Zawartość

• Kroki
• Rada

Konfiguracja elektronów atomu to seria liczb reprezentujących orbitale elektronów. Elektronowe Obitany to przestrzenne regiony o różnych kształtach otaczające jądro atomu, w których uporządkowane są elektrony. Dzięki konfiguracji elektronów można szybko określić, ile orbitali elektronowych znajduje się w atomie oraz liczbę elektronów na każdym orbicie. Gdy zrozumiesz podstawowe zasady konfiguracji elektronów, będziesz w stanie napisać własną konfigurację elektronów i będziesz w stanie z pewnością przeprowadzać testy chemiczne.

Kroki

Metoda 1 z 2: Określ liczbę elektronów za pomocą chemicznego układu okresowego

1. 

   Znajdź liczbę atomową atomu. Z każdym atomem jest skojarzona określona liczba elektronów. Zlokalizuj element w układzie okresowym pierwiastków. Liczba atomowa jest dodatnią liczbą całkowitą rozpoczynającą się od 1 (dla wodoru) i rosnącą o 1 dla każdego atomu później. Liczba atomowa to liczba protonów w atomie - a więc także liczba elektronów atomu w stanie podstawowym.
2. Określ ładunek atomu. Atom elektrycznie obojętny ma prawidłową liczbę elektronów, jak pokazano w układzie okresowym. Jednak atom z ładunkiem będzie miał mniej lub więcej elektronów w zależności od wielkości ładunku. Jeśli pracujesz z atomami z ładunkiem, dodaj lub odejmij odpowiednią liczbę elektronów: dodaj jeden elektron na każdy ładunek ujemny i odejmij jeden elektron dla każdego ładunku dodatniego.
   • Na przykład atom sodu o ładunku +1 będzie miał jeden elektron usunięty z podstawy o liczbie atomowej 11. Zatem atom sodu będzie miał łącznie 10 elektronów.
3. Zapamiętaj podstawową listę orbitalną. Kiedy atom otrzyma elektrony, elektrony te zostaną ułożone w orbitale w określonej kolejności. Kiedy elektrony wypełniają orbitale, liczba elektronów na każdym orbicie jest parzysta. Mamy następujące orbitale:
   • Obitan s (dowolna liczba z „s” za konfiguracją elektronów) ma tylko jeden orbital i za nim Zasada Z wyjątkiem PauliegoKażdy orbital zawiera maksymalnie 2 elektrony, więc każdy s orbital zawiera tylko 2 elektrony.
   • Obitan p ma 3 orbitale, więc może pomieścić do 6 elektronów.
   • Obitan d ma 5 orbitali, więc może pomieścić do 10 elektronów.
   • Obitan f Jest 7 orbitali, więc może pomieścić do 14 elektronów. Zapamiętaj kolejność orbitali zgodnie z następującym chwytliwym zdaniem:
     Sna P.agresywny reuh faw porządku solzdrętwiały H.Ups ÍK.Przychodzę.
     
     W przypadku atomów z większą liczbą elektronów orbitale nadal zapisuje się alfabetycznie po literze k, pomijając użyte znaki.
4. Zrozumieć konfigurację elektronów. Konfiguracje elektronów są napisane tak, aby wyraźnie pokazać liczbę elektronów w atomie, a także liczbę elektronów na każdym orbicie. Każdy orbital jest zapisany w określonej kolejności, a liczba elektronów na każdym orbicie jest zapisana powyżej prawej nazwy orbity. Wreszcie konfiguracja elektronów to sekwencja składająca się z nazw orbitali i liczby elektronów zapisanych powyżej na prawo od nich.
   • Poniższy przykład to prosta konfiguracja elektronów: 1s 2s 2p. Ta konfiguracja pokazuje, że są dwa elektrony na orbicie 1s, dwa elektrony na orbicie 2s i sześć elektronów na orbicie 2p. 2 + 2 + 6 = 10 elektronów (łącznie). Ta konfiguracja elektronów dotyczy elektrycznie obojętnego atomu neonu (liczba atomowa neonu wynosi 10).
5. Zapamiętaj kolejność orbitali. Zauważ, że orbitale są numerowane zgodnie z klasą elektronów, ale są uporządkowane energetycznie. Na przykład orbital 4s jest nasycony mniejszą energią (lub trwalszą) niż nasycony lub nienasycony orbital 3d, więc podklasa 4s jest zapisywana jako pierwsza. Znając kolejność orbitali, możesz ułożyć w nich elektrony zgodnie z liczbą elektronów w atomie. Kolejność umieszczania elektronów na orbitali jest następująca: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s.
   • Konfiguracja elektronowa atomu z każdym orbitalem wypełnionym elektronami jest zapisana jako: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d7p
   • Zauważ, że jeśli wszystkie warstwy są wypełnione, powyższa konfiguracja elektronów jest konfiguracją Og (Oganesson), 118, który jest atomem o najwyższym numerze w układzie okresowym - zawierającym wszystkie obecnie znane warstwy elektronów dla z elektrycznie obojętnym atomem.
6. Posortuj elektrony na orbitale według liczby elektronów w atomie. Na przykład, jeśli chcesz zapisać konfigurację elektronową elektrycznie obojętnego atomu wapnia, pierwszą rzeczą do zrobienia jest znalezienie jego liczby atomowej w układzie okresowym. Liczba atomowa wapnia wynosi 20, więc napiszemy konfigurację atomu z 20 elektronami w powyższej kolejności.
   • Umieść elektrony na orbitali w powyższej kolejności, aż osiągniesz 20 elektronów. Obitan 1s dostaje dwa elektrony, 2s - dwa, 2p - sześć, 3s - dwa, 3p - sześć, a 4s - dwa (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20). Stąd konfiguracja elektronowa wapnia to: 1s 2s 2p 3s 3p 4s.
   • Uwaga: poziom energii zmienia się wraz ze wzrostem warstwy elektronów. Na przykład, kiedy piszesz do 4 poziomu energii, podklasa 4s jest zapisywana jako pierwsza, później do 3d. Po zapisaniu czwartego poziomu energii przejdziesz do piątego poziomu i ponownie rozpoczniesz kolejność warstw. Dzieje się to dopiero po trzecim poziomie energii.
7. Użyj układu okresowego jako skrótu wizualnego. Być może zauważyłeś, że kształt układu okresowego odpowiada kolejności orbitali w konfiguracji elektronowej. Na przykład, atomy w drugiej lewej kolumnie zawsze kończą się na „s”, atomy na skrajnej prawej stronie środkowej części zawsze kończą się na „d”, itd. Użyj układu okresowego do zapisywania struktur. rysunek - kolejność, w jakiej elektrony są umieszczane na orbitali, będzie odpowiadać pozycjom przedstawionym w układzie okresowym. Zobacz poniżej:
   • Dwie skrajne lewe kolumny to atomy, których konfiguracja elektronów kończy się na orbicie s, prawa część układu okresowego to atomy z konfiguracją elektronów kończącą się na orbicie p, część środkowa to atomy kończące się na orbicie s. d, a poniżej znajdują się atomy kończące się na orbicie f.
   • Na przykład, pisząc konfiguracje elektronów dla pierwiastka chloru, podaj następujący argument: Ten atom znajduje się w trzecim rzędzie (lub „okresie”) układu okresowego. Znajduje się również w piątej kolumnie bloku orbitalnego p w układzie okresowym. Więc konfiguracja elektronów skończy się ... 3p.
   • Ostrożny! Klasy orbitalne d i f w układzie okresowym odpowiadają poziomom energii różnym od ich okresu. Na przykład, pierwszy rząd bloku orbitalnego d odpowiada orbitalowi 3d, mimo że jest w okresie 4, podczas gdy pierwszy rząd orbitalu f odpowiada orbitalowi 4f, mimo że jest w okresie 6.
8. Dowiedz się, jak pisać składane konfiguracje elektronów. Nazywa się atomy wzdłuż prawej krawędzi układu okresowego gaz rzadki. Pierwiastki te są bardzo obojętne chemicznie. Aby skrócić długą konfigurację elektronów, wpisz w nawiasach kwadratowych symbol chemiczny najbliższego gazu rzadkiego, który ma mniej elektronów niż atom, a następnie kontynuuj zapisywanie konfiguracji elektronów następnych orbitali. . Zobacz poniżej:
   • Aby zrozumieć tę koncepcję, napisz przykładową konfigurację zwiniętego elektronu. Załóżmy, że musimy zapisać konfigurację elektronów dla redukcji cynku (liczba atomowa 30) poprzez konfigurację gazu rzadkiego. Pełna konfiguracja elektronowa cynku to: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d. Należy jednak zauważyć, że 1s 2s 2p 3s 3p to konfiguracja dla rzadkiego gazu agonicznego. Po prostu zastąp tę część notacji elektronowej cynku agonicznym symbolem chemicznym w nawiasach kwadratowych ().
   • Stąd konfiguracja elektronowa cynku jest zwarta 4s 3d.
   Reklama

Metoda 2 z 2: Wykorzystanie układu okresowego ADOMAH

1. 

   
   
   Poznaj układ okresowy ADOMAH. Ta metoda zapisu konfiguracji elektronów nie wymaga zapamiętywania. Jednak ta metoda wymaga przegrupowania układu okresowego, ponieważ w regularnym układzie okresowym od czwartego rzędu liczba cykli nie odpowiada warstwie elektronowej. Znajdź układ okresowy ADOMAH, specjalny chemiczny układ okresowy zaprojektowany przez naukowca Valery Tsimmerman. Możesz znaleźć ten układ okresowy w Internecie.
   • W układzie okresowym ADOMAH poziome rzędy to grupy pierwiastków, takich jak halogeny, gazy obojętne, metale alkaliczne, metale ziem alkalicznych itp. Kolumny pionowe odpowiadają warstwie elektronów i nazywane są „szczeblami” (skrzyżowania diagonalne). bloki s, p, d i f) odpowiadają okresowi.
   • Hel jest umieszczony obok wodoru, ponieważ oba mają unikalny orbital 1s. Okresowe bloki (s, p, d i f) pokazano po prawej stronie, a liczbę warstw elektronów pokazano na podstawie. Nazwy pierwiastków zapisywane są w prostokącie ponumerowanym od 1 do 120. Te liczby to zwykłe liczby atomowe, reprezentujące całkowitą liczbę elektronów w elektrycznie obojętnym atomie.
2. Znajdź pierwiastki w układzie okresowym ADOMAH. Aby zapisać konfigurację elektronową pierwiastka, umieść jego symbol w układzie okresowym ADOMAH i wykreśl wszystkie pierwiastki o wyższych liczbach atomowych. Na przykład, jeśli chcesz zapisać konfigurację elektronową eribi (68), przekreśl elementy od 69 do 120.
   • Zwróć uwagę na liczby od 1 do 8 u podstawy układu okresowego. To jest liczba warstw lub kolumn elektronów. Nie zwracaj uwagi na kolumny, które mają tylko przekreślone elementy.W przypadku eribi pozostałe kolumny to 1, 2, 3, 4, 5 i 6.
3. Policz liczbę orbitali do pozycji atomu, aby zapisać konfigurację. Spójrz na symbol bloku pokazany po prawej stronie układu okresowego (s, p, d i f) i spójrz na liczbę kolumn pokazanych u podstawy tabeli, niezależnie od ukośnych linii między blokami, podziel kolumny na kolumny-bloki i napisz są ułożone od dołu do góry. Ignoruj ​​bloki kolumn zawierające tylko przekreślone elementy. Zapisz bloki kolumn zaczynając od numeru kolumny, a następnie symbolu bloku, w ten sposób: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (w przypadku eribi).
   • Uwaga: Powyższa konfiguracja elektronów dla Er jest zapisana w kolejności rosnącej liczby warstw elektronów. Ta konfiguracja może być również zapisana w kolejności umieszczania elektronów na orbitali. Podczas pisania bloków kolumn postępuj zgodnie z instrukcjami od góry do dołu zamiast kolumn: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f.
4. Policz liczbę elektronów na orbital. Policz liczbę elektronów, które nie są przekreślone w każdym bloku kolumny, przypisz jeden elektron na element i zapisz liczbę elektronów obok symbolu bloku dla każdej kolumny bloku, w ten sposób: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s. W tym przykładzie jest to konfiguracja elektronowa eribi.
5. Rozpoznaj nieprawidłowe konfiguracje elektronów. Istnieje osiemnaście typowych wyjątków od konfiguracji elektronowej atomów w najniższym stanie energetycznym, znanym również jako stan podstawowy. W porównaniu z ogólną zasadą, odchylają się one tylko od ostatnich dwóch do trzech pozycji elektronów. W tym przypadku faktyczna konfiguracja elektronów powoduje, że elektrony mają niższy stan energetyczny niż standardowa konfiguracja atomu. Niezwykłe atomy to:
   • 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); Cz (..., 6d2, 7s2); Rocznie (..., 5f2, 6d1, 7s2); U (..., 5f3, 6d1, 7s2); Np (..., 5f4, 6d1, 7s2) oraz Cm (..., 5f7, 6d1, 7s2).
   Reklama

Rada

• Kiedy atom jest jonem, oznacza to, że liczba protonów nie jest równa liczbie elektronów. Ładunek atomu jest następnie pokazany w (zwykle) prawym górnym rogu symbolu elementu. Dlatego atom antymonu z ładunkiem +2 będzie miał konfigurację elektronową 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p. Zauważ, że 5p jest zmieniane na 5p. Uważaj, gdy konfiguracja elektrycznie obojętnego atomu kończy się na orbitali innych niż si p. Po usunięciu elektronów można pobierać tylko elektrony z orbitali walencyjnych (orbitali s i p). Więc jeśli konfiguracja kończy się w 4s 3d, a atom ma ładunek +2, konfiguracja zmienia się na 4s 3d. Widzimy 3dstały, ale tylko elektrony z orbity s są usuwane.
• Wszystkie atomy mają tendencję do powrotu do stanu stabilnego, a najbardziej stabilna konfiguracja elektronowa będzie miała wystarczającą liczbę orbitali sip (s2 i p6). Te rzadkie gazy mają taką konfigurację elektronów, dlatego rzadko uczestniczą w reakcjach i znajdują się po prawej stronie układu okresowego. Więc jeśli konfiguracja kończy się na 3p, wystarczy dodać jeszcze dwa elektrony, aby stała się stabilna (oddanie sześciu elektronów, w tym tych z orbity s, będzie wymagało więcej energii, więc oddanie czterech elektronów byłoby łatwe. łatwiej). Jeśli konfiguracja kończy się na 4d, wystarczy oddać trzy elektrony, aby osiągnąć stan stabilny. Podobnie nowe podklasy, które otrzymują połowę elektronów (s1, p3, d5 ..) są bardziej stabilne, np. P4 lub p2, ale s2 i p6 będą jeszcze bardziej stabilne.
• Możesz również użyć konfiguracji elektronów walencyjnych do zapisania konfiguracji elektronowej elementu, który jest ostatnimi orbitali s i p. Dlatego konfiguracja walencyjna atomu antymonu dla antymonu wynosi 5s 5p.
• Jony tego nie lubią, ponieważ są znacznie trwalsze. Pomiń powyższe dwa kroki tego artykułu i pracuj w ten sam sposób, w zależności od tego, gdzie zaczynasz i ile masz lub mniej elektronów.
• Aby znaleźć liczbę atomową na podstawie jej konfiguracji elektronowej, dodaj wszystkie liczby następujące po literach (s, p, d i f). Jest to poprawne tylko wtedy, gdy jest to neutralny atom, jeśli jest to jon, nie możesz użyć tej metody. Zamiast tego musisz dodać lub odjąć liczbę elektronów, które przyjmujesz lub oddajesz.
• Cyfra następująca po literze musi być wpisana w prawym górnym rogu, podczas rozwiązywania testu nie wolno pisać niepoprawnie.
• Istnieją dwa różne sposoby zapisywania konfiguracji elektronów. Możesz pisać w kolejności rosnącej warstwy elektronów lub w kolejności umieszczania elektronów na orbitali, jak pokazano dla atomu eribi.
• Istnieją przypadki, w których elektron musi zostać „wypchnięty”. Dzieje się tak, gdy na orbicie brakuje tylko jednego elektronu, aby mieć połowę lub wszystkie elektrony, wtedy musisz pobrać elektron z najbliższego orbitalu s lub p, aby przenieść go na orbital, który potrzebuje tego elektronu.
• Nie możemy powiedzieć, że „stabilność frakcji energii” podklasy otrzymuje połowę elektronów. To jest nadmierne uproszczenie. Powodem stabilnego poziomu energii nowej podklasy otrzymującej „połowę liczby elektronów” jest to, że każdy orbital ma tylko jeden pojedynczy elektron, więc odpychanie elektron-elektron jest zminimalizowane.