Рений в возбужденном состоянии электронная формула. Как составить электронную формулу химического элемента в неорганической химии

Расположение электронов на энергетических оболочках или уровнях записывают с помощью электронных формул химических элементов. Электронные формулы или конфигурации помогают представить структуру атома элемента.

Строение атома

Атомы всех элементов состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, которые располагаются вокруг ядра.

Электроны находятся на разных энергетических уровнях. Чем дальше электрон находится от ядра, тем большей энергией он обладает. Размер энергетического уровня определяется размером атомной орбитали или орбитального облака. Это пространство, в котором движется электрон.

Рис. 1. Общее строение атома.

Орбитали могут иметь разную геометрическую конфигурацию:

• s-орбитали - сферические;
• р-, d и f-орбитали - гантелеобразные, лежащие в разных плоскостях.

На первом энергетическом уровне любого атома всегда располагается s-орбиталь с двумя электронами (исключение - водород). Начиная со второго уровня, на одном уровне находятся s- и р-орбитали.

Рис. 2. s-, р-, d и f-орбитали.

Орбитали существуют вне зависимости от нахождения на них электронов и могут быть заполненными или вакантными.

Запись формулы

Электронные конфигурации атомов химических элементов записываются по следующим принципам:

• каждому энергетическому уровню соответствует порядковый номер, обозначаемый арабской цифрой;
• за номером следует буква, означающая орбиталь;
• над буквой пишется верхний индекс, соответствующий количеству электронов на орбитали.

Примеры записи:

• кальций -

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

• кислород -

  1s 2 2s 2 2p 4 ;

• углерод -

  1s 2 2s 2 2p 2 .

Записать электронную формулу помогает таблица Менделеева. Количеству энергетических уровней соответствует номер периода. На заряд атома и количество электронов указывает порядковый номер элемента. Номер группы показывает, сколько валентных электронов находится на внешнем уровне.

Для примера возьмём Na. Натрий находится в первой группе, в третьем периоде, под 11 номером. Это значит, что атом натрия имеет положительно заряженное ядро (содержит 11 протонов), вокруг которого на трёх энергетических уровнях располагается 11 электронов. На внешнем уровне находится один электрон.

Вспомним, что первый энергетический уровень содержит s-орбиталь с двумя электронами, а второй - s- и р-орбитали. Остаётся заполнить уровни и получить полную запись:

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

Для удобства созданы специальные таблицы электронных формул элемента. В длинной периодической таблице формулы также указываются в каждой клетке элемента.

Рис. 3. Таблица электронных формул.

Для краткости в квадратных скобках записаны элементы, электронная формула которых совпадает с началом формулы элемента. Например, электронная формула магния - 3s 2 , неона - 1s 2 2s 2 2p 6 . Следовательно, полная формула магния - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 . 4.6 . Всего получено оценок: 195.

Знание возможных состояний электрона в атоме, правило Клечковского, принцип Паули и правило Гунда позволяют рассмотреть электронную конфигурацию атома. Для этого используют электронные формулы.

Электронной формулой обозначают состояние электрона в атоме, указывая цифрой главное квантовое число, характеризующее его состояние, а буквой - орбитальное квантовое число. Число, показывающее, сколько электронов находится в данном состоянии, записывают справа сверху от буквы, обозначающей форму электронного облака.

Для атома водорода (n = 1, l = 0, m = 0) электронная формула будет такой: 1s 1 . Оба электрона следующего элемента гелия Не характеризуются одинаковыми значениями n, l, m и отличаются лишь спинами. Электронная формула атома гелия ls 2 . Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий - благородный газ.

У элементов 2-го периода {n = 2, l = 0 или l = 1) заполняется сначала 2s-состояние, а затем р-подуровень второго энергетического уровня.

Электронная формула атома лития: ls 2 2s 1 . Электрон 2s 1 слабее связан с ядром атома (рис. 6), поэтому атом лития может легко отдавать его (как вы, очевидно, помните, этот процесс называется окислением), превращаясь в ион Li + .

Рис. 6.
Сечения 1s- и 2s-электронных облаков плоскостью, проходящей через ядро

В атоме бериллия четвертый электрон также занимает 2s-состояние: ls 2 2s 2 . Два внешних электрона атома бериллия легко отрываются - Be при этом окисляется в катион Ве 2+ .

У атома бора появляется электрон в 2р-состоянии: ls 2 2s 2 2p 1 . Далее у атомов углерода, азота, кислорода и фтора (в соответствии с правилом Гунда) идет заполнение 2р-подуровня, которое заканчивается у благородного газа неона: ls 2 2s 2 2p 6 .

Если хотят подчеркнуть, что электроны на данном подуровне занимают квантовые ячейки поодиночке, в электронной формуле обозначение подуровня сопровождает индеке. Например, электронная формула атома углерода

У элементов 3-го периода заполняется соответственно Зs-состояние (n = 3, l = 0) и Зр-подуровень (n = 3, l - 1). Зd-подуровень (n = 3, l = 2) при этом остается свободным:

Иногда в схемах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне, т. е. записывают сокращенные электронные формулы атомов химических элементов, в отличие от приведенных выше полных электронных формул, например:

У элементов больших периодов (4-го и 5-го), в соответствии с правилом Клечковского, первые два электрона внешнего электронного слоя занимают соответственно 4s-(n = 4, l = 0) и 5s-состояния (n = 5, l = 0):

Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступают на предыдущие 3d- и 4d-подуровни соответственно (у элементов побочных подгрупп):

Как правило, когда будет заполнен предыдущий d-подуровень, тогда начнет заполняться внешний (соответственно 4р- и 5р) р-подуровень:

У элементов больших периодов - 6-го и незавершенного 7-го - энергетические уровни и подуровни заполняются электронами, как правило, так: первые два электрона поступают на внешний s-подуровень, например:

следующий один электрон (у La и Ас) - на предыдущий d-подуровень:

Затем последующие 14 электронов поступают на третий снаружи энергетический уровень на 4f- и 5f-подуровни соответственно у лантаноидов и актиноидов:

Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень (d-подуровень) у элементов побочных подгрупп:

Только после полного заполнения десятью электронами d-подуровня будет снова заполняться внешний р-подуровень:

В заключение еще раз рассмотрим разные способы отображения электронных конфигураций атомов элементов по периодам таблицы Д. И. Менделеева.

Рассмотрим элементы 1-го периода - водород и гелий.

Электронные формулы атомов показывают распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням.

Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и подуровням, но и по квантовым ячейкам (атомным орбиталям).

В атоме гелия первый электронный слой завершен - в нем 2 электрона.

Водород и гелий - s-элементы, у этих атомов заполняется электронами ls-подуровень.

У всех элементов 2-го периода первый электронный слой заполнен, и электроны заполняют 2s- и 2р-состояния в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала S-, а затем р) и правилами Паули и Хунда (табл. 2).

В атоме неона второй электронный слой завершен - в нем 8 электронов.

Таблица 2
Строение электронных оболочек атомов элементов 2-го периода

Литий Li, бериллий Be - s-элементы.

Бор В, углерод С, азот N, кислород О, фтор F, неон Ne - р-элементы, у этих атомов заполняется электронами р-подуровень.

У атомов элементов 3-го периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и Зd-состояния (табл. 3).

Таблица 3
Строение электронных оболочек атомов элементов 3-го периода

У атома магния достраивается Зs-подуровень. Натрий Na и магний Mg - s-элементы.

У алюминия и последующих за ним элементов заполняется электронами Зр-подуровень.

В атоме аргона на внешнем слое (третьем электронном слое) 8 электронов. Как внешний слой, он завершен, но всего в третьем электронном слое, как вы уже знаете, может быть 18 электронов, а это значит, что у элементов 3-го периода остается незаполненным 3d-состояние.

Все элементы от алюминия Аl до аргона Аr - р-элементы.

s- и p-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.

У атомов элементов 4-го периода - калия и кальция - появляется четвертый энергетический уровень, заполняется 48-подуровень (табл. 4), так как, согласно правилу Клечковского, он имеет меньшую энергию, чем Зd-подуровень.

Таблица 4
Строение электронных оболочек атомов элементов 4-го периода

Для упрощения графических электронных формул атомов элементов 4-го периода:

Калий К и кальций Са - s-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от скандия Sc до цинка Zn заполняется электронами 3d-подуровень. Это 3d-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется предвнешний электронный слой, их относят к переходным элементам.

Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с 4s- на Зd-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3d 5 и 3d 10:

В атоме цинка третий энергетический уровень завершен, в нем заполнены все подуровни - 3s, 3р и 3d, всего на них 18 электронов.

У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый энергетический уровень, 4р-подуровень.

Элементы от галлия Ga до криптона Кr - р-элементы.

У атома криптона Кr внешний слой (четвертый) завершен, имеет 8 электронов. Но всего в четвертом электронном слое, как вы знаете, может быть 32 электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными 4d- и 4f-состояния.

У элементов 5-го периода, в соответствии с правилом Клечковского, идет заполнение подуровней в следующем порядке: 5s ⇒ 4d ⇒ 5р. И также встречаются исключения, связанные с «провалом» электронов, у 41 Nb, 42 Мо, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Аg.

В 6-м и 7-м периодах появляются f-элементы, т. е. элементы, у которых идет заполнение соответственно 4f- и 5f-подуровней третьего снаружи энергетического уровня.

4f-Элементы называют лантаноидами.

5f-Элементы называют актиноидами.

Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов 6-го периода: 55 Cs и 56 Ва - бs-элементы; 57 La ...6s 2 5d 1 - 5d-элeмeнт; 58 Се - 71 Lu - 4f-элементы; 72 Hf - 80 Нg - 5d-элементы; 81 Тl - 86 Rn - бр-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых «нарушается» порядок заполнения энергетических подуровней, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных f-подуровней, т. е. nf 7 и nf 14 .

В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы, как вы уже поняли, делят на четыре электронных семейства или блока (рис. 7):

Рис. 7.
Деление Периодической системы (таблицы) на блоки элементов

1. s-элементы; заполняется электронами s-подуровень внешнего уровня атома; к s-элементам относят водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп;
2. p-элементы; заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня атома; к p-элементам относят элементы главных подгрупп III-VIII групп;
3. d-элементы; заполняется электронами d-подуровень предвнешнего уровня атома; к d-элементам относят элементы побочных подгрупп I-VIII групп, т. е. элементы вставных декад больших периодов, расположенные между s- и p-элементами. Их также называют переходными элементами;
4. f-элементы; заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относят лантаноиды и актиноиды.

Вопросы и задания к § 3

1. Составьте схемы электронного строения, электронные формулы и графические электронные формулы атомов следующих химических элементов:
   а) кальция;
   б) железа;
   в) циркония;
   г) ниобия;
   д) гафния;
   е) золота.
2. Напишите электронную формулу элемента № 110, используя символ соответствующего благородного газа.
3. Что такое «провал» электрона? Приведите примеры элементов, у которых это явление наблюдается, запишите их электронные формулы.
4. Как определяется принадлежность химического элемента к тому или иному электронному семейству?
5. Сравните электронную и графическую электронную формулы атома серы. Какую дополнительную информацию содержит последняя формула?

Условное изображение распределения электронов в электронном облаке по уровням, подуровням и орбиталям называется электронной формулой атома .

Правила, на основе|основании| которых|каких| составляют|сдают| электронные формулы

1. Принцип минимальной энергии : чем меньший запас энергии имеет система, тем более стойкой она является.

2. Правило Клечковского : распределение электронов по уровням и подуровням электронного облака происходит в порядке возростания значения суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + 1). В случае равенства значений (n + 1) первым заполняется тот подуровень, который имеет меньшее значение n .

1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f Номер уровня n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Орбитальное 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 квантовое число

n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Ряд Клечковского

1* - смотри таблицу №2.

3. Правило Хунда : при заполнении орбиталей одного подуровня низшему уровню энергии отвечает размещение электронов с параллельными спинами.

Составление|сдает| электронных формул

Потенциальный ряд:1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Ряд Клечковского

Порядок заполнения Електрони 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 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 ..

(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.

Электронная формула 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f 14 8...

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Информативность электронных формул

1. Положение элемента в периодической|периодичной| системе.

2. Возможны степени| окисления элемента.

3. Химический характер элемента.

4. Состав|склад| и свойства соединений элемента.

Положение элемента в периодической |периодичной| системе Д.И.Менделеева:

а) номер периода , в котором находится элемент, отвечает числу уровней, на которых располагаются электроны;

б) номер группы , к которой принадлежит данный элемент, равняется сумме валентных электронов. Валентные электроны для атомов s- и р- элементов – это электроны внешнего уровня; для d – элементов - это электроны внешнего уровня и незаполненного подуровня предыдущего уровня.

в) электронное семейство определяется по символу подуровня, на который поступает последний электрон (s-, p-, d-, f-).

г) подгруппа определяется по принадлежности к электронному семейству: s - и р – элементы занимают главные подгруппы, а d – элементы - побочные, f – элементы занимают отдельные разделы в нижней части периодической системы (актиноиды и лантаноиды).

2. Возможные степени | окисления элементов.

Степень окисления – это заряд, который приобретает атом, если отдает или присоединяет электроны.

Атомы, которые отдают электроны, приобретают положительный заряд, который равняется числу отданных электронов (заряд электрона (-1)

Z Е 0 – ne  Z E + n

Атом, который отдал электроны превращается в катион (положительный заряженный ион). Процесс отрыва электрона от атома называется процессом ионизации. Энергия, необходимая на осуществление этого процесса называется энергией ионизации (Эион, еВ).

Первыми отделяются от атома электроны внешнего уровня, которые на орбитали не имеют пары, - розпарованные. При наличии свободных орбиталей в пределах одного уровня под действием внешней энергии электроны, которые образовывали на данном уровне пары, розпаровываються, а затем отделяются все вместе. Процесс розпаровывания, который происходит в результате поглощения одним из электронов пары порции энергии и переходом его на высший подуровень, называется процессом возбуждения.

Наибольшее количество электронов, которые может отдать атом, равняется числу валентных электронов и отвечает номеру группы, в которой расположен элемент. Заряд, который приобретает атом после потери всех валентных электронов, называется высшей степенью окисления атома.

После освобождения|увольнения| валентного уровня внешним становится|стает| уровень, который|какой| предшествовал валентному. Это полностью заполненный электронами уровень, и потому|и поэтому| энергетически стойкий.

Атомы элементов, которые имеют на внешнем уровне от 4 до 7 электронов, достигают энергетически стойкого состояния не только путем отдачи электронов, но и путем их присоединения. Вследствие этого образуется уровень (.ns 2 p 6) – стойкое инертногазовое состояние.

Атом, который присоединил электроны, приобретает отрицательную степень окисления – отрицательный заряд, который равняется числу принятых электронов.

Z Е 0 + ne  Z E - n

Число электронов, которые может присоединить атом, равняется числу (8 –N|), где N – это номер группы, в которой|какой| расположен элемент (или число валентных электронов).

Процесс присоединения электронов к атому сопровождается выделением энергии, которая называется сродством к электрону (Эсродства, еВ ).

Электронная конфигурация атома - это численное представление его электронных орбиталей. Электронные орбитали - это области различной формы, расположенные вокруг атомного ядра, в которых математически вероятно нахождение электрона. Электронная конфигурация помогает быстро и с легкостью сказать читателю, сколько электронных орбиталей есть у атома, а также определить количество электронов, находящихся на каждой орбитали. Прочитав эту статью, вы освоите метод составления электронных конфигураций.

Шаги

Распределение электронов с помощью периодической системы Д. И. Менделеева

Найдите атомный номер вашего атома. Каждый атом имеет определенное число электронов, связанных с ним. Найдите символ вашего атома в таблице Менделеева . Атомный номер - это целое положительное число, начинающееся от 1 (у водорода) и возрастающее на единицу у каждого последующего атома. Атомный номер - это число протонов в атоме, и, следовательно, это еще и число электронов атома с нулевым зарядом.

Определите заряд атома. Нейтральные атомы будут иметь столько же электронов, сколько показано в таблице Менделеева. Однако заряженные атомы будут иметь большее или меньшее число электронов - в зависимости от величины их заряда. Если вы работаете с заряженным атомом, добавляйте или вычитайте электроны следующим образом: добавляйте один электрон на каждый отрицательный заряд и вычитайте один на каждый положительный.

• Например, атом натрия с зарядом -1 будет иметь дополнительный электрон в добавок к своему базовому атомному числу 11. Иначе говоря, в сумме у атома будет 12 электронов.
• Если речь идет об атоме натрия с зарядом +1, от базового атомного числа 11 нужно отнять один электрон. Таким образом, у атома будет 10 электронов.

1. Запомните базовый список орбиталей. По мере того, как у атома увеличивается число электронов, они заполняют различные подуровни электронной оболочки атома согласно определенной последовательности. Каждый подуровень электронной оболочки, будучи заполненным, содержит четное число электронов. Имеются следующие подуровни:

   Разберитесь в записи электронной конфигурации. Электронные конфигурации записываются для того, чтобы четко отразить количество электронов на каждой орбитали. Орбитали записываются последовательно, причем количество атомов в каждой орбитали записывается как верхний индекс справа от названия орбитали. Завершенная электронная конфигурация имеет вид последовательности обозначений подуровней и верхних индексов.

   • Вот, например, простейшая электронная конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 . Эта конфигурация показывает, что на подуровне 1s имеется два электрона, два электрона - на подуровне 2s и шесть электронов на подуровне 2p. 2 + 2 + 6 = 10 электронов в сумме. Это электронная конфигурация нейтрального атома неона (атомный номер неона - 10).

2. Запомните порядок орбиталей. Имейте в виду, что электронные орбитали нумеруются в порядке возрастания номера электронной оболочки, но располагаются по возрастанию энергии. Например, заполненная орбиталь 4s 2 имеет меньшую энергию (или менее подвижна), чем частично заполненная или заполненная 3d 10 , поэтому сначала записывается орбиталь 4s. Как только вы будете знать порядок орбиталей, вы сможете с легкостью заполнять их в соответствии с количеством электронов в атоме. Порядок заполнения орбиталей следующий: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Электронная конфигурация атома, в котором заполнены все орбитали, будет иметь следующий вид: 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
   • Обратите внимание, что приведенная выше запись, когда заполнены все орбитали, является электронной конфигурацией элемента Uuo (унуноктия) 118, атома периодической системы с самым большим номером. Поэтому данная электронная конфигурация содержит все известные в наше время электронные подуровни нейтрально заряженного атома.

3. Заполняйте орбитали согласно количеству электронов в вашем атоме. Например, если мы хотим записать электронную конфигурацию нейтрального атома кальция, мы должны начать с поиска его атомного номера в таблице Менделеева. Его атомный номер - 20, поэтому мы напишем конфигурацию атома с 20 электронами согласно приведенному выше порядку.

   • Заполняйте орбитали согласно приведенному выше порядку, пока не достигнете двадцатого электрона. На первой 1s орбитали будут находится два электрона, на 2s орбитали - также два, на 2p - шесть, на 3s - два, на 3p - 6, и на 4s - 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20.) Иными словами, электронная конфигурация кальция имеет вид: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Обратите внимание: орбитали располагаются в порядке возрастания энергии. Например, когда вы уже готовы перейти на 4-й энергетический уровень, то сначала записывайте 4s орбиталь, а затем 3d. После четвертого энергетического уровня вы переходите на пятый, на котором повторяется такой же порядок. Это происходит только после третьего энергетического уровня.

4. Используйте таблицу Менделеева как визуальную подсказку. Вы, вероятно, уже заметили, что форма периодической системы соответствует порядку электронных подуровней в электронных конфигурациях. Например, атомы во второй колонке слева всегда заканчиваются на "s 2 ", а атомы на правом краю тонкой средней части оканчиваются на "d 10 " и т.д. Используйте периодическую систему как визуальное руководство к написанию конфигураций - как порядок, согласно которому вы добавляете к орбиталям соответствует вашему положению в таблице. Смотрите ниже:

   • В частности, две самые левые колонки содержат атомы, чьи электронные конфигурации заканчиваются s-орбиталями, в правом блоке таблицы представлены атомы, чьи конфигурации заканчиваются p-орбиталями, а в нижней части атомы заканчиваются f-орбиталями.
   • Например, когда вы записываете электронную конфигурацию хлора, размышляйте следующим образом: "Этот атом расположен в третьем ряду (или "периоде") таблицы Менделеева. Также он располагается в пятой группе орбитального блока p периодической системы. Поэтому, его электронная конфигурация будет заканчиваться на...3p 5
   • Обратите внимание: элементы в области орбиталей d и f таблицы характеризуются энергетическими уровнями, которые не соответствуют периоду, в котором они расположены. Например, первый ряд блока элементов с d-орбиталями соответствует 3d орбиталям, хотя и располагается в 4 периоде, а первый ряд элементов с f-орбиталями соответствует орбитали 4f, несмотря на то, что он находится в 6 периоде.

5. Выучите сокращения написания длинных электронных конфигураций. Атомы на правом краю периодической системы называются благородными газами. Эти элементы химически очень устойчивы. Чтобы сократить процесс написания длинных электронных конфигураций, просто записывайте в квадратных скобках химический символ ближайшего благородного газа с меньшим по сравнению с вашим атомом числом электронов, а затем продолжайте писать электронную конфигурацию последующих орбитальных уровней. Смотрите ниже:

   • Чтобы понять эту концепцию, полезно будет написать пример конфигурации. Давайте напишем конфигурацию цинка (атомный номер 30), используя сокращение, включающее благородный газ. Полная конфигурация цинка выглядит так: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Однако мы видим, что 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 - это электронная конфигурация аргона, благородного газа. Просто замените часть записи электронной конфигурации цинка химическим символом аргона в квадратных скобках (.)
   • Итак, электронная конфигурация цинка, записанная в сокращенном виде, имеет вид: 4s 2 3d 10 .
   • Учтите, если вы пишете электронную конфигурацию благородного газа, скажем, аргона, писать нельзя! Нужно использовать сокращение благородного газа, стоящего перед этим элементом; для аргона это будет неон ().

   С помощью периодической таблицы ADOMAH

   1. Освойте периодическую таблицу ADOMAH. Данный метод записи электронной конфигурации не требует запоминания, однако требует наличия переделанной периодической таблицы, поскольку в традиционной таблице Менделеева, начиная с четвертого периода, номер периода не соответствует электронной оболочке. Найдите периодическую таблицу ADOMAH - особый тип периодической таблицы, разработанный ученым Валерием Циммерманом. Ее легко найти посредством короткого поиска в интернете.

      • В периодической таблице ADOMAH горизонтальные ряды представляют группы элементов, такие как галогены, инертные газы, щелочные металлы, щелочноземельные металлы и т.д. Вертикальные колонки соответствуют электронным уровням, а так называемые "каскады" (диагональные линии, соединяющие блоки s,p,d и f) соответствуют периодам.
      • Гелий перемещен к водороду, поскольку оба этих элемента характеризуются орбиталью 1s. Блоки периодов (s,p,d и f) показаны с правой стороны, а номера уровней приведены в основании. Элементы представлены в прямоугольниках, пронумерованных от 1 до 120. Эти номера являются обычными атомными номерами, которые представляют общее количество электронов в нейтральном атоме.

   2. Найдите ваш атом в таблице ADOMAH. Чтобы записать электронную конфигурацию элемента, найдите его символ в периодической таблице ADOMAH и вычеркните все элементы с большим атомным номером. Например, если вам нужно записать электронную конфигурацию эрбия (68), вычеркните все элементы от 69 до 120.

      • Обратите внимание на номера от 1 до 8 в основании таблицы. Это номера электронных уровней, или номера колонок. Игнорируйте колонки, которые содержат только вычеркнутые элементы. Для эрбия остаются колонки с номерами 1,2,3,4,5 и 6.

   3. Посчитайте орбитальные подуровни до вашего элемента. Смотря на символы блоков, приведенные справа от таблицы (s, p, d, and f), и на номера колонок, показанные в основании, игнорируйте диагональные линии между блоками и разбейте колонки на блоки-колонки, перечислив их по порядку снизу вверх. И снова игнорируйте блоки, в которых вычеркнуты все элементы. Запишите блоки-колонки, начиная от номера колонки, за которым следует символ блока, таким образом: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (для эрбия).

      • Обратите внимание: Приведенная выше электронная конфигурация Er записана в порядке возрастания номера электронного подуровня. Ее можно также записать в порядке заполнения орбиталей. Для этого следуйте по каскадам снизу вверх, а не по колонкам, когда вы записываете блоки-колонки: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Посчитайте электроны для каждого электронного подуровня. Подсчитайте элементы, в каждом блоке-колонке которые не были вычеркнуты, прикрепляя по одному электрону от каждого элемента, и запишите их количество рядом с символом блока для каждого блока-колонки таким образом: 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 . В нашем примере это электронная конфигурация эрбия.

   5. Учитывайте неправильные электронные конфигурации. Существует восемнадцать типичных исключений, относящихся к электронным конфигурациям атомов в состоянии с наименьшей энергией, также называемом основным энергетическим состоянием. Они не подчиняются общему правилу только по последним двум-трем положениям, занимаемым электронами. При этом действительная электронная конфигурация предполагает нахождение электронов в состоянии с более низкой энергией в сравнении со стандартной конфигурацией атома. К атомам-исключениям относятся:

      • 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); 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) и Cm (..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Чтобы найти атомный номер атома, когда он записан в форме электронной конфигурации, просто сложите все числа, которые идут за буквами (s, p, d, и f). Это работает только для нейтральных атомов, если вы имеете дело с ионом, то ничего не получится - вам придется добавить или вычесть количество дополнительных или потерянных электронов.
   • Число, идущее за буквой - это верхний индекс, не сделайте ошибку в контрольной.
   • "Стабильности полузаполненного" подуровня не существует. Это упрощение. Любая стабильность, которая относится к "наполовину заполненным" подуровням, имеет место из-за того, что каждая орбиталь занята одним электроном, поэтому минимизируется отталкивание между электронами.
   • Каждый атом стремится к стабильному состоянию, а самые стабильные конфигурации имеют заполненные подуровни s и p (s2 и p6). Такая конфигурация есть у благородных газов, поэтому они редко вступают в реакции и в таблице Менделеева расположены справа. Поэтому, если конфигурация заканчивается на 3p 4 , то для достижения стабильного состояния ей необходимо два электрона (чтобы потерять шесть, включая электроны s-подуровня, потребуется больше энергии, поэтому потерять четыре легче). А если конфигурация оканчивается на 4d 3 , то для достижения стабильного состояния ей необходимо потерять три электрона. Кроме того, полузаполненные подуровни (s1, p3, d5..) являются более стабильными, чем, например, p4 или p2; однако s2 и p6 будут еще более устойчивыми.
   • Когда вы имеете дело с ионом, это значит, что количество протонов не равно количеству электронов. Заряд атома в этом случае будет изображен сверху справа (как правило) от химического символа. Поэтому атом сурьмы с зарядом +2 имеет электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Обратите внимание, что 5p 3 изменилось на 5p 1 . Будьте внимательны, когда конфигурация нейтрального атома заканчивается на подуровни, отличные от s и p. Когда вы забираете электроны, вы можете забрать их только с валентных орбиталей (s и p орбиталей). Поэтому, если конфигурация заканчивается на 4s 2 3d 7 и атом получает заряд +2, то конфигурация будет заканчиваться 4s 0 3d 7 . Обратите внимание, что 3d 7 не меняется, вместо этого теряются электроны s-орбитали.
   • Существуют условия, когда электрон вынужден "перейти на более высокий энергетический уровень". Когда подуровню не хватает одного электрона до половинной или полной заполненности, заберите один электрон из ближайшего s или p- подуровня и переместите его на тот подуровень, которому необходим электрон.
   • Имеется два варианта записи электронной конфигурации. Их можно записывать в порядке возрастания номеров энергетических уровней или в порядке заполнения электронных орбиталей, как было показано выше для эрбия.
   • Также вы можете записывать электронную конфигурацию элемента, записав лишь валентную конфигурацию, которая представляет собой последний s и p подуровень. Таким образом, валентная конфигурация сурьмы будет иметь вид 5s 2 5p 3 .
   • Ионы не то же самое. С ними гораздо сложнее. Пропустите два уровня и действуйте по той же схеме в зависимости от того, где вы начали, и от того, насколько велико количество электронов.

Выясним, как составить электронную формулу химического элемента. Этот вопрос является важным и актуальным, так как дает представление не только о строении, но и о предполагаемых физических и химических свойствах рассматриваемого атома.

Правила составления

Для того чтобы составить графическую и электронную формулу химического элемента, необходимо иметь представление о теории строения атома. Начнем с того, что есть два основных компонента атома: ядро и отрицательные электроны. Ядро включает в себя нейтроны, которые не имеют заряда, а также протоны, обладающие положительным зарядом.

Рассуждая, как составить и определить электронную формулу химического элемента, отметим, что для нахождения числа протонов в ядре, потребуется периодическая система Менделеева.

Номер элемента по порядку соответствует количеству протонов, находящихся в его ядре. Номер периода, в котором располагается атом, характеризует число энергетических слоев, располагаются на которых электроны.

Для определения количества нейтронов, лишенных электрического заряда, необходимо из величины относительной массы атома элемента, отнять его порядковый номер (количество протонов).

Инструкция

Для того чтобы понять, как составить электронную формулу химического элемента, рассмотрим правило заполнения отрицательными частицами подуровней, сформулированное Клечковским.

В зависимости от того, каким запасом свободной энергии обладают свободные орбитали, составляется ряд, характеризующий последовательность заполнения уровней электронами.

Каждая орбиталь содержит всего два электрона, которые располагаются антипараллельными спинами.

Для того чтобы выразить структуру электронных оболочек, применяют графические формулы. Как выглядят электронные формулы атомов химических элементов? Как составлять графические варианты? Эти вопросы включены в школьный курс химии, поэтому остановимся на них подробнее.

Существует определенная матрица (основа), которую используют при составлении графических формул. Для s-орбитали характерна только одна квантовая ячейка, в которой противоположно друг другу располагается два электрона. Их в графическом виде обозначаются стрелками. Для р-орбитали изображают три ячейки, в каждой также находится по два электрона, на d орбитали располагается десять электронов, а f заполняется четырнадцатью электронами.

Примеры составления электронных формул

Продолжим разговор о том, как составить электронную формулу химического элемента. Например, нужно составить графическую и электронную формулу для элемента марганца. Сначала определим положение данного элемента в периодической системе. Он имеет 25 порядковый номер, следовательно, в атоме располагается 25 электронов. Марганец - это элемент четвертого периода, следовательно, у него четыре энергетических уровня.

Как составить электронную формулу химического элемента? Записываем знак элемента, а также его порядковый номер. Пользуясь правилом Клечковского, распределяем по энергетическим уровням и подуровням электроны. Последовательно располагаем их на первом, втором, а также третьем уровне, вписывая в каждую ячейку по два электрона.

Далее суммируем их, получая 20 штук. Три уровня в полном объеме заполнены электронами, а на четвертом остается только пять электронов. Учитывая, что для каждого вида орбитали характерен свой запас энергии, оставшиеся электроны распределяем на 4s и 3d подуровень. В итоге готовая электронно-графическая формула для атома марганца имеет следующий вид:

1s2 / 2s2, 2p6 / 3s2, 3p6 / 4s2, 3d3

Практическое значение

С помощью электронно-графических формул можно наглядно увидеть число свободных (неспаренных) электронов, определяющих валентность данного химического элемента.

Предлагаем обобщенный алгоритм действий, с помощью которого можно составить электронно-графические формулы любых атомов, располагающихся в таблице Менделеева.

В первую очередь необходимо определить количество электронов, используя периодическую систему. Цифра периода указывает на численность энергетических уровней.

Принадлежность к определенной группе связана с количеством электронов, находящихся на наружном энергетическом уровне. Подразделяют уровни на подуровни, заполняют их с учетом правила Клечковского.

Заключение

Для того чтобы определить валентные возможности любого химического элемента, расположенного в таблице Менделеева, необходимо составить электронно-графическую формулу его атома. Алгоритм, приведенный выше, позволит справиться с поставленной задачей, определить возможные химические и физические свойства атома.