași sarcină nucleară.
Structura învelișurilor electronice ale atomilor elementelor primelor patru perioade
Să luăm în considerare afișarea configurațiilor electronice ale atomilor elementelor în funcție de perioadele sistemului D.I. Mendeleev.
Elemente ale primei perioade.
Diagramele structurii electronice a atomilor arată distribuția electronilor de-a lungul straturilor electronice (nivelurile de energie).
Formulele electronice ale atomilor arată distribuția electronilor între nivelurile și subnivelurile de energie.
Formulele electronice grafice ale atomilor arată distribuția electronilor nu numai între niveluri și subniveluri, ci și între orbiti.
Într-un atom de heliu, primul strat de electroni este complet - conține $2$ electroni.
Hidrogenul și heliul sunt elemente $s$; orbitalul $s$ al acestor atomi este umplut cu electroni.
Elemente ale perioadei a doua.
Pentru toate elementele din a doua perioadă, primul strat de electroni este umplut, iar electronii umplu orbitalii $s-$ și $p$ ai celui de-al doilea strat de electroni în conformitate cu principiul energiei minime (întâi $s$ și apoi $p$ ) și regulile Pauli și Hund.
În atomul de neon, al doilea strat de electroni este complet - conține $8$ electroni.
Elemente ale perioadei a treia.
Pentru atomii elementelor din a treia perioadă, primul și al doilea strat de electroni sunt completați, astfel încât al treilea strat de electroni este umplut, în care electronii pot ocupa nivelurile 3s-, 3p- și 3d-sub.
Structura învelișurilor electronice ale atomilor elementelor din perioada a treia.
Atomul de magneziu își completează orbitalul de electroni de $3,5$. $Na$ și $Mg$ sunt elemente $s$.
În aluminiu și elementele ulterioare, subnivelul $3d$ este umplut cu electroni.
| $↙(18)(Ar)$ Argon |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
Un atom de argon are $8$ electroni în stratul său exterior (al treilea strat de electroni). Pe măsură ce stratul exterior este finalizat, dar în total în cel de-al treilea strat de electroni, după cum știți deja, pot exista 18 electroni, ceea ce înseamnă că elementele din a treia perioadă au orbitali $3d$ neumpluți.
Toate elementele de la $Al$ la $Ar$ sunt $р$ -elemente.
$s-$ și $p$ -elemente formă principalele subgrupuriîn Tabelul Periodic.
Elemente ale perioadei a patra.
Atomii de potasiu și calciu au un al patrulea strat de electroni și subnivelul $4s$ este umplut, deoarece are o energie mai mică decât subnivelul $3d$. Pentru a simplifica formulele electronice grafice ale atomilor elementelor din perioada a patra:
- Să notăm formula electronică grafică convențională a argonului astfel: $Ar$;
- Nu vom descrie subniveluri care nu sunt umplute cu acești atomi.
$K, Ca$ - $s$ -elemente, incluse în principalele subgrupe. Pentru atomii de la $Sc$ la $Zn$, subnivelul 3d este umplut cu electroni. Acestea sunt elemente de $3d$. Sunt incluși în subgrupuri laterale, stratul lor exterior de electroni este umplut, ei sunt clasificați ca elemente tranzitorii.
Acordați atenție structurii carcaselor electronice ale atomilor de crom și cupru. În ele, un electron „eșuează” de la subnivelul $4s-$ la $3d$, ceea ce se explică prin stabilitatea energetică mai mare a configurațiilor electronice rezultate $3d^5$ și $3d^(10)$:
$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$ 
$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$ 
| Simbol element, număr de serie, nume | Schema structurii electronice | Formula electronica | Formula electronică grafică |
| $↙(19)(K)$ Potasiu |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ Calciu |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ Scandiu |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ sau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ Titan |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ sau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ Vanadiu |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ sau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$ |  |
| $↙(24)(Cr)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ sau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$ |  |
| $↙(29)(Cu)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ sau $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ Zinc |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ sau $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Ga)$ Galiu |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ sau $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(Kr)$ Krypton |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ sau $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
În atomul de zinc, al treilea strat de electroni este complet - toate subnivelurile $3s, 3p$ și $3d$ sunt umplute în el, cu un total de $18$ electroni.
În elementele care urmează zincului, al patrulea strat de electroni, subnivelul $4p$, continuă să fie umplut. Elemente de la $Ga$ la $Кr$ - $р$ -elemente.
Stratul exterior (al patrulea) al atomului de cripton este complet și are $8$ electroni. Dar, în total, în al patrulea strat de electroni, după cum știți, pot exista electroni de $32$; atomul de cripton are încă neumplute subnivelurile $4d-$ și $4f$.
Pentru elementele din perioada a cincea, subnivelurile sunt completate în următoarea ordine: $5s → 4d → 5p$. Și există și excepții asociate cu „eșecul” electronilor în $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ apare în perioadele a șasea și a șaptea -elemente, adică elemente pentru care sunt umplute subnivelurile $4f-$ și, respectiv, $5f$ ale celui de-al treilea strat electronic exterior.
$4f$ -elemente numit lantanide.
$5f$ -elemente numit actinide.
Ordinea de umplere a subnivelurilor electronice în atomi de elemente din perioada a șasea: $↙(55)Cs$ și $↙(56)Ba$ - $6s$ 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. Dar și aici există elemente în care ordinea de umplere a orbitalilor electronici este încălcată, ceea ce, de exemplu, este asociat cu o mai mare stabilitate energetică a subnivelurilor $f$ complet umplute la jumătate, adică. $nf^7$ și $nf^(14)$.
În funcție de subnivelul atomului umplut cu electroni, toate elementele, așa cum ați înțeles deja, sunt împărțite în patru familii de electroni sau blocuri:
- $s$ -elemente; subnivelul $s$ al nivelului exterior al atomului este umplut cu electroni; $s$-elementele includ hidrogenul, heliul si elementele principalelor subgrupe ale grupelor I si II;
- $p$ -elemente; subnivelul $p$ al nivelului exterior al atomului este umplut cu electroni; $p$-elementele includ elemente ale principalelor subgrupe ale grupelor III–VIII;
- $d$ -elemente; subnivelul $d$ al nivelului pre-extern al atomului este umplut cu electroni; $d$-elementele includ elemente ale subgrupurilor secundare ale grupelor I–VIII, i.e. elemente de decenii intercalare de perioade mari situate între $s-$ şi $p-$elemente. Se mai numesc si ei elemente de tranziție;
- $f$ -elemente; electronii umplu $f-$subnivelul celui de-al treilea nivel exterior al atomului; acestea includ lantanide și actinide.
Configurația electronică a unui atom. Stările fundamentale și excitate ale atomilor
Fizicianul elvețian W. Pauli în 1925 dolari a constatat că un atom nu poate avea mai mult de doi electroni într-un orbital, având spatele opuse (antiparalele) (tradus din engleză ca ax), i.e. posedă proprietăți care pot fi imaginate în mod convențional ca rotația unui electron în jurul axei sale imaginare în sensul acelor de ceasornic sau în sens invers acelor de ceasornic. Acest principiu se numește principiul Pauli.
Dacă există un electron într-un orbital, acesta se numește nepereche, dacă doi, atunci asta electroni perechi, adică electroni cu spini opuși.
Figura prezintă o diagramă de împărțire a nivelurilor de energie în subniveluri.
$s-$ Orbitală, după cum știți deja, are o formă sferică. Electronul atomului de hidrogen $(n = 1)$ este situat în acest orbital și este nepereche. Din acest motiv ea formula electronica, sau configuratie electronica, este scris astfel: $1s^1$. În formulele electronice, numărul nivelului de energie este indicat de numărul din fața literei $(1...)$, litera latină denotă subnivelul (tipul de orbital), iar numărul scris în dreapta deasupra litera (ca exponent) arată numărul de electroni din subnivel.
Pentru un atom de heliu He, care are doi electroni perechi într-un $s-$orbital, această formulă este: $1s^2$. Învelișul de electroni a atomului de heliu este complet și foarte stabil. Heliul este un gaz nobil. La al doilea nivel de energie $(n = 2)$ există patru orbitali, unul $s$ și trei $p$. Electronii $s$-orbital al doilea nivel ($2s$-orbital) au energie mai mare, deoarece sunt la o distanță mai mare de nucleu decât electronii orbitalului $1s$ $(n = 2)$. În general, pentru fiecare valoare a lui $n$ există câte un $s-$orbital, dar cu o sursă corespunzătoare de energie electronică și, prin urmare, cu un diametru corespunzător, crescând pe măsură ce valoarea lui $n$ crește. s-$Orbital, după cum știți deja, are o formă sferică. Electronul atomului de hidrogen $(n = 1)$ este situat în acest orbital și este nepereche. Prin urmare, formula sa electronică, sau configurația electronică, este scrisă după cum urmează: $1s^1$. În formulele electronice, numărul nivelului de energie este indicat de numărul din fața literei $(1...)$, litera latină denotă subnivelul (tipul de orbital), iar numărul scris în dreapta deasupra litera (ca exponent) arată numărul de electroni din subnivel.
Pentru un atom de heliu $He$, care are doi electroni perechi într-un $s-$orbital, această formulă este: $1s^2$. Învelișul de electroni a atomului de heliu este complet și foarte stabil. Heliul este un gaz nobil. La al doilea nivel de energie $(n = 2)$ există patru orbitali, unul $s$ și trei $p$. Electronii $s-$orbitalii de al doilea nivel ($2s$-orbitalii) au o energie mai mare, deoarece sunt la o distanță mai mare de nucleu decât electronii orbitalului $1s$ $(n = 2)$. În general, pentru fiecare valoare a lui $n$ există câte un $s-$orbital, dar cu o sursă corespunzătoare de energie electronică și, prin urmare, cu un diametru corespunzător, crescând pe măsură ce valoarea lui $n$ crește. 
$p-$ Orbitală are forma unei gantere, sau a unui opt voluminos. Toți cei trei $p$-orbitali sunt localizați în atom reciproc perpendicular de-a lungul coordonatelor spațiale trasate prin nucleul atomului. Trebuie subliniat încă o dată că fiecare nivel de energie (stratul electronic), începând de la $n= 2$, are trei $p$-orbitali. Pe masura ce valoarea lui $n$ creste, electronii ocupa $p$-orbitali situati la distante mari de nucleu si indreptati de-a lungul axelor $x, y, z$.
Pentru elementele din a doua perioadă $(n = 2)$, se umple mai întâi un $s$-orbital, apoi trei $p$-orbitali; formula electronică $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Electronul $2s^1$ este mai slab legat de nucleul atomului, astfel încât atomul de litiu poate renunța cu ușurință la el (după cum vă amintiți evident, acest proces se numește oxidare), transformându-se într-un ion de litiu $Li^+$ .
În atomul de beriliu Be, al patrulea electron se află și el în orbital $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. Cei doi electroni exteriori ai atomului de beriliu se desprind usor - $B^0$ este oxidat in cationul $Be^(2+)$.
În atomul de bor, al cincilea electron ocupă orbitalul $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. În continuare, atomii $C, N, O, F$ sunt umpluți cu $2p$-orbitali, care se termină cu neonul de gaz nobil: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.
Pentru elementele celei de-a treia perioade, orbitalii $3s-$ și, respectiv, $3p$ sunt completați. Cinci $d$-orbitali de al treilea nivel rămân liberi:
$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,
$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,
$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
Uneori, în diagramele care prezintă distribuția electronilor în atomi, este indicat doar numărul de electroni la fiecare nivel de energie, adică. scrieți formule electronice abreviate ale atomilor elementelor chimice, spre deosebire de formulele electronice complete date mai sus, de exemplu:
$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
Pentru elementele de perioade mari (a patra și a cincea), primii doi electroni ocupă orbitali $4s-$ și $5s$, respectiv: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Pornind de la al treilea element al fiecărei perioade majore, următorii zece electroni vor merge la orbitalii anteriori $3d-$ și respectiv $4d-$(pentru elementele subgrupurilor laterale): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. De regulă, când este completat subnivelul $d$ anterior, subnivelul exterior ($4р-$ și, respectiv, $5р-$) $р-$, va începe să fie completat: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.
Pentru elemente de perioade mari - a șasea și a șaptea incompletă - nivelurile și subnivelurile electronice sunt umplute cu electroni, de regulă, astfel: primii doi electroni intră în $s-$subnivelul exterior: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; următorul electron (pentru $La$ și $Ca$) la subnivelul $d$ anterior: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ și $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.
Apoi, următorii $14$ electroni vor merge la al treilea nivel de energie exterior, la $4f$ și $5f$ ai lantanidelor și respectiv ai actinidelor: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.
Apoi, al doilea nivel de energie externă ($d$-subnivel) al elementelor subgrupurilor laterale va începe să se acumuleze din nou: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. Și în sfârșit, numai după ce subnivelul $d$ este complet umplut cu zece electroni, subnivelul $p$ va fi umplut din nou: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
Foarte des, structura învelișurilor electronice ale atomilor este descrisă folosind energie sau celule cuantice - așa-numitele formule electronice grafice. Pentru această notație se folosește următoarea notație: fiecare celulă cuantică este desemnată de o celulă care corespunde unui orbital; Fiecare electron este indicat de o săgeată corespunzătoare direcției de spin. Când scrieți o formulă electronică grafică, ar trebui să vă amintiți două reguli: principiul Pauli, conform căreia nu pot exista mai mult de doi electroni într-o celulă (orbital), dar cu spin antiparalel, și F. regula lui Hund, conform căreia electronii ocupă celulele libere întâi pe rând și au aceeași valoare de spin și abia apoi se perechează, dar spinii, conform principiului Pauli, vor fi în direcții opuse.
