Zawartość

• Kroki
• Metoda 1 z 2: Rozkład elektronów za pomocą układu okresowego D. I. Mendelejewa
• Metoda 2 z 2: Korzystanie z układu okresowego ADOMAH
• Porady

Elektroniczna Konfiguracja atom jest numeryczną reprezentacją swoich orbitali elektronowych. Orbitale elektroniczne to regiony o różnych kształtach zlokalizowane wokół jądra atomowego, w których elektron jest matematycznie prawdopodobny. Konfiguracja elektroniczna pomaga szybko i łatwo powiedzieć czytelnikowi, ile orbitali elektronowych ma atom, a także określić liczbę elektronów na każdym z orbitali. Po przeczytaniu tego artykułu opanujesz metodę generowania konfiguracji elektronicznych.

Kroki

Metoda 1 z 2: Rozkład elektronów za pomocą układu okresowego D. I. Mendelejewa

1. 1 Znajdź liczbę atomową swojego atomu. Z każdym atomem związana jest określona liczba elektronów. Znajdź symbol swojego atomu w układzie okresowym. Liczba atomowa jest dodatnią liczbą całkowitą zaczynającą się od 1 (dla wodoru) i rosnącą o jeden dla każdego kolejnego atomu. Liczba atomowa to liczba protonów w atomie, a zatem również liczba elektronów w atomie o zerowym ładunku.
2. 2 Określ ładunek atomu. Atomy obojętne będą miały taką samą liczbę elektronów, jak pokazano w układzie okresowym. Jednak naładowane atomy będą miały więcej lub mniej elektronów, w zależności od ilości ich ładunku. Jeśli pracujesz z naładowanym atomem, dodaj lub odejmij elektrony w następujący sposób: dodaj jeden elektron na każdy ładunek ujemny i odejmij jeden na każdy dodatni.
   • Na przykład atom sodu o ładunku -1 będzie miał dodatkowy elektron Ponadto do jego podstawowej liczby atomowej 11. Innymi słowy, całkowity atom będzie miał 12 elektronów.
   • Jeśli mówimy o atomie sodu o ładunku +1, jeden elektron musi zostać odjęty od podstawowej liczby atomowej 11. Tak więc atom będzie miał 10 elektronów.
3. 3 Zapamiętaj podstawową listę orbitali. Wraz ze wzrostem liczby elektronów wypełniają one różne podpoziomy powłoki elektronowej atomu zgodnie z określoną sekwencją. Każdy podpoziom powłoki elektronowej, gdy jest wypełniony, zawiera parzystą liczbę elektronów. Dostępne są następujące podpoziomy:
   • s-podpoziom (dowolna liczba w konfiguracji elektronicznej, która występuje przed literą „s”) zawiera pojedynczy orbital i zgodnie z Zasada Pauliego, jeden orbital może zawierać maksymalnie 2 elektrony, dlatego na każdym podpoziomie s powłoki elektronowej mogą znajdować się 2 elektrony.
   • p-podpoziom zawiera 3 orbitale, a zatem może zawierać maksymalnie 6 elektronów.
   • d-podpoziom zawiera 5 orbitali, więc może mieć do 10 elektronów.
   • f-podpoziom zawiera 7 orbitali, więc może mieć do 14 elektronów.
   • g-, h-, i- oraz k-podpoziomy są teoretyczne. Atomy zawierające elektrony na tych orbitalach są nieznane. Podpoziom g zawiera 9 orbitali, więc teoretycznie może mieć 18 elektronów. Podpoziom h może mieć 11 orbitali i maksymalnie 22 elektrony; na orbitalach i-sublevel -13 i maksymalnie 26 elektronów; w k-podpoziomie - 15 orbitali i maksymalnie 30 elektronów.
   • Zapamiętaj kolejność orbitali, używając sztuczki mnemonicznej:
     Sober Phyzycy Dnie Findie girafy hIdowanie in Kswędzenie (trzeźwi fizycy nie znajdują żyraf ukrywających się w kuchniach).
4. 4 Zapoznaj się z elektronicznym zapisem konfiguracji. Konfiguracje elektroniczne są rejestrowane, aby wyraźnie odzwierciedlić liczbę elektronów na każdym orbicie. Orbitale są zapisywane sekwencyjnie, przy czym liczba atomów na każdym orbicie znajduje się w indeksie górnym po prawej stronie nazwy orbity. Kompletna konfiguracja elektroniczna przyjmuje postać sekwencji oznaczeń podpoziomów i indeksów górnych.
   • Na przykład najprostsza konfiguracja elektroniczna: 1s 2s 2p. Ta konfiguracja pokazuje, że są dwa elektrony na podpoziomie 1s, dwa elektrony na podpoziomie 2s i sześć elektronów na podpoziomie 2p. 2 + 2 + 6 = łącznie 10 elektronów. Jest to elektroniczna konfiguracja neutralnego atomu neonu (liczba atomowa neonu wynosi 10).
5. 5 Zapamiętaj kolejność orbitali. Należy pamiętać, że orbitale elektronowe są ponumerowane w porządku rosnącym liczby powłoki elektronowej, ale w porządku rosnącym energii. Na przykład, wypełniony orbital 4s jest mniej energetyczny (lub mniej mobilny) niż częściowo wypełniony lub wypełniony 3d, więc orbital 4s jest rejestrowany jako pierwszy. Znając kolejność orbitali, możesz je łatwo uzupełnić zgodnie z liczbą elektronów w atomie. Kolejność wypełniania orbitali jest następująca: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
   • Konfiguracja elektronowa atomu, w którym wszystkie orbitale są wypełnione, będzie miała następującą postać: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d7p
   • Zauważ, że powyższy wpis, gdy wszystkie orbitale są wypełnione, jest konfiguracją elektronową pierwiastka Uuo (ununoktium) 118, atomu o najwyższym numerze w układzie okresowym. Dlatego ta konfiguracja elektroniczna zawiera wszystkie obecnie znane podpoziomy elektroniczne neutralnie naładowanego atomu.
6. 6 Wypełnij orbitale zgodnie z liczbą elektronów w twoim atomie. Na przykład, jeśli chcemy zapisać konfigurację elektronową obojętnego atomu wapnia, musimy zacząć od znalezienia jego liczby atomowej w układzie okresowym. Jego liczba atomowa wynosi 20, więc zapiszemy konfigurację atomu z 20 elektronami według powyższej kolejności.
   • Wypełnij orbitale w powyższej kolejności, aż dotrzesz do dwudziestego elektronu. Pierwszy orbital 1s będzie zawierał dwa elektrony, orbitale 2s będą również miały dwa, 2p - sześć, 3s - dwa, 3p - 6 i 4s - 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 ). innymi słowy, elektroniczna konfiguracja wapnia to: 1s 2s 2p 3s 3p 4s.
   • Zauważ, że orbitale są w porządku rosnącym energii. Na przykład, gdy jesteś gotowy, aby przejść na 4 poziom energii, najpierw zapisz orbital 4s i następnie 3d. Po czwartym poziomie energii przechodzisz do piątego, gdzie powtarza się ta sama kolejność. Dzieje się to dopiero po trzecim poziomie energii.
7. 7 Użyj układu okresowego jako wskazówki wizualnej. Zapewne już zauważyłeś, że kształt układu okresowego odpowiada porządkowi podpoziomów elektronicznych w układach elektronicznych. Na przykład atomy w drugiej kolumnie od lewej zawsze kończą się na „s”, podczas gdy atomy na prawej krawędzi cienkiej środkowej części zawsze kończą się na „d” i tak dalej. Użyj układu okresowego pierwiastków jako wizualnego przewodnika po pisaniu konfiguracji - ponieważ kolejność dodawania do orbitali odpowiada Twojej pozycji w tabeli. Zobacz poniżej:
   • W szczególności dwie skrajnie lewe kolumny zawierają atomy, których konfiguracje elektronowe kończą się orbitalami s, prawy blok tabeli zawiera atomy, których konfiguracje kończą się orbitalami p, aw dolnej części atomy kończą się orbitalami f.
   • Na przykład, kiedy zapisujesz elektronową konfigurację chloru, pomyśl tak: "Ten atom znajduje się w trzecim rzędzie (lub" okresie ") układu okresowego. Znajduje się również w piątej grupie bloku orbitalnego p układu okresowego, dlatego jego konfiguracja elektroniczna zakończy się na...3p
   • Uwaga: elementy w obszarze orbitali d i f tabeli charakteryzują się poziomami energii, które nie odpowiadają okresowi, w którym się znajdują. Na przykład pierwszy rząd bloku elementów z orbitalami d odpowiada orbitalom 3d, chociaż znajduje się w 4. okresie, a pierwszy rząd elementów z orbitalami f odpowiada orbitalowi 4f, mimo że jest w szóstym okresie.
8. 8 Naucz się skrótu do pisania długich konfiguracji elektronicznych. Atomy na prawej krawędzi układu okresowego nazywają się Gazy szlachetne. Pierwiastki te są bardzo stabilne chemicznie. Aby skrócić proces zapisywania długich konfiguracji elektronicznych, po prostu wpisz w nawiasach kwadratowych symbol chemiczny najbliższego gazu szlachetnego z mniejszą liczbą elektronów niż twój atom, a następnie kontynuuj zapisywanie konfiguracji elektronicznej kolejnych poziomów orbitalnych. Zobacz poniżej:
   • Aby zrozumieć tę koncepcję, warto napisać przykładową konfigurację. Zapiszmy konfigurację dla cynku (liczba atomowa 30) używając skrótu gazu szlachetnego. Kompletna konfiguracja cynkowa wygląda następująco: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d. Widzimy jednak, że 1s 2s 2p 3s 3p to elektroniczna konfiguracja argonu, gazu szlachetnego. Wystarczy zastąpić część konfiguracji elektronicznej cynku symbolem chemicznym argonu w nawiasach kwadratowych ([Ar].)
   • Tak więc elektroniczna konfiguracja cynku, zapisana w skróconej formie, to: [Ar] 4s 3d.
   • Zauważ, że jeśli piszesz konfigurację elektroniczną gazu szlachetnego, powiedzmy argon, nie możesz napisać [Ar]! Należy wykorzystać redukcję gazu szlachetnego w obliczu tego pierwiastka; dla argonu będzie to neon ([Ne]).

Metoda 2 z 2: Korzystanie z układu okresowego ADOMAH

1. 1 Poznaj układ okresowy ADOMAH. Ten sposób zapisu konfiguracji elektronicznej nie wymaga zapamiętywania, wymaga jednak zrewidowanego układu okresowego, ponieważ w tradycyjnym układzie okresowym, począwszy od czwartego okresu, numer okresu nie odpowiada powłoce elektronowej. Znajdź ADOMAH Periodic Table - specjalny rodzaj układu okresowego, opracowany przez naukowca Valery'ego Zimmermana. Łatwo go znaleźć za pomocą krótkiego wyszukiwania w Internecie.
   • W układzie okresowym ADOMAH poziome rzędy reprezentują grupy pierwiastków, takich jak halogeny, gazy szlachetne, metale alkaliczne, metale ziem alkalicznych itp. Kolumny pionowe odpowiadają poziomom elektronicznym, a tak zwane „kaskady” (ukośne linie łączące bloki s, p, d i f) odpowiadają okresom.
   • Hel zostaje przeniesiony do wodoru, ponieważ oba te pierwiastki mają orbital 1s. Bloki okresów (s, p, d i f) są pokazane po prawej stronie, a numery poziomów na dole. Pierwiastki są pokazane w ramkach o numerach od 1 do 120. Liczby te są powszechnymi liczbami atomowymi, które reprezentują całkowitą liczbę elektronów w obojętnym atomie.
2. 2 Znajdź swój atom w tabeli ADOMAH. Aby zarejestrować elektroniczną konfigurację pierwiastka, znajdź jego symbol w układzie okresowym ADOMAH i skreśl wszystkie pierwiastki o wyższej liczbie atomowej. Na przykład, jeśli chcesz zapisać konfigurację elektroniczną erbu (68), skreśl wszystkie pierwiastki od 69 do 120.
   • Zwróć uwagę na liczby od 1 do 8 na dole tabeli. Są to numery poziomów elektronicznych lub numery kolumn. Ignoruj ​​kolumny zawierające tylko przekreślone elementy.W przypadku erbu pozostają kolumny o numerach 1, 2, 3, 4, 5 i 6.
3. 3 Policz podpoziomy orbitalne do swojego żywiołu. Patrząc na symbole bloków pokazane po prawej stronie tabeli (s, p, d i f) oraz numery kolumn pokazane na dole, zignoruj ​​ukośne linie między blokami i podziel kolumny na bloki kolumn w kolejności od dołu do góry. Ponownie zignoruj ​​pola z przekreślonymi wszystkimi elementami. Zapisz bloki kolumn, zaczynając od numeru kolumny i symbolu bloku, w ten sposób: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (dla erbu).
   • Uwaga: Powyższa konfiguracja elektroniczna Er jest zapisana w porządku rosnącym numeru podpoziomu elektronicznego. Można go również zapisać w kolejności wypełniania orbitali. Aby to zrobić, śledź kaskady od dołu do góry, a nie kolumny podczas pisania bloków kolumn: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f.
4. 4 Policz elektrony dla każdego podpoziomu elektronicznego. Policz pierwiastki w każdym bloku-kolumnie, które nie zostały przekreślone, dołączając po jednym elektronie z każdego elementu i wpisz ich numer obok symbolu bloku dla każdej bloku-kolumny w następujący sposób: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s ... W naszym przykładzie jest to elektroniczna konfiguracja erbu.
5. 5 Rozważ nieprawidłowe konfiguracje elektroniczne. Istnieje osiemnaście typowych wyjątków związanych z konfiguracjami elektronowymi atomów w najniższym stanie energetycznym, zwanym również podstawowym stanem energetycznym. Nie przestrzegają ogólnej zasady tylko w ostatnich dwóch lub trzech pozycjach zajmowanych przez elektrony. W tym przypadku rzeczywista konfiguracja elektroniczna zakłada, że ​​elektrony są w stanie o niższej energii w porównaniu ze standardową konfiguracją atomu. Atomy wyjątków obejmują:
   • 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); Bóg (..., 4f7, 5d1, 6s2); Au (..., 5d10, 6s1); Ac (…, 6d1, 7s2); NS (..., 6d2, 7s2); Rocznie (..., 5f2, 6d1, 7s2); U (..., 5f3, 6d1, 7s2); Np (..., 5f4, 6d1, 7s2) i Cm (..., 5f7, 6d1, 7s2).

Porady

• Aby znaleźć liczbę atomową atomu zapisanego w konfiguracji elektronicznej, po prostu zsumuj wszystkie liczby następujące po literach (s, p, d i f). Działa to tylko dla neutralnych atomów, jeśli masz do czynienia z jonem, to nic nie zadziała - musisz dodać lub odjąć liczbę dodatkowych lub utraconych elektronów.
• Liczba następująca po literze jest indeksem górnym, nie pomyl się w czeku.
• Nie ma „stabilności do połowy wypełnionego” podpoziomu. To jest uproszczenie. Jakakolwiek stabilność, która odnosi się do „w połowie wypełnionych” podpoziomów, wynika z faktu, że każdy orbital jest zajęty przez jeden elektron, więc odpychanie między elektronami jest zminimalizowane.
• Każdy atom dąży do stanu stabilnego, a najbardziej stabilne konfiguracje mają wypełnione podpoziomy s i p (s2 i p6). Gazy szlachetne mają taką konfigurację, dlatego rzadko wchodzą w reakcje i znajdują się po prawej stronie w układzie okresowym. Dlatego jeśli konfiguracja kończy się na 3p, to do osiągnięcia stanu stabilnego potrzebne są dwa elektrony (żeby stracić sześć, w tym elektrony podpoziomu s, potrzeba więcej energii, więc łatwiej stracić cztery). A jeśli konfiguracja kończy się na 4d, to musi stracić trzy elektrony, aby osiągnąć stan stabilny. Ponadto podpoziomy wypełnione do połowy (s1, p3, d5 ..) są bardziej stabilne niż np. p4 lub p2; jednak s2 i p6 będą jeszcze bardziej niezawodne.
• Kiedy masz do czynienia z jonem, oznacza to, że liczba protonów nie jest równa liczbie elektronów. W takim przypadku ładunek atomu zostanie pokazany w prawym górnym rogu (z reguły) symbolu chemicznego. Dlatego atom antymonu o ładunku +2 ma konfigurację elektroniczną 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p. Zauważ, że 5p zmieniło się na 5p. Bądź ostrożny, gdy konfiguracja neutralnego atomu kończy się na podpoziomach innych niż s i p. Kiedy podnosisz elektrony, możesz je pobierać tylko z orbitali walencyjnych (orbitali s i p).Dlatego też, jeśli konfiguracja kończy się na 4s 3d, a atom zyskuje ładunek +2, to konfiguracja kończy się na 4s 3d. Należy pamiętać, że 3d nie zmiany, zamiast tracić s-orbitalne elektrony.
• Istnieją warunki, w których elektron zmuszony jest „przejść na wyższy poziom energii”. Kiedy podpoziom brakuje jednego elektronu do połowy lub pełnego wypełnienia, weź jeden elektron z najbliższego podpoziomu s lub p i przenieś go na podpoziom, który potrzebuje elektronu.
• Istnieją dwie możliwości zapisu konfiguracji elektronicznej. Można je zapisać w porządku rosnącym liczb poziomów energetycznych lub w kolejności wypełniania orbitali elektronowych, jak pokazano powyżej dla erbu.
• Możesz również zapisać konfigurację elektroniczną elementu, zapisując tylko konfigurację walencyjną, która jest ostatnimi podpoziomami s i p. Tak więc konfiguracja walencyjna antymonu będzie miała postać 5s 5p.
• Jonasz to nie to samo. Z nimi jest o wiele trudniej. Pomiń dwa poziomy i postępuj zgodnie z tym samym schematem, w zależności od tego, gdzie zacząłeś i jak duża jest liczba elektronów.