O físico suíço W. Pauli em 1925 estabeleceu que em um átomo em um orbital não pode haver mais do que dois elétrons que possuem spins opostos (antiparalelos) (traduzido do inglês como “spindle”), ou seja, eles possuem propriedades que podem ser representado condicionalmente como a rotação de um elétron em torno de seu eixo imaginário: horário ou anti-horário. Este princípio é chamado de princípio de Pauli.
Se houver um elétron no orbital, ele é chamado desemparelhado; se houver dois, esses são elétrons emparelhados, ou seja, elétrons com spins opostos.
A Figura 5 mostra um diagrama da divisão dos níveis de energia em subníveis.
O orbital S, como você já sabe, é esférico. O elétron do átomo de hidrogênio (s = 1) está localizado neste orbital e é desemparelhado. Portanto, sua fórmula eletrônica ou configuração eletrônica será escrita da seguinte forma: 1s 1. Nas fórmulas eletrônicas, o número do nível de energia é indicado pelo número na frente da letra (1 ...), o subnível (tipo orbital) é indicado pela letra latina e o número que está escrito no canto superior direito da letra (como um expoente) mostra o número de elétrons no subnível.
Para um átomo de hélio, He, com dois elétrons emparelhados no mesmo orbital s, esta fórmula é: 1s 2 .
A camada de elétrons do átomo de hélio é completa e muito estável. O hélio é um gás nobre.
O segundo nível de energia (n = 2) tem quatro orbitais: um s e três p. Os elétrons do orbital s de segundo nível (orbitais 2s) têm uma energia mais alta, pois estão a uma distância maior do núcleo do que os elétrons do orbital 1s (n = 2).
Em geral, para cada valor de n, existe um orbital s, mas com uma quantidade correspondente de energia de elétron nele e, portanto, com um diâmetro correspondente, crescendo à medida que o valor de n aumenta.
O orbital R tem a forma de um haltere ou de um oito. Todos os três orbitais p estão localizados no átomo mutuamente perpendiculares ao longo das coordenadas espaciais desenhadas através do núcleo do átomo. Deve-se enfatizar novamente que cada nível de energia (camada eletrônica), a partir de n = 2, possui três orbitais p. À medida que o valor de n aumenta, os elétrons ocupam orbitais p localizados a grandes distâncias do núcleo e direcionados ao longo dos eixos x, y e z.
Para elementos do segundo período (n = 2), primeiro um orbital β é preenchido e depois três orbitais p. Fórmula eletrônica 1l: 1s 2 2s 1. O elétron é mais fraco ligado ao núcleo do átomo, então o átomo de lítio pode doá-lo facilmente (como você obviamente se lembra, esse processo é chamado de oxidação), transformando-se em um íon Li +.
No átomo de berílio Be 0, o quarto elétron também está localizado no orbital 2s: 1s 2 2s 2 . Os dois elétrons externos do átomo de berílio são facilmente separados - Be 0 é oxidado para o cátion Be 2+.
No átomo de boro, o quinto elétron ocupa um orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Além disso, os átomos C, N, O, E são preenchidos com orbitais 2p, que terminam com o néon de gás nobre: 1s 2 2s 2 2p 6.
Para os elementos do terceiro período, os orbitais Sv e Sp são preenchidos, respectivamente. Cinco orbitais d do terceiro nível permanecem livres:
Às vezes, em diagramas que descrevem a distribuição de elétrons em átomos, apenas o número de elétrons em cada nível de energia é indicado, ou seja, eles escrevem as fórmulas eletrônicas abreviadas dos átomos dos elementos químicos, em contraste com as fórmulas eletrônicas completas dadas acima .
Para elementos de grandes períodos (quarto e quinto), os dois primeiros elétrons ocupam os 4º e 5º orbitais, respectivamente: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. A partir do terceiro elemento de cada período grande, os próximos dez elétrons irão para os orbitais 3d e 4d anteriores, respectivamente (para elementos de subgrupos secundários): 23 V 2 , 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Como regra, quando o subnível d anterior é preenchido, o subnível p externo (4p e 5p, respectivamente) começará a ser preenchido.
Para elementos de grandes períodos - o sexto e o sétimo incompleto - os níveis e subníveis eletrônicos são preenchidos com elétrons, via de regra, da seguinte forma: os dois primeiros elétrons irão para o subnível β externo: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; o próximo elétron (para Na e Ac) para o anterior (p-subnível: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 e 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Em seguida, os próximos 14 elétrons irão para o terceiro nível de energia do lado de fora nos orbitais 4f e 5f, respectivamente, para lantanídeos e actinídeos.
Em seguida, o segundo nível de energia externo (subnível d) começará a crescer novamente: para elementos de subgrupos secundários: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - e, finalmente, somente após o preenchimento completo do nível atual com dez elétrons o subnível p externo será preenchido novamente:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Muitas vezes, a estrutura das camadas eletrônicas dos átomos é representada usando energia ou células quânticas - elas escrevem as chamadas fórmulas eletrônicas gráficas. Para esse registro, utiliza-se a seguinte notação: cada célula quântica é denotada por uma célula que corresponde a um orbital; cada elétron é indicado por uma seta correspondente à direção do spin. Ao escrever uma fórmula eletrônica gráfica, duas regras devem ser lembradas: o princípio de Pauli, segundo o qual não pode haver mais de dois elétrons em uma célula (orbitais, mas com spins antiparalelos), e a regra de F. Hund, segundo a qual os elétrons ocupam células livres (orbitais), estão localizadas em que são primeiro uma de cada vez e ao mesmo tempo têm o mesmo valor de spin, e só então se emparelham, mas os spins neste caso, segundo o princípio de Pauli, já serão direcionados de forma oposta.
Em conclusão, consideremos mais uma vez o mapeamento das configurações eletrônicas dos átomos dos elementos ao longo dos períodos do sistema D. I. Mendeleev. Os esquemas da estrutura eletrônica dos átomos mostram a distribuição dos elétrons sobre as camadas eletrônicas (níveis de energia).
Em um átomo de hélio, a primeira camada de elétrons está completa - tem 2 elétrons.
Hidrogênio e hélio são elementos s; esses átomos têm um orbital s preenchido com elétrons.
Elementos do segundo período
Para todos os elementos do segundo período, a primeira camada de elétrons é preenchida e os elétrons preenchem os orbitais e e p da segunda camada de elétrons de acordo com o princípio da menor energia (primeiro s- e depois p) e as regras de Pauli e Hund (Tabela 2).
No átomo de néon, a segunda camada de elétrons está completa - tem 8 elétrons.
Tabela 2 A estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos do segundo período
O fim da mesa. 2 
Li, Be são elementos β.
B, C, N, O, F, Ne são elementos p; esses átomos têm orbitais p preenchidos com elétrons.
Elementos do terceiro período
Para átomos de elementos do terceiro período, a primeira e a segunda camadas de elétrons estão completas; portanto, a terceira camada de elétrons é preenchida, na qual os elétrons podem ocupar os subníveis 3s, 3p e 3d (Tabela 3).
Tabela 3 A estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos do terceiro período
Um orbital de elétrons 3s é completado no átomo de magnésio. Na e Mg são elementos s. 
Existem 8 elétrons na camada externa (a terceira camada de elétrons) no átomo de argônio. Como camada externa, ela é completa, mas no total, na terceira camada de elétrons, como você já sabe, pode haver 18 elétrons, o que significa que os elementos do terceiro período têm orbitais 3d não preenchidos.
Todos os elementos de Al a Ar são elementos p. Os elementos s e p formam os principais subgrupos no sistema periódico.
Uma quarta camada de elétrons aparece nos átomos de potássio e cálcio, e o subnível 4s é preenchido (Tabela 4), pois tem uma energia menor que o subnível 3d. Para simplificar as fórmulas eletrônicas gráficas dos átomos dos elementos do quarto período: 1) denotamos a fórmula eletrônica condicionalmente gráfica do argônio como segue:
ar;
2) não retrataremos os subníveis que não são preenchidos para esses átomos.
Tabela 4 A estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos do quarto período
K, Ca - s-elementos incluídos nos principais subgrupos. Para átomos de Sc a Zn, o subnível 3d é preenchido com elétrons. Estes são elementos 3D. Eles estão incluídos nos subgrupos secundários, eles têm uma camada eletrônica pré-externa preenchida, são chamados de elementos de transição.
Preste atenção à estrutura das camadas eletrônicas dos átomos de cromo e cobre. Neles, ocorre uma "falha" de um elétron do subnível 4n- para o 3d, o que é explicado pela maior estabilidade energética das configurações eletrônicas resultantes 3d 5 e 3d 10: 
No átomo de zinco, a terceira camada de elétrons está completa - todos os subníveis 3s, 3p e 3d são preenchidos nela, no total há 18 elétrons neles.
Nos elementos seguintes ao zinco, a quarta camada de elétrons, o subnível 4p, continua a ser preenchida: Os elementos de Ga a Kr são elementos p. 
A camada externa (quarta) do átomo de criptônio está completa e tem 8 elétrons. Mas apenas na quarta camada de elétrons, como você sabe, pode haver 32 elétrons; os subníveis 4d e 4f do átomo de criptônio ainda permanecem vazios.
Os elementos do quinto período vão preenchendo os subníveis na seguinte ordem: 5s-> 4d -> 5p. E também há exceções associadas à "falha" de elétrons, em 41 Nb, 42 MO, etc.
No sexto e sétimo períodos aparecem os elementos, ou seja, os elementos nos quais estão sendo preenchidos os subníveis 4f e 5f da terceira camada eletrônica externa, respectivamente.
Os elementos 4f são chamados de lantanídeos.
Os elementos 5f são chamados de actinídeos.
A ordem de preenchimento dos subníveis eletrônicos nos átomos dos elementos do sexto período: 55 Сs e 56 Ва - 6s-elementos;
57 La... 6s 2 5d 1 - elemento 5d; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementos; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementos; 81 Tl - 86 Rn - 6p elementos. Mas mesmo aqui existem elementos em que a ordem de preenchimento dos orbitais eletrônicos é “violada”, o que, por exemplo, está associado a uma maior estabilidade energética dos subníveis f meio e completamente preenchidos, ou seja, nf 7 e nf 14.
Dependendo de qual subnível do átomo é preenchido com elétrons por último, todos os elementos, como você já entendeu, são divididos em quatro famílias ou blocos eletrônicos (Fig. 7).
1) s-Elementos; o subnível β do nível externo do átomo é preenchido com elétrons; os elementos s incluem hidrogênio, hélio e elementos dos principais subgrupos dos grupos I e II;
2) elementos p; o subnível p do nível externo do átomo é preenchido com elétrons; elementos p incluem elementos dos subgrupos principais dos grupos III-VIII;
3) elementos d; o subnível d do nível pré-externo do átomo é preenchido com elétrons; Os elementos d incluem elementos de subgrupos secundários dos grupos I-VIII, ou seja, elementos de décadas intercaladas de grandes períodos localizados entre os elementos s e p. Eles também são chamados de elementos de transição;
4) elementos f, o subnível f do terceiro nível externo do átomo é preenchido com elétrons; estes incluem lantanídeos e actinídeos.
1. O que aconteceria se o princípio de Pauli não fosse respeitado?
2. O que aconteceria se a regra de Hund não fosse respeitada?
3. Fazer diagramas da estrutura eletrônica, fórmulas eletrônicas e fórmulas eletrônicas gráficas dos átomos dos seguintes elementos químicos: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.
4. Escreva a fórmula eletrônica para o elemento #110 usando o símbolo para o gás nobre correspondente.
5. O que é a “falha” de um elétron? Dê exemplos de elementos nos quais esse fenômeno é observado, anote suas fórmulas eletrônicas.
6. Como a propriedade é determinada Elemento químico a esta ou aquela família eletrônica?
7. Compare as fórmulas eletrônicas e gráficas do átomo de enxofre. o que Informação adicional contém a última fórmula?
Configuração eletronicaátomo - é uma representação numérica de seus orbitais de elétrons. Orbitais de elétrons são áreas várias formas, localizado ao redor do núcleo atômico, no qual o elétron é matematicamente provável. Configuração eletronica ajuda a dizer rápida e facilmente quantos orbitais de elétrons um átomo possui, bem como a determinar o número de elétrons em cada orbital. Depois de ler este artigo, você dominará o método de compilação de configurações eletrônicas.
1s2
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
Os elétrons em um átomo ocupam níveis, subníveis e orbitais de acordo com as seguintes regras.
regra de Pauli. Dois elétrons em um átomo não podem ter quatro números quânticos idênticos. Eles devem diferir em pelo menos um número quântico.
O orbital contém elétrons com certos números n, l, m l e os elétrons nele podem diferir apenas no número quântico m s , que tem dois valores +1/2 e -1/2. Portanto, não mais do que dois elétrons podem ser localizados em um orbital.
No subnível, os elétrons têm n e l definidos e diferem nos números m l e m s . Como m l pode assumir valores 2l+1 e m s - 2 valores, então o subnível não pode conter mais do que 2(2l+1) elétrons. Portanto, o número máximo de elétrons nos subníveis s-, p-, d-, f são 2, 6, 10, 14 elétrons, respectivamente.
Da mesma forma, um nível não contém mais do que 2n 2 elétrons, e o número máximo de elétrons nos primeiros quatro níveis não deve exceder 2, 8, 18 e 32 elétrons, respectivamente.
A regra da menor energia. O preenchimento sequencial dos níveis deve ocorrer de forma a garantir o mínimo de energia do átomo. Cada elétron ocupa um orbital livre com a menor energia.
regra de Klechkovsky. O preenchimento dos subníveis eletrônicos é feito em ordem crescente de soma (n + l), e no caso da mesma soma (n + l) - em ordem crescente de número n.
Forma gráfica da regra de Klechkovsky.
De acordo com a regra de Klechkovsky, os subníveis são preenchidos na seguinte ordem: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d , 7p, 8s, ...
Embora o preenchimento dos subníveis ocorra de acordo com a regra de Klechkovsky, na fórmula eletrônica os subníveis são escritos sequencialmente por níveis: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f, etc. Isso se deve ao fato de que a energia dos níveis preenchidos é determinada pelo número quântico n: quanto maior n, maior a energia e, para níveis completamente preenchidos, temos Е 3d Uma diminuição na energia de subníveis com menor n e maior l, se estiverem completamente ou meio preenchidos, leva um número de átomos a configurações eletrônicas que diferem daquelas previstas pela regra de Klechkovsky. Então para Cr e Cu temos distribuição no nível de valência: Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 e Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 e não Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 e Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . regra de Gund. Os orbitais de um determinado subnível são preenchidos de forma que o spin total seja máximo. Os orbitais de um determinado subnível são primeiro preenchidos por um elétron. Por exemplo, para a configuração p 2, o preenchimento p x 1 p y 1 com um spin total s = 1/2 + 1/2 = 1 é preferível (isto é, tem uma energia mais baixa) do que o preenchimento p x 2 com um spin total s = 1/2 - 1/2 = 0. - mais lucrativo, ¯ - menos lucrativo. As configurações eletrônicas dos átomos podem ser escritas por níveis, subníveis, orbitais. Neste último caso, o orbital é geralmente denotado por uma célula quântica e os elétrons por setas que têm uma direção ou outra dependendo do valor de m s . Por exemplo, a fórmula eletrônica P(15e) pode ser escrita: a) por níveis)2)8)5 b) por subníveis 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 c) por orbitais 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 3s 2 3p x 1 3p y 1 3p z 1 ou ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ Exemplo. Escreva as fórmulas eletrônicas para Ti(22e) e As(33e) por subníveis. O titânio está no 4º período, então anotamos os subníveis até 4p: 1s2s2p3s3p3d4s4p e os preenchemos com elétrons até o número total de 22, embora não incluamos os subníveis não preenchidos na fórmula final. Nós recebemos. Aula 2. Configuração eletrônica do elemento Ao final da última palestra, com base nas regras de Klechkovsky, construímos a ordem de preenchimento dos subníveis de energia com elétrons 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f14 5d9 6p6 7s2 6d1 5f14 6d9 7p6 … A distribuição de elétrons de um átomo sobre os subníveis de energia é chamada configuração eletronica. Em primeiro lugar, ao olhar para a série de preenchimento, uma certa periodicidade-regularidade chama a atenção. O preenchimento de orbitais de energia com elétrons no estado fundamental de um átomo obedece ao princípio da menor energia: primeiro, orbitais de baixa altitude mais favoráveis são preenchidos e, em seguida, orbitais de baixa altitude sequencialmente de acordo com a ordem de preenchimento. Vamos analisar a sequência de enchimento. Se exatamente 1 elétron estiver presente em um átomo, ele cairá no 1s-AO mais baixo (AO é um orbital atômico). Portanto, a configuração eletrônica emergente pode ser representada pela notação 1s1 ou graficamente (veja abaixo - uma seta em uma caixa). É fácil entender que se houver mais de um elétron em um átomo, eles ocupam sequencialmente primeiro 1s, depois 2s e, finalmente, vão para o subnível 2p. Porém, já para seis elétrons (um átomo de carbono no estado fundamental), surgem duas possibilidades: preencher o subnível 2p com dois elétrons com o mesmo spin ou com o contrário. Vamos fazer uma analogia simples: suponha que os orbitais atômicos sejam uma espécie de "quartos" para os "residentes", que são os elétrons. É bem conhecido pela prática que os inquilinos preferem, se possível, ocupar cada quarto separado, e não se amontoar em um. Um comportamento semelhante também é característico dos elétrons, o que se reflete na regra de Hund: Regra de Hund: o estado estacionário de um átomo corresponde a tal distribuição de elétrons dentro do subnível de energia no qual o spin total é máximo. O estado de um átomo com energia mínima é chamado de estado fundamental, e todos os demais são chamados de estados excitados do átomo. Aula 2. Configuração eletrônica Átomos de elementos dos períodos I e II 1 elétron 2 elétrons 3 elétrons 4 elétrons 5 elétrons 6 elétrons 7 elétrons 8 elétrons 9 elétrons 10Ne 10 elétrons Elemento de todo o e- configuração eletronica distribuição de elétrons Então, com base na regra de Hund, para o nitrogênio o estado fundamental assume a presença de três p-elétrons desemparelhados (configuração eletrônica …2p3 ). Nos átomos de oxigênio, flúor e néon, ocorre o emparelhamento sequencial de elétrons e o subnível 2p é preenchido. Note que o terceiro período sistema periódico inicia o átomo de sódio, cuja configuração (11 Na ... 3s1 ) é muito semelhante à do lítio (3 Li ... 2s1 ) exceto que o número quântico principal n é três em vez de dois. O preenchimento dos subníveis de energia nos átomos dos elementos do período III com elétrons é exatamente o mesmo observado para os elementos do período II: o átomo de magnésio completa o preenchimento do subnível 3s, então, do alumínio ao argônio, os elétrons são colocados sequencialmente no Subnível 3p de acordo com a regra de Hund: primeiro, elétrons individuais são colocados no AO ( Al, Si, P), então ocorre seu emparelhamento. Átomos de elementos do III período 11Na 12Mg 13Al 14Si 17Cl 18Ar abreviado distribuição eletrônica Aula 2. Configuração eletrônica O quarto período da Tabela Periódica começa com o preenchimento do subnível 4s nos átomos de potássio e cálcio com elétrons. Como segue a ordem de preenchimento, vem a vez dos orbitais 3d. Assim, podemos concluir que o preenchimento de d-AO com elétrons é “atrasado” em 1 período: no período IV, 3 (!) subnível d é preenchido). Assim, de Sc a Zn, o subnível 3d (10 elétrons) é preenchido com elétrons, então de Ga a Kr, o subnível 4p é preenchido. Átomos de elementos do período IV 20Ca 21pb 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 4s2 3d1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 22ti 4s2 3d2 30Zn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4s2 3d10 31Ga 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 36Kr 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d abreviado distribuição eletrônica O preenchimento dos subníveis de energia com elétrons nos átomos dos elementos de período V é exatamente o mesmo observado para os elementos de período IV (desmonte sozinho) No sexto período, o subnível 6s é primeiro preenchido com elétrons (átomos de 55 Cs e 56 Ba), e então um elétron está localizado no orbital 5d do lantânio (57 La 6s2 5d1 ). Para os próximos 14 elementos (de 58 a 71), o subnível 4f é preenchido, ou seja, o preenchimento dos orbitais f é “atrasado” em 2 períodos, enquanto o elétron no subnível 5d é preservado. Por exemplo, deve-se anotar a configuração eletrônica do cério 58 Ce 6s2 5d 1 4 f 1 A partir do elemento 72 (72 Hf) e até o elemento 80 (80 Hg), o subnível 5d é “preenchido”. Portanto, as configurações eletrônicas de háfnio e mercúrio são 72 Hf 6s2 5d 1 4 f 14 5d 1 ou 72 Hf 6s2 4 f 14 5d 2 80 Hg 6s2 5d 1 4 f 14 5d 9 ou 80 Hg 6s2 4 f 14 5d 10 Aula 2. Configuração eletrônica Da mesma forma, os subníveis de energia nos átomos dos elementos do período VII são preenchidos com elétrons. Determinação de números quânticos a partir de configuração eletrônica O que são números quânticos, como eles apareceram e por que são necessários - veja a Aula 1. Dado: entrada de configuração eletrônica "3p 4" O número quântico principal n é o primeiro dígito na entrada, ou seja, "3". n = 3 "3 p4", o número quântico principal; O número quântico secundário (orbital, azimutal) l é codificado pela designação de letra do subnível. A letra p corresponde ao número l = 1. forma de nuvem l \u003d 1 "3p 4", "haltere" Distribuição de elétrons dentro de um subnível de acordo com o princípio de Pauli e a regra de Hund m Є [-1; +1] - os orbitais são os mesmos (degenerados) em energia n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = -1); s = + ½ n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = 0); s = + ½n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = +1); s = + ½ n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = -1); s = -½ Nível de valência e elétrons de valência nível de valência chamado um conjunto de subníveis de energia que estão envolvidos na formação de ligações químicas com outros átomos. Os elétrons de valência são aqueles localizados no nível de valência. Os elementos do PSCE são divididos em 4 grupos s-elements. Elétrons de valência ns x . Os dois elementos s estão no início de cada período. p-elementos. Elétrons de valência ns 2 np x . Seis elementos p estão localizados no final de cada período (exceto o primeiro e o sétimo). Aula 2. Configuração eletrônica d-elementos. Elétrons de valência ns 2 (n-1)d x. Dez elementos d formam subgrupos secundários, começando no período IV e estão entre os elementos s e p. elementos f. Elétrons de valência ns 2 (n-1)d 1 (n-2)f x. Os quatorze elementos f formam a série de lantanídeos (4f) e actinídeos (5f), que estão localizados abaixo da tabela. Análogos eletrônicos são partículas que são caracterizadas por configurações eletrônicas semelhantes, ou seja, distribuição de elétrons em subníveis. Por exemplo H 1s1 Li … 2s1 Na … 3s1 K … 4s1 Os análogos eletrônicos têm configurações eletrônicas semelhantes, portanto, suas propriedades químicas são semelhantes - e estão localizadas no sistema periódico de elementos no mesmo subgrupo. "Falha" eletrônica (ou "ultrapassagem" eletrônica) A mecânica quântica prevê que o estado da partícula tem a energia mais baixa quando todos os níveis são preenchidos com elétrons completamente ou pela metade. É por isso para elementos do subgrupo de cromo(Cr, Mo, W, Sg) e elementos do subgrupo de cobre(Cu, Ag, Au) há um deslocamento de 1 elétron de s - para o subnível d. 24 Cr 4s2 3d4 24 Cr 4s1 3d5 29 Cu 4s2 3d9 29 Cu 4s1 3d10 Este fenômeno é chamado de "falha" eletrônica, deve ser lembrado. Um fenômeno semelhante também é característico dos elementos f, mas sua química está além do escopo de nosso curso. Observe: para elementos p, o mergulho eletrônico NÃO é observado! Resumindo, deve-se concluir que o número de elétrons em um átomo é determinado pela composição de seu núcleo, e sua distribuição (configuração eletrônica) é determinada por conjuntos Aula 2. Configuração eletrônica Números quânticos. Por sua vez, a configuração eletrônica determina as propriedades químicas do elemento. Portanto, é óbvio que Propriedades de substâncias simples, bem como propriedades de compostos elementos estão em uma dependência periódica da magnitude da carga do núcleo átomo (número de série). Lei Periódica Propriedades básicas dos átomos dos elementos 1. O raio de um átomo é a distância do centro do núcleo ao nível de energia externo. NO período, à medida que a carga do núcleo aumenta, o raio do átomo diminui; num grupo, pelo contrário, à medida que o número de níveis de energia aumenta, o raio do átomo aumenta. Conseqüentemente, nas séries O2- , F- , Ne, Na+ , Mg2+ - o raio da partícula diminui, embora sua configuração seja a mesma 1s2 2s2 2p6 . Para não metais, eles falam sobre o raio covalente, para metais, sobre o raio metálico, para íons, sobre o raio iônico. 2. O potencial de ionização é a energia que deve ser gasta na separação do átomo 1 elétron. De acordo com o princípio da menor energia, o último elétron em termos de preenchimento (para os elementos s e p) e o elétron do nível de energia externo (para os elementos d e f) são primeiro separados No período, à medida que a carga do núcleo aumenta, cresce o potencial de ionização - no início do período existe um metal alcalino com baixo potencial de ionização, no final do período - um gás inerte. Em um grupo, os potenciais de ionização enfraquecem. Energia de ionização, eV 3.
Afinidade eletrônica - a energia liberada quando um elétron está ligado a um átomo, ou seja, na formação de um ânion. 4.
Eletronegatividade (EO) é a capacidade dos átomos de atrair a densidade de elétrons para si. Ao contrário do potencial de ionização, que é seguido por uma quantidade física mensurável específica, o EO é uma certa quantidade que pode serapenas calculado, não pode ser medido. Em outras palavras, a EO foi inventada por pessoas para usá-la para explicar certos fenômenos. Para nossos propósitos educacionais, é necessário lembrar a ordem qualitativa da mudança eletronegatividade: F > O > N > Cl > ... > H > ... > metais. EO - a capacidade de um átomo de mudar sua densidade de elétrons para si mesmo, - obviamente, aumenta no período (já que a carga do núcleo aumenta - a força de atração do elétron e o raio do átomo diminuem) e, ao contrário, enfraquece no grupo. É fácil entender que, como o período começa com um metal eletropositivo, e termina com um típico não-metal do grupo VII (gases inertes não são levados em consideração), então o grau de mudança no EC no período é maior do que no grupo. Aula 2. Configuração eletrônica 5. O estado de oxidação é a carga condicional de um átomo em um composto químico, calculado na aproximação de que todas as ligações são formadas por íons. O estado mínimo de oxidação é determinado por quantos elétrons um átomo pode aceitar por representam a sequência na qual os átomos estão conectados uns aos outros. Considere separadamente cada par de átomos e indique com uma seta o deslocamento dos elétrons para aquele átomo do par, cujo EC é maior que (b). Consequentemente, os elétrons se deslocaram - e as cargas foram formadas - positivas e negativas: no final de cada seta está uma carga (-1), correspondente à adição de 1 elétron; na base da seta está a carga (+1) correspondente à remoção de 1 elétron. As cargas resultantes são o estado de oxidação de um determinado átomo. H+1 H+1 Por hoje é só, obrigado pela atenção. Literatura 1. S.G. Baram, M. A. Ilyin. Química na Escola de Verão. Proc. subsídio / Novosib. Estado un-t, Novosibirsk, 2012. 48 p. 2. A.V. Manuilov, V.I. Rodionov. Fundamentos de química para crianças e adultos. – M.: Editora CJSC Tsentrpoligraf, 2014. - 416 p. - ver pág. 29-85. http://www.hemi.nsu.ru/ O arranjo dos elétrons em níveis de energia e orbitais é chamado de configuração eletrônica. A configuração pode ser representada na forma das chamadas fórmulas eletrônicas, nas quais o número do nível de energia é indicado na frente, o subnível é indicado por uma letra e o número de elétrons neste subnível é indicado na parte superior direita da letra. A soma dos últimos números corresponde ao valor da carga positiva do núcleo atômico. Por exemplo, as fórmulas eletrônicas de enxofre e cálcio ficarão assim: S (+ 16) - ls22s22p63s23p\ Ca (+ 20) - ls22s22p63s23p64s2. O preenchimento dos níveis eletrônicos é realizado de acordo com o princípio da menor energia: o estado mais estável de um elétron em um átomo corresponde ao estado com o valor mínimo de energia. Portanto, as camadas com os menores valores de energia são preenchidas primeiro. O cientista soviético V. Klechkovsky descobriu que a energia de um elétron aumenta com o aumento da soma dos números quânticos principal e orbital (n + /)> portanto, o preenchimento das camadas eletrônicas ocorre na ordem do aumento do soma dos números quânticos principais e orbitais. Se as somas (n - f1) para dois subníveis forem iguais, primeiro os subníveis com o menor n e o maior l9 serão preenchidos e, em seguida, os subníveis com o maior n e o menor L. Seja, por exemplo, a soma ( n + /) « 5. Esta soma corresponde às seguintes combinações quer I: n = 3; / 2; n *" 4; 1-1; l = / - 0. Com base nisso, o subnível d do terceiro nível de energia deve ser preenchido primeiro, depois o subnível 4p deve ser preenchido e somente depois disso o subnível s do quinto nível de energia. Todos os itens acima definem a seguinte ordem de preenchimento de elétrons em átomos: Exemplo 1 Desenhe a fórmula eletrônica do átomo de sódio. Solução Com base na posição na tabela periódica, estabelece-se que o sódio é um elemento do terceiro período. Isso indica que os elétrons no átomo de sódio estão localizados em três níveis de energia. O número atômico do elemento determina o número total de elétrons nesses três níveis - onze. No primeiro nível de energia (ls1, / = 0; subnível s), o número máximo de elétrons é // « 2n2, N = 2. A distribuição de elétrons no subnível s do nível de energia I é exibida pelo registro - Is2, No nível de energia II n = 2, I « 0 (subnível s) e I = 1 (subnível p), o número máximo de elétrons é oito. Como o máximo 2e está localizado no subnível S, haverá 6e no subnível p. A distribuição de elétrons no nível de energia II é exibida escrevendo - 2s22p6. No terceiro nível de energia, os subníveis S, p e d são possíveis. O átomo de sódio possui apenas um elétron no nível de energia III, que, de acordo com o princípio da menor energia, ocupará o subnível 3v. Combinando os registros da distribuição de elétrons em cada camada em um, obtém-se a fórmula eletrônica do átomo de sódio: ls22s22p63s1. A carga positiva do átomo de sódio (+11) é compensada pelo número total de elétrons (11). Além disso, a estrutura das camadas eletrônicas é representada usando energia ou células quânticas (orbitais) - essas são as chamadas fórmulas eletrônicas gráficas. Cada uma dessas células é denotada por um retângulo Q, o elétron t> a direção da seta caracteriza o spin do elétron. De acordo com o princípio de Pauli, um (desemparelhado) ou dois (emparelhados) elétrons são colocados em uma célula (órbita). A estrutura eletrônica do átomo de sódio pode ser representada pelo esquema: Ao preencher células quânticas, é necessário conhecer a regra de Hund: o estado estável do átomo corresponde a tal distribuição de elétrons dentro do subnível de energia (p, d, f ), em que o valor absoluto do spin total do átomo é máximo. Então, se dois elétrons ocupam um orbital\]j\\\, então seu spin total será igual a zero. O preenchimento de dois orbitais 1 m 111 I com elétrons dará um spin total igual à unidade. Com base no princípio de Hund, a distribuição de elétrons em células quânticas, por exemplo, para átomos 6C e 7N será a seguinte: Questões e tarefas para solução independente 1. Liste todas as provisões teóricas básicas necessárias para preencher elétrons em átomos. 2. Mostre a validade do princípio da menor energia no exemplo de preenchimento de elétrons nos átomos de cálcio e escândio, estrôncio, ítrio e índio. 3. Qual das fórmulas gráficas eletrônicas do átomo de fósforo (estado não excitado) está correta? Justifique sua resposta usando a regra de Gund. 4. Escreva todos os números quânticos para elétrons de átomos: a) sódio, silício; b) fósforo, cloro; c) enxofre, argônio. 5. Componha as fórmulas eletrônicas dos átomos do elemento s do primeiro e terceiro períodos. 6. Componha a fórmula eletrônica do átomo do elemento p do quinto período, cujo nível de energia externa é 5s25p5. Quais são suas propriedades químicas? 7. Desenhe a distribuição de elétrons em órbitas nos átomos de silício, flúor, criptônio. 8. Componha a fórmula eletrônica de um elemento em que o estado de energia de dois elétrons do nível externo é descrito pelos seguintes números quânticos: n - 5; 0; m1 = 0; ta = + 1/2; que "-1/2. 9. Os níveis de energia externos e penúltimos dos átomos têm a seguinte forma: a) 3d24s2; b) 4d105s1; c) 5s25p6. Componha as fórmulas eletrônicas dos átomos dos elementos. Especifique os elementos p e d. 10. Faça fórmulas eletrônicas de átomos de elementos d, que possuem 5 elétrons no subnível d. 11. Desenhe a distribuição de elétrons em células quânticas nos átomos de potássio, cloro, néon. 12. A camada eletrônica externa de um elemento é expressa pela fórmula 3s23p4. Determine o número de série e o nome do elemento. 13. Escreva as configurações eletrônicas dos seguintes íons: 14. Os átomos de O, Mg e Ti contêm elétrons de nível M? 15. Quais partículas de átomos são isoeletrônicas, ou seja, contêm o mesmo número de elétrons: 16. Quantos níveis eletrônicos os átomos têm no estado S2", S4+, S6+? 17. Quantos orbitais d livres existem em Sc, Átomos de Ti, V? Escreva as fórmulas eletrônicas dos átomos desses elementos. 18. Indique o número de série do elemento em que: a) o preenchimento do subnível 4c1 com elétrons termina; b) o preenchimento do subnível 4p com elétrons começa. 19. Indique as características das configurações eletrônicas dos átomos de cobre e cromo. Qual é o número 4b-elétrons contêm átomos desses elementos em um estado estável?20. Quantos orbitais 3p vagos um átomo de silício tem em um estado estacionário e estado excitado?
