Indhold

• Trin
• Metode 1 af 2: Distribution af elektroner ved hjælp af det periodiske system af D. I. Mendeleev
• Metode 2 af 2: Brug af ADOMAHs periodiske system
• Tips

Elektronisk konfiguration et atom er en numerisk repræsentation af dets elektronorbitaler. Elektroniske orbitaler er områder med forskellige former placeret omkring en atomkerne, hvor en elektron er matematisk sandsynlig. Elektronisk konfiguration hjælper med hurtigt og nemt at fortælle læseren, hvor mange elektronorbitaler et atom har, samt bestemme antallet af elektroner i hver orbital. Efter at have læst denne artikel har du mestret metoden til generering af elektroniske konfigurationer.

Trin

Metode 1 af 2: Distribution af elektroner ved hjælp af det periodiske system af D. I. Mendeleev

1. 1 Find atomnummeret på dit atom. Hvert atom har et bestemt antal elektroner forbundet med det. Find symbolet for dit atom i det periodiske system. Et atomnummer er et positivt heltal, der starter ved 1 (for brint) og stiger med et for hvert efterfølgende atom. Et atomnummer er antallet af protoner i et atom, og derfor er det også antallet af elektroner i et atom med nul ladning.
2. 2 Bestem ladningen af ​​et atom. Neutrale atomer vil have det samme antal elektroner som vist i det periodiske system. Ladede atomer vil dog have flere eller færre elektroner, afhængigt af mængden af ​​deres ladning. Hvis du arbejder med et ladet atom, skal du tilføje eller fratrække elektroner som følger: Tilføj en elektron for hver negativ ladning og træk en for hver positiv.
   • For eksempel vil et natriumatom med en ladning på -1 have en ekstra elektron ud over til dets basist atomnummer 11. Med andre ord vil det samlede atom have 12 elektroner.
   • Hvis vi taler om et natriumatom med en ladning på +1, skal en elektron trækkes fra basisk atomnummer 11. Atomet vil således have 10 elektroner.
3. 3 Husk den grundlæggende liste over orbitaler. Når antallet af elektroner stiger, fylder de de forskellige underniveauer af atomets elektronskal i henhold til en bestemt sekvens. Hvert underniveau af elektronskallen indeholder, når den er fyldt, et lige antal elektroner. Følgende underniveauer er tilgængelige:
   • s-niveau (ethvert tal i den elektroniske konfiguration, der kommer før bogstavet "s") indeholder en enkelt kredsløb, og iflg Paulis princip, kan en orbital indeholde maksimalt 2 elektroner, derfor kan der være 2 elektroner på hver s-sub-niveau af elektronskallen.
   • p-underniveau indeholder 3 orbitaler, og kan derfor maksimalt indeholde 6 elektroner.
   • d-niveau indeholder 5 orbitaler, så den kan have op til 10 elektroner.
   • f-underniveau indeholder 7 orbitaler, så den kan have op til 14 elektroner.
   • g-, h-, i- og k-underniveauer er teoretiske. Atomer, der indeholder elektroner i disse orbitaler, er ukendte. G-sub-niveauet indeholder 9 orbitaler, så teoretisk set kan det have 18 elektroner. H-underniveauet må have 11 orbitaler og maksimalt 22 elektroner; i i -sub -niveau -13 orbitaler og maksimalt 26 elektroner; i k -underniveau - 15 orbitaler og maksimalt 30 elektroner.
   • Husk orbitalernes rækkefølge ved hjælp af det mnemoniske trick:
     Sober Physicister Dpå T Find Giraffes Hiding jegn Kkløer (ædru fysikere finder ikke giraffer gemme sig i køkkener).
4. 4 Forstå den elektroniske konfigurationspost. Elektroniske konfigurationer registreres for tydeligt at afspejle antallet af elektroner i hver kredsløb. Orbitaler skrives sekventielt, hvor antallet af atomer i hver orbital er overskriften til højre for orbitalnavnet. Den færdige elektroniske konfiguration har form af en sekvens af underniveaubetegnelser og overskrift.
   • For eksempel den enkleste elektroniske konfiguration: 1s 2s 2p. Denne konfiguration viser, at der er to elektroner på 1s -underniveauet, to elektroner på 2s -underniveauet og seks elektroner på 2p -underniveauet. 2 + 2 + 6 = 10 elektroner i alt. Dette er den elektroniske konfiguration af et neutralt neonatom (neon atomnummer er 10).
5. 5 Husk orbitalernes rækkefølge. Husk på, at elektronorbitalerne er nummereret i stigende rækkefølge af elektronskalnummeret, men i stigende energirækkefølge. For eksempel er en fyldt 4s orbital mindre energisk (eller mindre mobil) end en delvis fyldt eller fyldt 3d, så 4s orbital registreres først. Når du kender orbitalernes rækkefølge, kan du nemt udfylde dem i henhold til antallet af elektroner i atomet. Ordenen til at fylde orbitalerne er som følger: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
   • Den elektroniske konfiguration af et atom, hvor alle orbitaler er fyldt, har følgende form: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d7p
   • Bemærk, at ovenstående post, når alle orbitaler er fyldt, er den elektroniske konfiguration af elementet Uuo (ununoctium) 118, det højest nummererede atom i det periodiske system. Derfor indeholder denne elektroniske konfiguration alle i øjeblikket kendte elektroniske underniveauer af et neutralt ladet atom.
6. 6 Udfyld orbitalerne i henhold til antallet af elektroner i dit atom. For eksempel, hvis vi vil nedskrive den elektroniske konfiguration af et neutralt calciumatom, skal vi starte med at lede efter dets atomnummer i det periodiske system. Dens atomnummer er 20, så vi vil skrive konfigurationen af ​​et atom med 20 elektroner i henhold til ovenstående rækkefølge.
   • Udfyld orbitalerne i ovenstående rækkefølge, indtil du når den tyvende elektron. Den første 1s orbital vil indeholde to elektroner, 2s orbitalerne vil også have to, 2p - seks, 3s - to, 3p - 6 og 4s - 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20.) I med andre ord, den elektroniske konfiguration af calcium er: 1s 2s 2p 3s 3p 4s.
   • Bemærk, at orbitalerne er i stigende energirækkefølge. For eksempel, når du er klar til at flytte til det 4. energiniveau, så skriv først 4'ernes orbital ned, og derefter 3d. Efter det fjerde energiniveau går du til det femte, hvor den samme rækkefølge gentages. Dette sker først efter det tredje energiniveau.
7. 7 Brug det periodiske system som et visuelt spor. Du har sikkert allerede bemærket, at formen på det periodiske system svarer til rækkefølgen af ​​elektroniske underniveauer i elektroniske konfigurationer. For eksempel ender atomerne i den anden kolonne fra venstre altid med "s", mens atomerne i højre kant af det tynde midtersektion altid ender med "d" osv. Brug det periodiske system som en visuel guide til at skrive konfigurationer - som den rækkefølge, du tilføjer til orbitaler, svarer til din position i tabellen. Se nedenunder:
   • Især de to kolonner længst til venstre indeholder atomer, hvis elektroniske konfigurationer ender i s-orbitaler, den højre blok i tabellen indeholder atomer, hvis konfigurationer ender i p-orbitaler, og i den nederste del, atomer ender i f-orbitaler.
   • Når du f.eks. Nedskriver den elektroniske konfiguration af klor, skal du tænke sådan: "Dette atom er placeret i den tredje række (eller" periode ") i det periodiske system. Det er også placeret i den femte gruppe af p -orbitalklodsen af det periodiske system. Derfor vil dets elektroniske konfiguration ende i .3p
   • Bemærk venligst: elementerne i området d og f orbitaler i tabellen er kendetegnet ved energiniveauer, der ikke svarer til den periode, de befinder sig i. For eksempel svarer den første række af blokken af ​​elementer med d-orbitaler til 3d orbitaler, selvom den er placeret i den 4. periode, og den første række af elementer med f-orbitaler svarer til 4f-orbitalen, på trods af at den er er i 6. periode.
8. 8 Lær stenografien til at skrive lange elektroniske konfigurationer. Atomer på højre kant af det periodiske system kaldes ædelgasser. Disse elementer er kemisk meget stabile. For at forkorte processen med at skrive lange elektroniske konfigurationer skal du blot skrive i firkantede parenteser det kemiske symbol for den nærmeste ædelgas med færre elektroner end dit atom og derefter fortsætte med at skrive den elektroniske konfiguration af efterfølgende orbitalniveauer. Se nedenunder:
   • For at forstå dette koncept er det nyttigt at skrive en eksempelkonfiguration. Lad os skrive konfigurationen for zink (atomnummer 30) ved hjælp af ædelgas -forkortelsen. Den komplette zink -konfiguration ser sådan ud: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d. Vi ser imidlertid, at 1s 2s 2p 3s 3p er den elektroniske konfiguration af argon, en ædelgas. Du skal blot udskifte den elektroniske konfigurationsdel af zink med det kemiske symbol argon i firkantede parenteser ([Ar].)
   • Så den elektroniske konfiguration af zink, skrevet i en forkortet form, er: [Ar] 4s 3d.
   • Bemærk, at hvis du skriver den elektroniske konfiguration af en ædelgas, f.eks. Argon, kan du ikke skrive [Ar]! Man skal bruge reduktionen af ​​ædelgassen mod dette element; for argon vil det være neon ([Ne]).

Metode 2 af 2: Brug af ADOMAHs periodiske system

1. 1 Lær ADOMAH periodiske tabel. Denne metode til registrering af den elektroniske konfiguration kræver ikke hukommelse, men det kræver en revideret periodisk tabel, da periodetallet i den traditionelle periodiske tabel, der starter fra den fjerde periode, ikke svarer til elektronskallen. Find ADOMAH Periodic Table - en speciel type periodisk tabel udviklet af videnskabsmand Valery Zimmerman. Det er let at finde det med en kort søgning på Internettet.
   • I ADOMAHs periodiske system repræsenterer vandrette rækker grupper af elementer såsom halogener, ædelgasser, alkalimetaller, jordalkalimetaller osv. Lodrette søjler svarer til elektroniske niveauer, og såkaldte "kaskader" (diagonale linjer, der forbinder blokke s, p, d og f) svarer til perioder.
   • Helium flyttes til brint, da begge disse elementer har en 1s -kredsløb. Periodeblokke (s, p, d og f) vises i højre side, og niveaunumre vises i bunden. Elementer er vist i felter nummereret 1 til 120. Disse tal er almindelige atomnumre, der repræsenterer det samlede antal elektroner i et neutralt atom.
2. 2 Find dit atom i ADOMAH -tabellen. For at registrere den elektroniske konfiguration af et element skal du finde dets symbol i ADOMAHs periodiske system og krydse alle elementer med et højere atomnummer. For eksempel, hvis du skal skrive den elektroniske konfiguration af erbium (68) ned, skal du krydse alle elementer fra 69 til 120.
   • Bemærk tallene 1 til 8 i bunden af ​​tabellen. Disse er elektroniske niveaunumre eller kolonnetal. Ignorer kolonner, der kun indeholder overstreget elementer.For erbium forbliver søjlerne nummereret 1, 2, 3, 4, 5 og 6.
3. 3 Tæl de orbitale underniveauer til dit element. Når man ser på bloksymbolerne vist til højre for tabellen (s, p, d og f) og kolonnetallene vist nederst, ignoreres de diagonale linjer mellem blokkene og bryder kolonnerne i kolonneblokke i rækkefølge fra bunden til top. Ignorer igen kasserne med alle elementerne overstreget. Skriv kolonneblokkene ned, startende med kolonnetallet efterfulgt af bloksymbolet, således: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (for erbium).
   • Bemærk: Ovenstående elektroniske konfiguration Er er skrevet i stigende rækkefølge af det elektroniske underniveau. Det kan også skrives i rækkefølgen af ​​udfyldning af orbitalerne. For at gøre dette skal du følge kaskaderne nedefra og op, ikke kolonnerne, når du skriver kolonneblokkene: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f.
4. 4 Tæl elektronerne for hvert elektronisk underniveau. Tæl elementerne i hver blokkolonne, der ikke blev overstreget, vedhæft en elektron fra hvert element, og skriv deres nummer ved siden af ​​bloksymbolet for hver blokkolonne som følger: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s ... I vores eksempel er dette den elektroniske konfiguration af erbium.
5. 5 Overvej forkerte elektroniske konfigurationer. Der er atten typiske undtagelser relateret til de elektroniske konfigurationer af atomer i den laveste energitilstand, også kaldet jordens energitilstand. De adlyder ikke hovedreglen kun i de sidste to eller tre positioner besat af elektroner. I dette tilfælde forudsætter den faktiske elektroniske konfiguration, at elektronerne er i en tilstand med en lavere energi i forhold til atomets standardkonfiguration. Undtagelsesatomer omfatter:
   • Kr (..., 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) og Cm (..., 5f7, 6d1, 7s2).

Tips

• For at finde atomnummeret for et atom, når det er skrevet i elektronisk konfiguration, skal du blot tilføje alle de tal, der følger bogstaverne (s, p, d og f). Dette virker kun for neutrale atomer, hvis du har at gøre med en ion, så vil intet fungere - du skal tilføje eller trække antallet af ekstra eller tabte elektroner.
• Tallet efter brevet er en hævet skrift, tag ikke fejl i checken.
• Der er ingen "stabilitet af et halvfyldt" underniveau. Dette er en forenkling. Enhver stabilitet, der vedrører de "halvfyldte" underniveauer, skyldes, at hver orbital er optaget af en elektron, så frastødningen mellem elektronerne minimeres.
• Hvert atom har en tendens til en stabil tilstand, og de mest stabile konfigurationer har fyldt underniveauer s og p (s2 og p6). Ædelgasser har en sådan konfiguration, derfor kommer de sjældent i reaktioner og er placeret til højre i det periodiske system. Derfor, hvis konfigurationen slutter ved 3p, har den brug for to elektroner for at nå en stabil tilstand (for at miste seks, inklusive elektroner i s-underniveauet, kræves mere energi, så det er lettere at miste fire). Og hvis konfigurationen ender på 4d, skal den miste tre elektroner for at nå en stabil tilstand. Desuden er halvfyldte underniveauer (s1, p3, d5 ..) mere stabile end for eksempel p4 eller p2; s2 og p6 vil dog være endnu mere robuste.
• Når du har at gøre med en ion, betyder det, at antallet af protoner ikke er lig med antallet af elektroner. I dette tilfælde vil ladningen af ​​et atom blive vist øverst til højre (som regel) i det kemiske symbol. Derfor har et antimonatom med en ladning på +2 den elektroniske konfiguration 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p. Bemærk, at 5p er ændret til 5p. Vær forsigtig, når konfigurationen af ​​et neutralt atom ender på andre underniveauer end s og s. Når du henter elektroner, kan du kun hente dem fra valensorbitalerne (s og p orbitaler).Derfor, hvis konfigurationen slutter ved 4s 3d og atomet får en +2 ladning, slutter konfigurationen ved 4s 3d. Bemærk venligst, at 3d ikke ændringer, i stedet for at miste s-orbitalelektroner.
• Der er betingelser, hvor elektronen er tvunget til at "gå til et højere energiniveau." Når et underniveau mangler en elektron til halv eller fuld fyldning, skal du tage en elektron fra det nærmeste s- eller p-underniveau og flytte den til det underniveau, der har brug for en elektron.
• Der er to muligheder for optagelse af en elektronisk konfiguration. De kan skrives i stigende rækkefølge af energiniveautal eller i rækkefølgen af ​​fyldning af elektronorbitaler, som det blev vist ovenfor for erbium.
• Du kan også nedskrive den elektroniske konfiguration af et element ved kun at nedskrive valenskonfigurationen, som er de sidste s- og p -underniveauer. Således vil valenskonfigurationen af ​​antimon have formen 5s 5p.
• Jonas er ikke den samme. Det er meget vanskeligere med dem. Spring to niveauer over, og følg det samme mønster, afhængigt af hvor du startede, og hvor stort antallet af elektroner er.