Контакты
Главная / Люстры

Составьте электронную формулу атома магния алюминия. Каталог файлов по химии

Алгоритм составления электронной формулы элемента:

1. Определите число электронов в атоме используя Периодическую таблицу химических элементов Д.И. Менделеева .

2. По номеру периода, в котором расположен элемент, определите число энергетических уровней; число электронов на последнем электронном уровне соответствует номеру группы.

3. Уровни разбить на подуровни и орбитали и заполнить их электронами в соответствии с правилами заполнения орбиталей :

Необходимо помнить, что на первом уровне находится максимум 2 электрона 1s 2 , на втором - максимум 8 (два s и шесть р: 2s 2 2p 6 ), на третьем - максимум 18 (два s , шесть p , и десять d: 3s 2 3p 6 3d 10 ).

  • Главное квантовое число n должно быть минимально.
  • Первым заполняется s- подуровень, затем р-, d- b f- подуровни.
  • Электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей (правило Клечковского).
  • В пределах подуровня электроны сначала по одному занимают свободные орбитали, и только после этого образуют пары (правило Хунда).
  • На одной орбитали не может быть больше двух электронов (принцип Паули).

Примеры.

1. Составим электронную формулу азота. В периодической таблице азот находится под №7.

2. Составим электронную формулу аргона. В периодической таблице аргон находится под №18.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 .

3. Составим электронную формулу хрома. В периодической таблице хром находится под №24.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Энергетическая диаграмма цинка.

4. Составим электронную формулу цинка. В периодической таблице цинк находится под №30.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Обратим внимание, что часть электронной формулы, а именно 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 - это электронная формула аргона.

Электронную формулу цинка можно представить в виде.

    Задача составления электронной формулы химического элемента не самая простая.

    Итак, алгоритм составления электронных формул элементов такой:

    • Сначала записываем знак хим. элемента, где внизу слева от знака указываем его порядковый номер.
    • Далее по номеру периода (из которого элемент) определяем число энергетических уровней и рисуем рядом со знаком хим-го элемента такое количество дуг.
    • Затем по номеру группы число электронов на внешнем уровне, записываем под дугой.
    • На 1 - ом уровне максимально возможно 2е, на втором уже 8, на третьем - целых 18. Начинаем ставить числа под соответствующими дугами.
    • Число электронов на предпоследнем уровне нужно рассчитывать так: из порядкового номера элемента отнимается число уже проставленных электронов.
    • Остается превратить нашу схему в электронную формулу:

    Вот электронные формулы некоторых химических элементов:

    1. Пишем химический элемент и его порядковый номер.Номер показывает кол-во электронов в атоме.
    2. Составляем формулу. Для этого нужно узнать количество энергетических уровней, основой для определения берется номер периода элемента.
    3. Разбиваем уровни на под уровни.

    Ниже можно увидеть пример, как правильно составлять электронные формулы химических элементов.

    • Составить электронные формулы химических элементов нужно таким способом: нужно посмотреть номер элемента в таблице Менделеева, таким образом узнать сколько у него электронов. Затем нужно узнать количество уровней, который равен периоду. Затем пишутся подуровни и они заполняются:

    Первым делом вам надо определить число атомов согласно таблицы Менделеева.

    Для составления электронной формулы вам понадобится периодическая система Менделеева. Находите ваш химический элемент там и смотрите период - он будет равен числу энергетических уровней. Номер группы будет соответствовать численно количеству электронов на последнем уровне. Номер элемента будет количественно равен числу его электронов.Так же вам четко надо знать, что на первом уровне есть максимум 2 электрона, на втором - 8, на третьем - 18.

    Это основные моменты. Ко всему прочему в интернете (в том числе и нашем сайте) вы можете найти информацию с уже готовой электронной формулой для каждого элемента, так вы сможете проверить себя.

    Составление электронных формул химических элементов очень даже сложный процесс, без специальных таблиц тут не обойтись, да и формул нужно применять целую кучу. Вкратце для составления нужно пройти по этим этапам:

    Нужно составить орбитальную диаграмму, в которой будет понятие отличия электронов друг от друга. В диаграмме выделяются орбитали и электроны.

    Электроны заполняются по уровням, снизу в верх и имеют несколько подуровней.

    Итак вначале узнам общее количество электронов заданного атома.

    Заполняем формулу по определнной схеме и записываем - это и будет электронной формулой.

    Например у Азота эта формула выглядит так, сначала разбираемся с электронами:

    И записываем формулу:

    Чтобы понять принцип составления электронной формулы химического элемента , для начала нужно определить по номеру в таблице Менделеева общее количество электронов в атоме. После этого нужно определить число энергетических уровней, взяв за основу номер периода, в котором находится элемент.

    После этого уровни разбиваются на подуровни, которые заполняют электронами, основываясь на Принципе наименьшей энергии.

    Можно проверить правильность своих рассуждений, заглянув, например, сюда .

    Составив электронную формулу химического элемента, можно узнать, сколько электронов и электронных слоев в конкретном атоме, а также порядок их распределения по слоям.

    Для начала определяем порядковый номер элемента по таблице Менделеева, он соответствует числу электронов. Количество электронных слоев указывает на номер периода, а количество число электронов на последнем слое атома соответствует номеру группы.

    • сначала заполняем s-подуровень, а потом р-, d- b f-подуровни;
    • по правилу Клечковского электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии этих орбиталей;
    • по правилу Хунда электроны в пределах одного подуровня занимают свободные орбитали по одному, а потом образуют пары;
    • по принципу Паули на одной орбитали больше 2 электронов не бывает.

  • Электронная формула химического элемента показывает сколько электронных слоев и сколько электронов содержится в атоме и как они распределены по слоям.

    Чтобы составить электронную формулу химического элемента, нужно заглянуть в таблицу Менделеева и использовать полученные сведения для данного элемента. Порядковый номер элемента в таблице Менделеева соответствует количеству электронов в атоме. Число электронных слоев соответствует номеру периода, число электронов на последнем электронном слое соответствует номеру группы.

    Необходимо помнить, что на первом слое находится максимум 2 электрона 1s2, на втором - максимум 8 (два s и шесть р: 2s2 2p6), на третьем - максимум 18 (два s, шесть p, и десять d: 3s2 3p6 3d10).

    Например, электронная формула углерода: С 1s2 2s2 2p2 (порядковый номер 6, номер периода 2, номер группы 4).

    Электронная формула натрия: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (порядковый номер 11, номер периода 3, номер группы 1).

    Для проверки правильности написания электронной формулы можно заглянуть на сайт www.alhimikov.net.

    Составление электронной формулы хим.элементов на первый взгляд может показаться довольно сложным занятием, однако все станет понятно, если придерживаться следующей схемы:

    • сперва пишем орбитали
    • вставляем перед орбиталями числа, которые указывают номер энергетического уровня. Не забываем формулу для определения максимального количества электронов на энергетическом уровне: N=2n2

    А как узнать число энергетических уровней? Просто посмотрите таблицу Менделеева: это число равно номеру периода, в котором данный элемент находится.

    • над значком орбитали пишем число, которое обозначает количество электронов, которые находятся на этой орбитали.

    Например, электронная формула скандия будет выглядеть таким образом.

Знание возможных состояний электрона в атоме, правило Клечковского, принцип Паули и правило Гунда позволяют рассмотреть электронную конфигурацию атома. Для этого используют электронные формулы.

Электронной формулой обозначают состояние электрона в атоме, указывая цифрой главное квантовое число, характеризующее его состояние, а буквой - орбитальное квантовое число. Число, показывающее, сколько электронов находится в данном состоянии, записывают справа сверху от буквы, обозначающей форму электронного облака.

Для атома водорода (n = 1, l = 0, m = 0) электронная формула будет такой: 1s 1 . Оба электрона следующего элемента гелия Не характеризуются одинаковыми значениями n, l, m и отличаются лишь спинами. Электронная формула атома гелия ls 2 . Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий - благородный газ.

У элементов 2-го периода {n = 2, l = 0 или l = 1) заполняется сначала 2s-состояние, а затем р-подуровень второго энергетического уровня.

Электронная формула атома лития: ls 2 2s 1 . Электрон 2s 1 слабее связан с ядром атома (рис. 6), поэтому атом лития может легко отдавать его (как вы, очевидно, помните, этот процесс называется окислением), превращаясь в ион Li + .

Рис. 6.
Сечения 1s- и 2s-электронных облаков плоскостью, проходящей через ядро

В атоме бериллия четвертый электрон также занимает 2s-состояние: ls 2 2s 2 . Два внешних электрона атома бериллия легко отрываются - Be при этом окисляется в катион Ве 2+ .

У атома бора появляется электрон в 2р-состоянии: ls 2 2s 2 2p 1 . Далее у атомов углерода, азота, кислорода и фтора (в соответствии с правилом Гунда) идет заполнение 2р-подуровня, которое заканчивается у благородного газа неона: ls 2 2s 2 2p 6 .

Если хотят подчеркнуть, что электроны на данном подуровне занимают квантовые ячейки поодиночке, в электронной формуле обозначение подуровня сопровождает индеке. Например, электронная формула атома углерода

У элементов 3-го периода заполняется соответственно Зs-состояние (n = 3, l = 0) и Зр-подуровень (n = 3, l - 1). Зd-подуровень (n = 3, l = 2) при этом остается свободным:

Иногда в схемах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне, т. е. записывают сокращенные электронные формулы атомов химических элементов, в отличие от приведенных выше полных электронных формул, например:

У элементов больших периодов (4-го и 5-го), в соответствии с правилом Клечковского, первые два электрона внешнего электронного слоя занимают соответственно 4s-(n = 4, l = 0) и 5s-состояния (n = 5, l = 0):

Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступают на предыдущие 3d- и 4d-подуровни соответственно (у элементов побочных подгрупп):

Как правило, когда будет заполнен предыдущий d-подуровень, тогда начнет заполняться внешний (соответственно 4р- и 5р) р-подуровень:

У элементов больших периодов - 6-го и незавершенного 7-го - энергетические уровни и подуровни заполняются электронами, как правило, так: первые два электрона поступают на внешний s-подуровень, например:

следующий один электрон (у La и Ас) - на предыдущий d-подуровень:

Затем последующие 14 электронов поступают на третий снаружи энергетический уровень на 4f- и 5f-подуровни соответственно у лантаноидов и актиноидов:

Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень (d-подуровень) у элементов побочных подгрупп:

Только после полного заполнения десятью электронами d-подуровня будет снова заполняться внешний р-подуровень:

В заключение еще раз рассмотрим разные способы отображения электронных конфигураций атомов элементов по периодам таблицы Д. И. Менделеева.

Рассмотрим элементы 1-го периода - водород и гелий.

Электронные формулы атомов показывают распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням.

Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и подуровням, но и по квантовым ячейкам (атомным орбиталям).

В атоме гелия первый электронный слой завершен - в нем 2 электрона.

Водород и гелий - s-элементы, у этих атомов заполняется электронами ls-подуровень.

У всех элементов 2-го периода первый электронный слой заполнен, и электроны заполняют 2s- и 2р-состояния в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала S-, а затем р) и правилами Паули и Хунда (табл. 2).

В атоме неона второй электронный слой завершен - в нем 8 электронов.

Таблица 2
Строение электронных оболочек атомов элементов 2-го периода


Литий Li, бериллий Be - s-элементы.

Бор В, углерод С, азот N, кислород О, фтор F, неон Ne - р-элементы, у этих атомов заполняется электронами р-подуровень.

У атомов элементов 3-го периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и Зd-состояния (табл. 3).

Таблица 3
Строение электронных оболочек атомов элементов 3-го периода

У атома магния достраивается Зs-подуровень. Натрий Na и магний Mg - s-элементы.

У алюминия и последующих за ним элементов заполняется электронами Зр-подуровень.

В атоме аргона на внешнем слое (третьем электронном слое) 8 электронов. Как внешний слой, он завершен, но всего в третьем электронном слое, как вы уже знаете, может быть 18 электронов, а это значит, что у элементов 3-го периода остается незаполненным 3d-состояние.

Все элементы от алюминия Аl до аргона Аr - р-элементы.

s- и p-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.

У атомов элементов 4-го периода - калия и кальция - появляется четвертый энергетический уровень, заполняется 48-подуровень (табл. 4), так как, согласно правилу Клечковского, он имеет меньшую энергию, чем Зd-подуровень.

Таблица 4
Строение электронных оболочек атомов элементов 4-го периода


Для упрощения графических электронных формул атомов элементов 4-го периода:

Калий К и кальций Са - s-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от скандия Sc до цинка Zn заполняется электронами 3d-подуровень. Это 3d-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется предвнешний электронный слой, их относят к переходным элементам.

Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с 4s- на Зd-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3d 5 и 3d 10:

В атоме цинка третий энергетический уровень завершен, в нем заполнены все подуровни - 3s, 3р и 3d, всего на них 18 электронов.

У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый энергетический уровень, 4р-подуровень.

Элементы от галлия Ga до криптона Кr - р-элементы.

У атома криптона Кr внешний слой (четвертый) завершен, имеет 8 электронов. Но всего в четвертом электронном слое, как вы знаете, может быть 32 электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными 4d- и 4f-состояния.

У элементов 5-го периода, в соответствии с правилом Клечковского, идет заполнение подуровней в следующем порядке: 5s ⇒ 4d ⇒ 5р. И также встречаются исключения, связанные с «провалом» электронов, у 41 Nb, 42 Мо, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Аg.

В 6-м и 7-м периодах появляются f-элементы, т. е. элементы, у которых идет заполнение соответственно 4f- и 5f-подуровней третьего снаружи энергетического уровня.

4f-Элементы называют лантаноидами.

5f-Элементы называют актиноидами.

Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов 6-го периода: 55 Cs и 56 Ва - бs-элементы; 57 La ...6s 2 5d 1 - 5d-элeмeнт; 58 Се - 71 Lu - 4f-элементы; 72 Hf - 80 Нg - 5d-элементы; 81 Тl - 86 Rn - бр-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых «нарушается» порядок заполнения энергетических подуровней, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных f-подуровней, т. е. nf 7 и nf 14 .

В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы, как вы уже поняли, делят на четыре электронных семейства или блока (рис. 7):

Рис. 7.
Деление Периодической системы (таблицы) на блоки элементов

  1. s-элементы; заполняется электронами s-подуровень внешнего уровня атома; к s-элементам относят водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп;
  2. p-элементы; заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня атома; к p-элементам относят элементы главных подгрупп III-VIII групп;
  3. d-элементы; заполняется электронами d-подуровень предвнешнего уровня атома; к d-элементам относят элементы побочных подгрупп I-VIII групп, т. е. элементы вставных декад больших периодов, расположенные между s- и p-элементами. Их также называют переходными элементами;
  4. f-элементы; заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относят лантаноиды и актиноиды.

Вопросы и задания к § 3

  1. Составьте схемы электронного строения, электронные формулы и графические электронные формулы атомов следующих химических элементов:
        а) кальция;
        б) железа;
        в) циркония;
        г) ниобия;
        д) гафния;
        е) золота.
  2. Напишите электронную формулу элемента № 110, используя символ соответствующего благородного газа.
  3. Что такое «провал» электрона? Приведите примеры элементов, у которых это явление наблюдается, запишите их электронные формулы.
  4. Как определяется принадлежность химического элемента к тому или иному электронному семейству?
  5. Сравните электронную и графическую электронную формулы атома серы. Какую дополнительную информацию содержит последняя формула?

Условное изображение распределения электронов в электронном облаке по уровням, подуровням и орбиталям называется электронной формулой атома .

Правила, на основе|основании| которых|каких| составляют|сдают| электронные формулы

1. Принцип минимальной энергии : чем меньший запас энергии имеет система, тем более стойкой она является.

2. Правило Клечковского : распределение электронов по уровням и подуровням электронного облака происходит в порядке возростания значения суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + 1). В случае равенства значений (n + 1) первым заполняется тот подуровень, который имеет меньшее значение n .

1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f Номер уровня n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Орбитальное 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 квантовое число

n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Ряд Клечковского

1* - смотри таблицу №2.

3. Правило Хунда : при заполнении орбиталей одного подуровня низшему уровню энергии отвечает размещение электронов с параллельными спинами.

Составление|сдает| электронных формул

Потенциальный ряд:1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Ряд Клечковского

Порядок заполнения Електрони 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 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 ..

(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.

Электронная формула 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f 14 8...

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Информативность электронных формул

1. Положение элемента в периодической|периодичной| системе.

2. Возможны степени| окисления элемента.

3. Химический характер элемента.

4. Состав|склад| и свойства соединений элемента.

    Положение элемента в периодической |периодичной| системе Д.И.Менделеева:

а) номер периода , в котором находится элемент, отвечает числу уровней, на которых располагаются электроны;

б) номер группы , к которой принадлежит данный элемент, равняется сумме валентных электронов. Валентные электроны для атомов s- и р- элементов – это электроны внешнего уровня; для d – элементов - это электроны внешнего уровня и незаполненного подуровня предыдущего уровня.

в) электронное семейство определяется по символу подуровня, на который поступает последний электрон (s-, p-, d-, f-).

г) подгруппа определяется по принадлежности к электронному семейству: s - и р – элементы занимают главные подгруппы, а d – элементы - побочные, f – элементы занимают отдельные разделы в нижней части периодической системы (актиноиды и лантаноиды).

2. Возможные степени | окисления элементов.

Степень окисления – это заряд, который приобретает атом, если отдает или присоединяет электроны.

Атомы, которые отдают электроны, приобретают положительный заряд, который равняется числу отданных электронов (заряд электрона (-1)

Z Е 0 – ne  Z E + n

Атом, который отдал электроны превращается в катион (положительный заряженный ион). Процесс отрыва электрона от атома называется процессом ионизации. Энергия, необходимая на осуществление этого процесса называется энергией ионизации (Эион, еВ).

Первыми отделяются от атома электроны внешнего уровня, которые на орбитали не имеют пары, - розпарованные. При наличии свободных орбиталей в пределах одного уровня под действием внешней энергии электроны, которые образовывали на данном уровне пары, розпаровываються, а затем отделяются все вместе. Процесс розпаровывания, который происходит в результате поглощения одним из электронов пары порции энергии и переходом его на высший подуровень, называется процессом возбуждения.

Наибольшее количество электронов, которые может отдать атом, равняется числу валентных электронов и отвечает номеру группы, в которой расположен элемент. Заряд, который приобретает атом после потери всех валентных электронов, называется высшей степенью окисления атома.

После освобождения|увольнения| валентного уровня внешним становится|стает| уровень, который|какой| предшествовал валентному. Это полностью заполненный электронами уровень, и потому|и поэтому| энергетически стойкий.

Атомы элементов, которые имеют на внешнем уровне от 4 до 7 электронов, достигают энергетически стойкого состояния не только путем отдачи электронов, но и путем их присоединения. Вследствие этого образуется уровень (.ns 2 p 6) – стойкое инертногазовое состояние.

Атом, который присоединил электроны, приобретает отрицательную степень окисления – отрицательный заряд, который равняется числу принятых электронов.

Z Е 0 + ne  Z E - n

Число электронов, которые может присоединить атом, равняется числу (8 –N|), где N – это номер группы, в которой|какой| расположен элемент (или число валентных электронов).

Процесс присоединения электронов к атому сопровождается выделением энергии, которая называется сродством к электрону (Эсродства, еВ ).

Электронная конфигурация атома - это численное представление его электронных орбиталей. Электронные орбитали - это области различной формы, расположенные вокруг атомного ядра, в которых математически вероятно нахождение электрона. Электронная конфигурация помогает быстро и с легкостью сказать читателю, сколько электронных орбиталей есть у атома, а также определить количество электронов, находящихся на каждой орбитали. Прочитав эту статью, вы освоите метод составления электронных конфигураций.

Шаги

Распределение электронов с помощью периодической системы Д. И. Менделеева

    Найдите атомный номер вашего атома. Каждый атом имеет определенное число электронов, связанных с ним. Найдите символ вашего атома в таблице Менделеева . Атомный номер - это целое положительное число, начинающееся от 1 (у водорода) и возрастающее на единицу у каждого последующего атома. Атомный номер - это число протонов в атоме, и, следовательно, это еще и число электронов атома с нулевым зарядом.

    Определите заряд атома. Нейтральные атомы будут иметь столько же электронов, сколько показано в таблице Менделеева. Однако заряженные атомы будут иметь большее или меньшее число электронов - в зависимости от величины их заряда. Если вы работаете с заряженным атомом, добавляйте или вычитайте электроны следующим образом: добавляйте один электрон на каждый отрицательный заряд и вычитайте один на каждый положительный.

    • Например, атом натрия с зарядом -1 будет иметь дополнительный электрон в добавок к своему базовому атомному числу 11. Иначе говоря, в сумме у атома будет 12 электронов.
    • Если речь идет об атоме натрия с зарядом +1, от базового атомного числа 11 нужно отнять один электрон. Таким образом, у атома будет 10 электронов.

  1. Запомните базовый список орбиталей. По мере того, как у атома увеличивается число электронов, они заполняют различные подуровни электронной оболочки атома согласно определенной последовательности. Каждый подуровень электронной оболочки, будучи заполненным, содержит четное число электронов. Имеются следующие подуровни:

    Разберитесь в записи электронной конфигурации. Электронные конфигурации записываются для того, чтобы четко отразить количество электронов на каждой орбитали. Орбитали записываются последовательно, причем количество атомов в каждой орбитали записывается как верхний индекс справа от названия орбитали. Завершенная электронная конфигурация имеет вид последовательности обозначений подуровней и верхних индексов.

    • Вот, например, простейшая электронная конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 . Эта конфигурация показывает, что на подуровне 1s имеется два электрона, два электрона - на подуровне 2s и шесть электронов на подуровне 2p. 2 + 2 + 6 = 10 электронов в сумме. Это электронная конфигурация нейтрального атома неона (атомный номер неона - 10).

  2. Запомните порядок орбиталей. Имейте в виду, что электронные орбитали нумеруются в порядке возрастания номера электронной оболочки, но располагаются по возрастанию энергии. Например, заполненная орбиталь 4s 2 имеет меньшую энергию (или менее подвижна), чем частично заполненная или заполненная 3d 10 , поэтому сначала записывается орбиталь 4s. Как только вы будете знать порядок орбиталей, вы сможете с легкостью заполнять их в соответствии с количеством электронов в атоме. Порядок заполнения орбиталей следующий: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

    • Электронная конфигурация атома, в котором заполнены все орбитали, будет иметь следующий вид: 1s 2 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
    • Обратите внимание, что приведенная выше запись, когда заполнены все орбитали, является электронной конфигурацией элемента Uuo (унуноктия) 118, атома периодической системы с самым большим номером. Поэтому данная электронная конфигурация содержит все известные в наше время электронные подуровни нейтрально заряженного атома.

  3. Заполняйте орбитали согласно количеству электронов в вашем атоме. Например, если мы хотим записать электронную конфигурацию нейтрального атома кальция, мы должны начать с поиска его атомного номера в таблице Менделеева. Его атомный номер - 20, поэтому мы напишем конфигурацию атома с 20 электронами согласно приведенному выше порядку.

    • Заполняйте орбитали согласно приведенному выше порядку, пока не достигнете двадцатого электрона. На первой 1s орбитали будут находится два электрона, на 2s орбитали - также два, на 2p - шесть, на 3s - два, на 3p - 6, и на 4s - 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20.) Иными словами, электронная конфигурация кальция имеет вид: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
    • Обратите внимание: орбитали располагаются в порядке возрастания энергии. Например, когда вы уже готовы перейти на 4-й энергетический уровень, то сначала записывайте 4s орбиталь, а затем 3d. После четвертого энергетического уровня вы переходите на пятый, на котором повторяется такой же порядок. Это происходит только после третьего энергетического уровня.

  4. Используйте таблицу Менделеева как визуальную подсказку. Вы, вероятно, уже заметили, что форма периодической системы соответствует порядку электронных подуровней в электронных конфигурациях. Например, атомы во второй колонке слева всегда заканчиваются на "s 2 ", а атомы на правом краю тонкой средней части оканчиваются на "d 10 " и т.д. Используйте периодическую систему как визуальное руководство к написанию конфигураций - как порядок, согласно которому вы добавляете к орбиталям соответствует вашему положению в таблице. Смотрите ниже:

    • В частности, две самые левые колонки содержат атомы, чьи электронные конфигурации заканчиваются s-орбиталями, в правом блоке таблицы представлены атомы, чьи конфигурации заканчиваются p-орбиталями, а в нижней части атомы заканчиваются f-орбиталями.
    • Например, когда вы записываете электронную конфигурацию хлора, размышляйте следующим образом: "Этот атом расположен в третьем ряду (или "периоде") таблицы Менделеева. Также он располагается в пятой группе орбитального блока p периодической системы. Поэтому, его электронная конфигурация будет заканчиваться на...3p 5
    • Обратите внимание: элементы в области орбиталей d и f таблицы характеризуются энергетическими уровнями, которые не соответствуют периоду, в котором они расположены. Например, первый ряд блока элементов с d-орбиталями соответствует 3d орбиталям, хотя и располагается в 4 периоде, а первый ряд элементов с f-орбиталями соответствует орбитали 4f, несмотря на то, что он находится в 6 периоде.

  5. Выучите сокращения написания длинных электронных конфигураций. Атомы на правом краю периодической системы называются благородными газами. Эти элементы химически очень устойчивы. Чтобы сократить процесс написания длинных электронных конфигураций, просто записывайте в квадратных скобках химический символ ближайшего благородного газа с меньшим по сравнению с вашим атомом числом электронов, а затем продолжайте писать электронную конфигурацию последующих орбитальных уровней. Смотрите ниже:

    • Чтобы понять эту концепцию, полезно будет написать пример конфигурации. Давайте напишем конфигурацию цинка (атомный номер 30), используя сокращение, включающее благородный газ. Полная конфигурация цинка выглядит так: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Однако мы видим, что 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 - это электронная конфигурация аргона, благородного газа. Просто замените часть записи электронной конфигурации цинка химическим символом аргона в квадратных скобках (.)
    • Итак, электронная конфигурация цинка, записанная в сокращенном виде, имеет вид: 4s 2 3d 10 .
    • Учтите, если вы пишете электронную конфигурацию благородного газа, скажем, аргона, писать нельзя! Нужно использовать сокращение благородного газа, стоящего перед этим элементом; для аргона это будет неон ().

    С помощью периодической таблицы ADOMAH

    1. Освойте периодическую таблицу ADOMAH. Данный метод записи электронной конфигурации не требует запоминания, однако требует наличия переделанной периодической таблицы, поскольку в традиционной таблице Менделеева, начиная с четвертого периода, номер периода не соответствует электронной оболочке. Найдите периодическую таблицу ADOMAH - особый тип периодической таблицы, разработанный ученым Валерием Циммерманом. Ее легко найти посредством короткого поиска в интернете.

      • В периодической таблице ADOMAH горизонтальные ряды представляют группы элементов, такие как галогены, инертные газы, щелочные металлы, щелочноземельные металлы и т.д. Вертикальные колонки соответствуют электронным уровням, а так называемые "каскады" (диагональные линии, соединяющие блоки s,p,d и f) соответствуют периодам.
      • Гелий перемещен к водороду, поскольку оба этих элемента характеризуются орбиталью 1s. Блоки периодов (s,p,d и f) показаны с правой стороны, а номера уровней приведены в основании. Элементы представлены в прямоугольниках, пронумерованных от 1 до 120. Эти номера являются обычными атомными номерами, которые представляют общее количество электронов в нейтральном атоме.

    2. Найдите ваш атом в таблице ADOMAH. Чтобы записать электронную конфигурацию элемента, найдите его символ в периодической таблице ADOMAH и вычеркните все элементы с большим атомным номером. Например, если вам нужно записать электронную конфигурацию эрбия (68), вычеркните все элементы от 69 до 120.

      • Обратите внимание на номера от 1 до 8 в основании таблицы. Это номера электронных уровней, или номера колонок. Игнорируйте колонки, которые содержат только вычеркнутые элементы. Для эрбия остаются колонки с номерами 1,2,3,4,5 и 6.

    3. Посчитайте орбитальные подуровни до вашего элемента. Смотря на символы блоков, приведенные справа от таблицы (s, p, d, and f), и на номера колонок, показанные в основании, игнорируйте диагональные линии между блоками и разбейте колонки на блоки-колонки, перечислив их по порядку снизу вверх. И снова игнорируйте блоки, в которых вычеркнуты все элементы. Запишите блоки-колонки, начиная от номера колонки, за которым следует символ блока, таким образом: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (для эрбия).

      • Обратите внимание: Приведенная выше электронная конфигурация Er записана в порядке возрастания номера электронного подуровня. Ее можно также записать в порядке заполнения орбиталей. Для этого следуйте по каскадам снизу вверх, а не по колонкам, когда вы записываете блоки-колонки: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

    4. Посчитайте электроны для каждого электронного подуровня. Подсчитайте элементы, в каждом блоке-колонке которые не были вычеркнуты, прикрепляя по одному электрону от каждого элемента, и запишите их количество рядом с символом блока для каждого блока-колонки таким образом: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . В нашем примере это электронная конфигурация эрбия.

    5. Учитывайте неправильные электронные конфигурации. Существует восемнадцать типичных исключений, относящихся к электронным конфигурациям атомов в состоянии с наименьшей энергией, также называемом основным энергетическим состоянием. Они не подчиняются общему правилу только по последним двум-трем положениям, занимаемым электронами. При этом действительная электронная конфигурация предполагает нахождение электронов в состоянии с более низкой энергией в сравнении со стандартной конфигурацией атома. К атомам-исключениям относятся:

      • 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); Th (..., 6d2, 7s2); Pa (..., 5f2, 6d1, 7s2); U (..., 5f3, 6d1, 7s2); Np (..., 5f4, 6d1, 7s2) и Cm (..., 5f7, 6d1, 7s2).
    • Чтобы найти атомный номер атома, когда он записан в форме электронной конфигурации, просто сложите все числа, которые идут за буквами (s, p, d, и f). Это работает только для нейтральных атомов, если вы имеете дело с ионом, то ничего не получится - вам придется добавить или вычесть количество дополнительных или потерянных электронов.
    • Число, идущее за буквой - это верхний индекс, не сделайте ошибку в контрольной.
    • "Стабильности полузаполненного" подуровня не существует. Это упрощение. Любая стабильность, которая относится к "наполовину заполненным" подуровням, имеет место из-за того, что каждая орбиталь занята одним электроном, поэтому минимизируется отталкивание между электронами.
    • Каждый атом стремится к стабильному состоянию, а самые стабильные конфигурации имеют заполненные подуровни s и p (s2 и p6). Такая конфигурация есть у благородных газов, поэтому они редко вступают в реакции и в таблице Менделеева расположены справа. Поэтому, если конфигурация заканчивается на 3p 4 , то для достижения стабильного состояния ей необходимо два электрона (чтобы потерять шесть, включая электроны s-подуровня, потребуется больше энергии, поэтому потерять четыре легче). А если конфигурация оканчивается на 4d 3 , то для достижения стабильного состояния ей необходимо потерять три электрона. Кроме того, полузаполненные подуровни (s1, p3, d5..) являются более стабильными, чем, например, p4 или p2; однако s2 и p6 будут еще более устойчивыми.
    • Когда вы имеете дело с ионом, это значит, что количество протонов не равно количеству электронов. Заряд атома в этом случае будет изображен сверху справа (как правило) от химического символа. Поэтому атом сурьмы с зарядом +2 имеет электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Обратите внимание, что 5p 3 изменилось на 5p 1 . Будьте внимательны, когда конфигурация нейтрального атома заканчивается на подуровни, отличные от s и p. Когда вы забираете электроны, вы можете забрать их только с валентных орбиталей (s и p орбиталей). Поэтому, если конфигурация заканчивается на 4s 2 3d 7 и атом получает заряд +2, то конфигурация будет заканчиваться 4s 0 3d 7 . Обратите внимание, что 3d 7 не меняется, вместо этого теряются электроны s-орбитали.
    • Существуют условия, когда электрон вынужден "перейти на более высокий энергетический уровень". Когда подуровню не хватает одного электрона до половинной или полной заполненности, заберите один электрон из ближайшего s или p- подуровня и переместите его на тот подуровень, которому необходим электрон.
    • Имеется два варианта записи электронной конфигурации. Их можно записывать в порядке возрастания номеров энергетических уровней или в порядке заполнения электронных орбиталей, как было показано выше для эрбия.
    • Также вы можете записывать электронную конфигурацию элемента, записав лишь валентную конфигурацию, которая представляет собой последний s и p подуровень. Таким образом, валентная конфигурация сурьмы будет иметь вид 5s 2 5p 3 .
    • Ионы не то же самое. С ними гораздо сложнее. Пропустите два уровня и действуйте по той же схеме в зависимости от того, где вы начали, и от того, насколько велико количество электронов.