Saturs

• Soļi
• Padoms

Elektronu konfigurācija atoma skaitļu virkne, kas apzīmē elektronu orbitāles. Elektronu obitāni ir dažādu formu telpiskie reģioni, kas ieskauj atoma kodolu, kuros elektroni ir sakārtoti sakārtotā veidā. Izmantojot elektronu konfigurāciju, jūs varat ātri noteikt, cik daudz elektronu orbītas atrodas atomā, un elektronu skaitu katrā orbītā. Kad sapratīsit elektronu konfigurācijas pamatprincipus, varēsiet uzrakstīt pats savu elektronu konfigurāciju un droši veikt ķīmiskos testus.

Soļi

1. metode no 2: nosakiet elektronu skaitu, izmantojot ķīmisko periodisko tabulu

1. 

   Atrodiet atoma atomu numuru. Katram atomam ir noteikts noteikts elektronu skaits. Atrodiet periodiskās tabulas elementu. Atomu skaitlis ir pozitīvs vesels skaitlis, kas sākas ar 1 (ūdeņradim) un palielinās par 1 katram atomam pēc tam. Atomu skaitlis ir atoma protonu skaits - tātad tas ir arī atoma elektronu skaits pamatstāvoklī.
2. Nosakiet atoma lādiņu. Elektriski neitrālam atomam ir pareizs elektronu skaits, kā parādīts periodiskajā tabulā. Tomēr atomam ar lādiņu būs vairāk vai mazāk elektronu, pamatojoties uz tā lādiņa lielumu. Ja strādājat ar atomiem ar lādiņu, saskaitiet vai atņemiet atbilstošo elektronu skaitu: katram negatīvajam lādiņam pievienojiet vienu elektronu un katram pozitīvajam lādiņam atņemiet vienu elektronu.
   • Piemēram, nātrija atomam ar lādiņu +1 viens elektrons tiks noņemts no bāzes atoma skaitļa 11. Tāpēc nātrija atomā kopā būs 10 elektroni.
3. Iegaumējiet orbītas pamata sarakstu. Kad atoms saņem elektronus, šie elektroni tiks sakārtoti orbitālēs noteiktā secībā. Kad elektroni aizpilda orbitāles, elektronu skaits katrā orbītā ir vienāds. Mums ir šādas orbitāles:
   • Obitans s (jebkuram skaitlim ar "s" aiz elektronu konfigurācijas) ir tikai viena orbitāle, un sekojiet Princips, izņemot PauliKatrā orbītā ir ne vairāk kā 2 elektroni, tāpēc katrā orbitālā ir tikai 2 elektroni.
   • Obitāna p ir 3 orbitāles, tāpēc tajā var atrasties līdz 6 elektroniem.
   • Obitana d ir 5 orbitāles, tāpēc tajā var ievietot līdz 10 elektroniem.
   • Obitans f ir 7 orbitāles, tāpēc tajā var būt līdz pat 14 elektroniem. Iegaumējiet orbitāļu secību saskaņā ar šādu aizraujošu teikumu:
     Sieslēgts Pagresīvs Duh FLabi Gsastindzis HHmm ... ÍKES nāku.
     
     Atomiem ar vairāk elektronu orbitāles pēc k burta turpina rakstīt alfabētiskā secībā, izlaižot izmantotās rakstzīmes.
4. Izprotiet elektronu konfigurāciju. Elektronu konfigurācijas tiek uzrakstītas, lai skaidri parādītu elektronu skaitu atomā, kā arī elektronu skaitu katrā orbītā. Katra orbitāle ir uzrakstīta noteiktā secībā, virs orbītas nosaukuma tiesībām rakstot elektronu skaitu katrā orbītā. Visbeidzot, elektronu konfigurācija ir secība, kas sastāv no orbitāļu nosaukumiem un elektronu skaita, kas rakstīts iepriekš pa labi no tiem.
   • Šis piemērs ir vienkārša elektronu konfigurācija: 1s 2s 2p. Šī konfigurācija parāda, ka 1s orbītā ir divi elektroni, 2s orbītā ir divi elektroni un 2p orbītā ir seši elektroni. 2 + 2 + 6 = 10 elektroni (kopā). Šī elektronu konfigurācija ir paredzēta elektriski neitrālam neona atomam (neona atomu skaits ir 10).
5. Iegaumē orbitāļu kārtību. Ņemiet vērā, ka orbitāles ir numurētas atbilstoši elektronu klasei, bet ir enerģētiski sakārtotas. Piemēram, 4s orbitāle ir piesātināta ar zemāku enerģiju (vai izturīgāku) nekā piesātinātā vai nepiesātinātā 3d orbitāle, tāpēc vispirms tiek ierakstīta 4s apakšklase. Kad esat uzzinājis orbitāļu kārtību, jūs varat sakārtot elektronus tajos pēc atomu elektronu skaita. Elektronu ievietošanas orbitālēs secība ir šāda: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s.
   • Atoma elektronu konfigurācija ar katru ar elektronu piepildīto orbitālu ir rakstīta šādi: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d7p
   • Ņemiet vērā, ka, ja visi slāņi ir aizpildīti, iepriekš minētā elektronu konfigurācija ir Og (Oganesson) 118 konfigurācija, kas ir visaugstāk numurētais atoms periodiskajā tabulā - satur visus pašlaik zināmos elektronu slāņus ar elektriski neitrālu atomu.
6. Kārtojiet elektronus orbitālēs atbilstoši elektronu skaitam jūsu atomā. Piemēram, ja vēlaties uzrakstīt elektriski neitrāla kalcija atoma elektronu konfigurāciju, vispirms ir jāatrod tā atomu skaitlis periodiskajā tabulā. Kalcija atomu skaits ir 20, tāpēc mēs uzrakstīsim atoma konfigurāciju ar 20 elektroniem iepriekšminētajā secībā.
   • Ievietojiet elektronus orbitālēs augstāk esošajā secībā, līdz esat sasniedzis 20 elektronus. Obitan 1s saņem divus elektronus, 2s iegūst divus, 2p iegūst sešus, 3s iegūst divus, 3p iegūst sešus un 4s iegūst divus (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20). Tādējādi kalcija elektronu konfigurācija ir: 1s 2s 2p 3s 3p 4s.
   • Piezīme: Enerģijas līmenis mainās, palielinoties elektronu slānim. Piemēram, rakstot uz 4. enerģijas līmeni, vispirms tiek ierakstīta apakšklase 4s, vēlāk līdz 3d. Pēc ceturtā enerģijas līmeņa uzrakstīšanas jūs pāriet uz piekto līmeni un atkal sāksit kārtojumu. Tas notiek tikai pēc 3. enerģijas līmeņa.
7. Izmantojiet periodisko tabulu kā vizuālu saīsni. Jūs, iespējams, pamanījāt, ka periodiskās tabulas forma atbilst orbitāļu secībai elektronu konfigurācijā. Piemēram, otrajā kolonnā no kreisās uz labo atomi vienmēr beidzas ar "s", vidējās sekcijas labajā pusē atomi vienmēr beidzas ar "d" utt. Struktūru rakstīšanai izmantojiet periodisko tabulu. skaitlis - secība, kādā elektroni tiek ievietoti orbitālēs, atbildīs periodiskās tabulas parādītajām pozīcijām. Skatīt zemāk:
   • Divas kreisākās kolonnas ir atomi, kuru elektronu konfigurācija beidzas s orbitālē, periodiskās tabulas labā daļa ir atomi ar elektronu konfigurāciju, kas beidzas ar p orbitāli, vidējā daļa ir atomi, kas beidzas s orbitālē. d, un zemāk ir atomi, kas beidzas ar f orbitāli.
   • Piemēram, rakstot elementa hlora elektronu konfigurāciju, izveidojiet šādu argumentu: Šis atoms atrodas periodiskās tabulas trešajā rindā (vai "periodā"). Tas ir arī periodiskās tabulas p orbitāles bloka piektajā kolonnā. Tātad elektronu konfigurācija beigsies ... 3p.
   • Uzmanīgi! D un f orbitālās klases periodiskajā tabulā atbilst enerģijas līmenim, kas atšķiras no to perioda. Piemēram, d orbītas bloka pirmā rinda atbilst 3d orbitālei, pat ja tā atrodas 4. periodā, savukārt f orbitāles pirmā rinda atbilst 4. f orbitālei, pat ja tā ir 6. periodā.
8. Uzziniet, kā rakstīt saliekamās elektronu konfigurācijas. Tiek saukti atomi gar periodiskās tabulas labo malu reta gāze. Šie elementi ir ķīmiski ļoti inerti. Lai saīsinātu garu elektronu konfigurāciju rakstīšanas veidu, kvadrātiekavās ierakstiet ķīmisko simbolu tuvākajai retajai gāzei, kurai ir mazāk elektronu nekā atomam, un pēc tam turpiniet rakstīt nākamo orbitāļu elektronu konfigurācijas. . Skatīt zemāk:
   • Lai saprastu šo jēdzienu, uzrakstiet piemēra sabrukušo elektronu konfigurāciju. Pieņemsim, ka mums ir jāuzraksta elektronu konfigurācija cinka reducēšanai (atomu skaitlis 30), izmantojot retas gāzes konfigurāciju. Cinka pilnā elektronu konfigurācija ir: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d. Tomēr ņemiet vērā, ka 1s 2s 2p 3s 3p ir cēlgāzes agona konfigurācija. Vienkārši aizstājiet šo cinka elektronu apzīmējuma daļu ar agonisko ķīmisko simbolu kvadrātiekavās ().
   • Tādējādi cinka elektronu konfigurācija ir kompakta 4.s 3d.
   reklāma

2. metode no 2: izmantojot periodisko tabulu ADOMAH

1. 

   
   
   Izpētiet ADOMAH periodisko tabulu. Šī elektronu konfigurācijas rakstīšanas metode nav nepieciešama iegaumēšana. Tomēr šai metodei nepieciešama pārkārtota periodiskā tabula, jo parastajā periodiskajā tabulā kopš ceturtās rindas ciklu skaits neatbilst elektronu slānim. Atrodiet ADOMAH periodisko tabulu, īpašu ķīmisko periodisko tabulu, kuru izstrādājis zinātnieks Valērijs Cimmermans. Šo periodisko tabulu varat atrast internetā.
   • ADOMAH periodiskajā tabulā horizontālās rindas ir elementu grupas, piemēram, halogēni, inertās gāzes, sārmu metāli, sārmu zemes metāli utt. Vertikālās kolonnas atbilst elektronu slānim un tiek sauktas par "pakāpieniem" (diagonālās krustojumi). bloki s, p, d un f) atbilst periodam.
   • Hēlijs ir izvietots blakus ūdeņradim, jo ​​abiem ir unikāla orbīta 1s. Periodiskie bloki (s, p, d un f) ir parādīti labajā pusē un elektronu slāņu skaits - pamatnē. Elementu nosaukumi ir rakstīti taisnstūrī ar numuriem no 1 līdz 120. Šie skaitļi ir parastie atomu skaitļi, kas apzīmē kopējo elektronu skaitu elektriski neitrālā atomā.
2. Atrodiet elementus periodiskajā tabulā ADOMAH. Lai uzrakstītu elementa elektronu konfigurāciju, atrodiet tā simbolu ADOMAH periodiskajā tabulā un izsvītrojiet visus elementus ar augstākiem atomu skaitļiem. Piemēram, ja vēlaties uzrakstīt eribi (68) elektronu konfigurāciju, svītrojiet elementus 69 līdz 120.
   • Periodiskās tabulas pamatnē ņemiet vērā skaitļus no 1 līdz 8. Tas ir elektronu slāņu vai kolonnu skaits. Nepievērš uzmanību kolonnām, kurās ir tikai svītroti elementi.Eribi atlikušās kolonnas ir 1, 2, 3, 4, 5 un 6.
3. Lai uzrakstītu konfigurāciju, saskaitiet orbitāļu skaitu līdz atoma stāvoklim. Apskatiet bloka simbolu, kas parādīts periodiskās tabulas labajā pusē (s, p, d un f) un skatiet kolonnu skaitu, kas parādīts tabulas pamatnē, neatkarīgi no diagonālajām līnijām starp blokiem, sadaliet kolonnas kolonnās-blokos un rakstiet tie ir kārtībā no apakšas uz augšu. Neņemiet vērā kolonnu blokus, kas satur tikai svītrotus elementus. Pierakstiet kolonnu blokus, sākot ar kolonnas numuru un pēc tam ar bloka simbolu šādi: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (eribi gadījumā).
   • Piezīme. Iepriekš minētā Er elektronu konfigurācija ir rakstīta elektronu slāņu skaita augošā secībā. Šo konfigurāciju var uzrakstīt arī elektronu ievietošanas orbitālēs secībā. Rakstot kolonnu blokus, kolonnu vietā veiciet darbības no augšas uz leju: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f.
4. Saskaitiet elektronu skaitu vienā orbītā. Saskaitiet elektronu skaitu, kas nav izsvītrots katrā kolonnas blokā, piešķiriet katram elektronam vienu elementu un katram bloku kolonnam blakus bloka simbolam ierakstiet elektronu skaitu šādi: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s. Šajā piemērā tā ir eribu elektronu konfigurācija.
5. Atpazīt patoloģiskas elektronu konfigurācijas. Zemākā enerģijas stāvoklī esošo atomu elektronu konfigurācijā, kas pazīstama arī kā pamatstāvoklis, ir astoņpadsmit izplatīti izņēmumi. Salīdzinot ar vispārējo īkšķa likumu, tie novirzās tikai no pēdējiem diviem līdz trim elektronu stāvokļiem. Šajā gadījumā faktiskā elektronu konfigurācija izraisa elektronu zemāku enerģijas stāvokli nekā atoma standarta konfigurācija. Neparasti atomi ir:
   • 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) un Cm (..., 5f7, 6d1, 7s2).
   reklāma

Padoms

• Kad atoms ir jons, tas nozīmē, ka protonu skaits nav vienāds ar elektronu skaitu. Tad atoma lādiņš tiek parādīts elementa simbola (parasti) augšējā labajā stūrī. Tāpēc antimona atomam ar lādiņu +2 elektronu konfigurācija būs 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p. Ņemiet vērā, ka 5p tiek mainīts uz 5p. Esiet piesardzīgs, kad elektriski neitrāla atoma konfigurācija beidzas jebkurā orbitālē, izņemot s un p. Ar noņemtiem elektroniem jūs varat paņemt elektronus tikai no valences orbitālēm (s un p orbitālēm). Tātad, ja konfigurācija beidzas ar 4s 3d un atoma lādiņš ir +2, konfigurācija mainās uz 4s 3d. Mēs redzam 3dnemainīgs, bet tiek noņemti tikai s orbitāles elektroni.
• Visi atomi mēdz atgriezties stabilā stāvoklī, un stabilākajai elektronu konfigurācijai būs pietiekami daudz s un p orbitāļu (s2 un p6). Šīm retajām gāzēm ir šāda elektronu konfigurācija, tāpēc tās reti piedalās reakcijās un atrodas periodiskās tabulas labajā pusē. Tātad, ja konfigurācija beidzas ar 3p, tai ir jāpievieno tikai vēl divi elektroni, lai tā kļūtu stabila (sešu elektronu, ieskaitot s orbitāles, atdošana prasīs vairāk enerģijas, tāpēc četru elektronu atdošana būtu vienkārša. vieglāk). Ja konfigurācija beidzas ar 4d, lai sasniegtu stabilu stāvokli, tai ir jāatdod tikai trīs elektroni. Tāpat jaunās apakšklases, kas uztver pusi no elektroniem (s1, p3, d5 ..), ir stabilākas, piemēram, p4 vai p2, bet s2 un p6 būs vēl stabilākas.
• Varat arī izmantot valences elektronu konfigurāciju, lai uzrakstītu elementa elektronu konfigurāciju, kas ir pēdējās s un p orbitāles. Tāpēc antimona atoma valences konfigurācija antimonam ir 5s 5p.
• Joniem tas nepatīk, jo tie ir daudz izturīgāki. Izlaidiet iepriekš minētās divas šī raksta darbības un strādājiet tāpat, atkarībā no tā, kur jūs sākat un cik daudz vai mazāk jums ir elektronu.
• Lai atrastu atomu skaitli pēc tā elektronu konfigurācijas, saskaitiet visus skaitļus pēc burtiem (s, p, d un f). Tas ir pareizi tikai tad, ja tas ir neitrāls atoms, ja tas ir jons, jūs nevarat izmantot šo metodi. Tā vietā jums jāpievieno vai jāatņem elektronu skaits, ko jūs uzņemat vai atdodat.
• Numurs, kas seko burtam, ir jāuzraksta augšējā labajā stūrī, veicot testu, nedrīkst rakstīt nepareizi.
• Ir divi dažādi veidi, kā uzrakstīt elektronu konfigurācijas. Jūs varat rakstīt elektronu slāņa augošā secībā vai secībā, kādā elektroni tiek ievietoti orbitālēs, kā parādīts eribi atomam.
• Ir gadījumi, kad elektrons ir "jāpaceļ uz augšu". Tas ir, ja orbitālei trūkst tikai viena elektrona, lai tajā būtu puse vai visi elektroni, tad jums jāņem elektrons no tuvākās s vai p orbitāles, lai to pārsūtītu uz orbitāli, kurai nepieciešams šis elektrons.
• Mēs nevaram teikt, ka apakšklases "enerģijas frakcijas stabilitāte" uztver pusi no elektroniem. Tā ir pārmērīga vienkāršošana. Iemesls stabilajam enerģijas līmenim jaunajā apakšklasē, kas uztver "pusi no elektronu skaita", ir tas, ka katrai orbitālei ir tikai viens elektrons, tāpēc elektronu-elektronu atgrūšana ir samazināta līdz minimumam.