Esimese nelja perioodi elementide aatomite elektronkestade struktuur: $s-$, $p-$ ja $d-$elemendid. Aatomi elektrooniline konfiguratsioon. Aatomite põhi- ja ergastatud olekud
Aatomi mõiste tekkis antiikmaailmas aineosakeste tähistamiseks. Kreeka keelest tõlgituna tähendab aatom "jagamatut".
Elektronid
Iiri füüsik Stoney jõudis katsete põhjal järeldusele, et elektrit kannavad kõigi keemiliste elementide aatomites olevad väikseimad osakesed. 1891 dollaris tegi hr Stoney ettepaneku neid osakesi nimetada elektronid, mis tähendab kreeka keeles "merevaigust".
Mõni aasta pärast elektroni nime saamist tõestasid inglise füüsik Joseph Thomson ja prantsuse füüsik Jean Perrin, et elektronid kannavad negatiivset laengut. See on väikseim negatiivne laeng, mida keemias võetakse ühikuna $(–1)$. Thomsonil õnnestus isegi määrata elektroni kiirus (see võrdub valguse kiirusega - 300 000 $ km/s) ja elektroni mass (see on $ 1836 $ korda väiksem kui vesinikuaatomi mass).
Thomson ja Perrin ühendasid vooluallika poolused kahe metallplaadiga - katood ja anoodiga, joodeti klaastorusse, millest õhk evakueeriti. Kui elektroodiplaatidele rakendati umbes 10 tuhande volti pinget, vilkus torus valguslahendus ja osakesed lendasid katoodilt (negatiivne poolus) anoodile (positiivsele poolusele), mida teadlased kõigepealt nimetasid. katoodkiired, ja sai siis teada, et see oli elektronide voog. Elektronid, mis tabavad spetsiaalseid aineid, näiteks teleriekraanil, põhjustavad kuma.
Tehti järeldus: elektronid põgenevad selle materjali aatomitest, millest katood on valmistatud.
Vabu elektrone või nende voogu saab saada muul viisil, näiteks kuumutades metalltraati või valgustades metalle, mis on moodustatud perioodilisuse tabeli I rühma põhialarühma elementidest (näiteks tseesium).
Elektronide olek aatomis
Elektroni olekut aatomis mõistetakse kui teabe kogumit selle kohta energiat teatud elektron sisse ruumi, milles see asub. Teame juba, et elektronil aatomis ei ole liikumistrajektoori, s.t. saame ainult rääkida tõenäosused selle asukoht tuuma ümbritsevas ruumis. See võib paikneda selle tuuma ümbritseva ruumi mis tahes osas ja erinevate positsioonide kogumit peetakse teatud negatiivse laengutihedusega elektronpilveks. Piltlikult võib seda ette kujutada nii: kui oleks võimalik pildistada elektroni asendit aatomis sekundi sajandikute või miljondikukese möödudes nagu fotoviimistluses, siis elektron oleks sellistel fotodel kujutatud punktina. Kui üksteise peale asetataks lugematu arv selliseid fotosid, oleks pilt suurima tihedusega elektronpilvest seal, kus neid punkte on kõige rohkem.
Joonisel on kujutatud sellise elektrontiheduse "lõiget" tuuma läbivas vesinikuaatomis ja katkendjoon kujutab sfääri, milles elektroni tuvastamise tõenäosus on $90%$. Tuumale lähim kontuur katab ruumipiirkonna, milles elektroni tuvastamise tõenäosus on $10%$, teise kontuuri sees oleva elektroni tuvastamise tõenäosus tuumast on $20%$, kolmanda sees on $≈30% $ jne. Elektroni olekus on teatav ebakindlus. Selle erilise seisundi iseloomustamiseks võttis saksa füüsik W. Heisenberg kasutusele mõiste määramatuse põhimõte, st. näitas, et elektroni energiat ja asukohta on võimatu üheaegselt ja täpselt määrata. Mida täpsemalt määratakse elektroni energia, seda ebakindlam on tema asukoht ja vastupidi, pärast asukoha määramist on elektroni energiat võimatu määrata. Elektroni tuvastamise tõenäosusvahemikul pole selgeid piire. Küll aga on võimalik valida ruum, kus elektroni leidmise tõenäosus on maksimaalne.
Ruum ümberringi aatomituum, milles elektron kõige tõenäolisemalt leitakse, nimetatakse orbitaaliks.
See sisaldab ligikaudu $90%$ elektronipilvest, mis tähendab, et ligikaudu $90%$ ajast, mil elektron selles ruumiosas viibib. Nende kuju põhjal on teada nelja tüüpi orbitaale, mida tähistatakse ladina tähtedega $s, p, d$ ja $f$. Mõne elektronorbitaali vormi graafiline esitus on toodud joonisel.
Elektroni liikumise kõige olulisem omadus teatud orbitaalil on tema tuumaga seondumise energia. Sarnaste energiaväärtustega elektronid moodustavad ühe elektronikiht, või energia tase. Energiatasemed on nummerdatud alates tuumast: $ 1, 2, 3, 4, 5, 6 $ ja $ 7 $.
Energiataseme arvu tähistavat täisarvu $n$ nimetatakse peamiseks kvantarvuks.
See iseloomustab elektronide energiat, mis hõivavad teatud energiataseme. Tuumale kõige lähemal asuvatel esimese energiataseme elektronidel on madalaim energia. Võrreldes esimese taseme elektronidega, iseloomustab järgnevate tasandite elektrone suur energiahulk. Järelikult on välise tasandi elektronid kõige vähem aatomituumaga seotud.
Energiatasemete (elektrooniliste kihtide) arv aatomis on võrdne perioodi arvuga D.I. Mendelejevi süsteemis, kuhu keemiline element kuulub: esimese perioodi elementide aatomitel on üks energiatase; teine periood - kaks; seitsmes periood - seitse.
Suurim elektronide arv energiatasemel määratakse järgmise valemiga:
kus $N$ on maksimaalne elektronide arv; $n$ on taseme number ehk peamine kvantarv. Järelikult: tuumale lähimal esimesel energiatasemel ei saa olla rohkem kui kaks elektroni; teisel - mitte rohkem kui 8 dollarit; kolmandal - mitte rohkem kui 18 dollarit; neljandal - mitte rohkem kui 32 dollarit. Ja kuidas on omakorda paigutatud energiatasemed (elektroonilised kihid)?
Alates teisest energiatasemest $(n = 2)$ jagunevad kõik tasemed alamtasanditeks (alamkihtideks), mis erinevad üksteisest veidi tuumaga seondumise energia poolest.
Alamtasandite arv on võrdne peamise kvantarvu väärtusega: esimesel energiatasemel on üks alamtase; teine - kaks; kolmas - kolm; neljas - neli. Alamtasandid omakorda moodustavad orbitaalid.
Iga väärtus $n$ vastab orbitaalide arvule, mis on võrdne $n^2$. Tabelis toodud andmete järgi saab jälgida seost peakvantarvu $n$ ja alamtasandite arvu, orbitaalide tüübi ja arvu ning alam- ja tasandi elektronide maksimaalse arvu vahel.
Peamine kvantarv, orbitaalide tüübid ja arv, maksimaalne elektronide arv alamtasanditel ja tasanditel.
| Energiatase $(n)$ | Alamtasandite arv, mis võrdub $n$ | Orbitaalne tüüp | Orbitaalide arv | Maksimaalne elektronide arv | ||
| alamtasandil | tasemel, mis võrdub $n^2$ | alamtasandil | tasemel, mis võrdub $n^2$ | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ | ||||
Alamtasemeid tähistatakse tavaliselt ladina tähtedega, samuti orbitaalide kuju, millest need koosnevad: $s, p, d, f$. Niisiis:
- $s$-alamtase – iga aatomituumale lähim energiataseme esimene alamtase koosneb ühest $s$-orbitaalist;
- $p$-alamtase – iga teine alamtase, välja arvatud esimene, energiatase, koosneb kolmest $p$-orbitaalist;
- $d$-alamtase – igaühe kolmas alamtase, alates kolmandast, energiatasemest, koosneb viiest $d$-orbitaalist;
- Iga $f$-alamtase, alates neljandast energiatasemest, koosneb seitsmest $f$-orbitaalist.
Aatomituum
Kuid mitte ainult elektronid ei kuulu aatomite hulka. Füüsik Henri Becquerel avastas, et ka uraanisoola sisaldav looduslik mineraal kiirgab tundmatut kiirgust, paljastades valguse eest kaitstud fotofilmid. Seda nähtust nimetati radioaktiivsus.
Radioaktiivseid kiiri on kolme tüüpi:
- $α$-kiired, mis koosnevad $α$-osakestest, mille laeng on $2$ korda suurem kui elektroni laeng, kuid millel on positiivne märk, ja mille mass on $4$ korda suurem kui vesinikuaatomi mass;
- $β$-kiired kujutavad elektronide voolu;
- $γ$-kiired on tühise massiga elektromagnetlained, mis ei kanna elektrilaengut.
Järelikult on aatomil keeruline struktuur – see koosneb positiivselt laetud tuumast ja elektronidest.
Kuidas on aatom üles ehitatud?
1910. aastal uurisid Ernest Rutherford koos oma õpilaste ja kolleegidega Cambridge'is Londoni lähedal õhukesest kuldfooliumist läbivate ja ekraanile langevate $α$ osakeste hajumist. Alfaosakesed kaldusid algsest suunast tavaliselt vaid ühe kraadi võrra kõrvale, näiliselt kinnitades kullaaatomite omaduste ühtlust ja homogeensust. Ja järsku märkasid teadlased, et mõned $ α $ osakesed muutsid järsult oma tee suunda, justkui puutuksid kokku mingi takistusega.
Asetades fooliumi ette ekraani, suutis Rutherford tuvastada isegi need harvad juhud, kui kullaaatomitelt peegelduvad $α$ osakesed vastassuunas lendasid.
Arvutused näitasid, et vaadeldavad nähtused võivad toimuda, kui kogu aatomi mass ja kogu selle positiivne laeng on koondunud tillukesse kesktuuma. Tuuma raadius, nagu selgus, on 100 000 korda väiksem kui kogu aatomi raadius, piirkond, kus paiknevad negatiivse laenguga elektronid. Kui kasutame kujundlikku võrdlust, võib aatomi kogu ruumala võrrelda Lužniki staadioniga ja tuuma - jalgpalli pall, mis asub põllu keskel.
Mis tahes keemilise elemendi aatom on võrreldav pisikese aatomiga päikesesüsteem. Seetõttu nimetatakse seda Rutherfordi pakutud aatomimudelit planetaarseks.
Prootonid ja neutronid
Selgub, et tilluke aatomituum, millesse on koondunud kogu aatomi mass, koosneb kahte tüüpi osakestest – prootonitest ja neutronitest.
Prootonid laeng on võrdne elektronide laenguga, kuid vastandmärgis $(+1)$ ja mass, võrdne massiga vesinikuaatom (keemias võetakse seda ühikuna). Prootoneid tähistatakse märgiga $↙(1)↖(1)p$ (või $p+$). Neutronid ei kanna laengut, nad on neutraalsed ja nende mass on võrdne prootoni massiga, s.t. $1 $. Neutronid on tähistatud märgiga $↙(0)↖(1)n$ (või $n^0$).
Prootoneid ja neutroneid koos nimetatakse nukleonid(alates lat. tuum- tuum).
Nimetatakse prootonite ja neutronite arvu summat aatomis massiarv. Näiteks alumiiniumi aatomi massiarv on:
Kuna elektroni massi, mis on tühiselt väike, võib tähelepanuta jätta, on ilmne, et kogu aatomi mass on koondunud tuumasse. Elektronid on tähistatud järgmiselt: $e↖(-)$.
Kuna aatom on elektriliselt neutraalne, on ka ilmne, et et prootonite ja elektronide arv aatomis on sama. See on võrdne keemilise elemendi aatomnumbriga, mis on sellele perioodilises tabelis määratud. Näiteks raua aatomi tuum sisaldab $ 26 $ prootoneid ja $ 26 $ elektronid tiirlevad ümber tuuma. Kuidas määrata neutronite arvu?
Nagu teada, koosneb aatomi mass prootonite ja neutronite massist. Teades elemendi $(Z)$ seerianumbrit, s.o. prootonite arvu ja massiarvu $(A)$, mis võrdub prootonite ja neutronite arvu summaga, neutronite arvu $(N)$ saab leida valemiga:
Näiteks neutronite arv rauaaatomis on:
$56 – 26 = 30$.
Tabelis on toodud elementaarosakeste peamised omadused.
Elementaarosakeste põhiomadused.
Isotoobid
Sama elemendi aatomite sorte, millel on sama tuumalaeng, kuid erinev massiarv, nimetatakse isotoopideks.
Sõna isotoop koosneb kahest kreeka sõnast: isos- identsed ja topos- koht, tähendab "ühe koha hõivamist" (lahtrit) elementide perioodilises tabelis.
Looduses leiduvad keemilised elemendid on isotoopide segu. Seega on süsinikul kolm isotoopi massiga 12, 13, 14 $; hapnik - kolm isotoopi massiga 16, 17, 18 jne.
Tavaliselt on perioodilises tabelis antud keemilise elemendi suhteline aatommass antud elemendi isotoopide loodusliku segu aatommasside keskmine väärtus, võttes arvesse nende suhtelist arvukust looduses, seega aatommassi väärtusi. massid on üsna sageli murdosalised. Näiteks looduslikud klooriaatomid on segu kahest isotoobist – $35$ (looduses on $75%$) ja $37$ (looduses on $25%$); seetõttu on kloori suhteline aatommass 35,5 $. Kloori isotoobid on kirjutatud järgmiselt:
$↖(35)↙(17)(Cl)$ ja $↖(37)↙(17)(Cl)$
Kloori isotoopide keemilised omadused on täpselt samad, nagu enamiku keemiliste elementide, näiteks kaaliumi, argooni, isotoopidel:
$↖(39)↙(19)(K)$ ja $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ ja $↖(40)↙(18 )(Ar)$
Kuid vesiniku isotoobid erinevad suuresti omaduste poolest nende suhtelise järsu mitmekordse suurenemise tõttu aatommass; neile määrati isegi üksikud nimed ja keemilised sümbolid: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuteerium - $↖(2)↙(1)(H)$ või $↖(2)↙(1)(D)$; triitium - $↖(3)↙(1)(H)$ või $↖(3)↙(1)(T)$.
Nüüd saame anda keemilise elemendi kaasaegse, rangema ja teadusliku määratluse.
Keemiline element on ühesuguse tuumalaenguga aatomite kogum.
Nelja esimese perioodi elementide aatomite elektrooniliste kestade struktuur
Vaatleme elementide aatomite elektrooniliste konfiguratsioonide kuvamist vastavalt Mendelejevi süsteemi perioodidele.
Esimese perioodi elemendid.
Aatomite elektronstruktuuri diagrammid näitavad elektronide jaotust elektrooniliste kihtide vahel (energiatasemed).
Aatomite elektroonilised valemid näitavad elektronide jaotust energiatasemete ja alamtasandite vahel.
Aatomite graafilised elektroonilised valemid näitavad elektronide jaotust mitte ainult tasandite ja alamtasandite vahel, vaid ka orbitaalide vahel.
Heeliumi aatomis on esimene elektronikiht valmis – see sisaldab $2$ elektrone.
Vesinik ja heelium on $s$ elemendid, nende aatomite $s$ orbitaal on täidetud elektronidega.
Teise perioodi elemendid.
Kõigi teise perioodi elementide puhul täidetakse esimene elektronikiht ja elektronid täidavad teise elektronkihi $s-$ ja $p$ orbitaalid vastavalt vähima energia põhimõttele (esmalt $s$ ja seejärel $p$ ) ning Pauli ja Hundi reeglid.
Neoonaatomis on teine elektronikiht valmis – see sisaldab $8$ elektrone.
Kolmanda perioodi elemendid.
Kolmanda perioodi elementide aatomite puhul valmivad esimene ja teine elektronikiht, seega täitub kolmas elektronikiht, milles elektronid võivad hõivata 3s-, 3p- ja 3d-alatasandi.
Kolmanda perioodi elementide aatomite elektrooniliste kestade struktuur.
Magneesiumiaatom lõpetab oma 3,5-dollarilise elektronorbitaali. $Na$ ja $Mg$ on $s$-elemendid.
Alumiiniumist ja järgnevates elementides on $3d$ alamtase täidetud elektronidega.
| $↙(18)(Ar)$ Argoon |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
Argooni aatomi väliskihis (kolmandas elektronkihis) on $8 $ elektrone. Kuna välimine kiht on valmis, aga kokku kolmandas elektronkihis, nagu te juba teate, võib elektrone olla 18, mis tähendab, et kolmanda perioodi elementidel on $3d$ orbitaalid täitmata.
Kõik elemendid alates $Al$ kuni $Ar$ on $р$ -elemendid.
$s-$ ja $p$ -elemendid vormi peamised alarühmad perioodilises tabelis.
Neljanda perioodi elemendid.
Kaaliumi ja kaltsiumi aatomitel on neljas elektronkiht ja $4s$ alamtase on täidetud, sest sellel on madalam energia kui $3d$ alamtasemel. Neljanda perioodi elementide aatomite graafiliste elektrooniliste valemite lihtsustamiseks:
- Tähistame argooni tavapärast graafilist elektroonilist valemit järgmiselt: $Ar$;
- Me ei kujuta alamtasandiid, mis pole nendes aatomites täidetud.
$K, Ca$ - $s$ - elemendid, kuuluvad põhialarühmadesse. Aatomite puhul vahemikus $Sc$ kuni $Zn$ on 3d alamtase täidetud elektronidega. Need on $3d$ elemendid. Need on kaasatud külgmised alarühmad, nende välimine elektronkiht on täidetud, klassifitseeritakse need järgmiselt üleminekuelemendid.
Pöörake tähelepanu kroomi ja vase aatomite elektrooniliste kestade struktuurile. Neis üks elektron "tõrjub" $4s-$ alatasemelt $3d$, mis on seletatav saadud elektrooniliste konfiguratsioonide $3d^5$ ja $3d^(10)$ suurema energiastabiilsusega:
$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$ 
$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$ 
| Elemendi sümbol, seerianumber, nimi | Elektrooniline struktuuriskeem | Elektrooniline valem | Graafiline elektrooniline valem |
| $↙(19)(K)$ Kaalium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ Kaltsium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ skandium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ või $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ Titaan |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ või $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ Vanaadium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ või $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$ |  |
| $↙(24)(Cr)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ või $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$ |  |
| $↙(29)(Cu)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ või $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ Tsink |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ või $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Ga)$ gallium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ või $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(Kr)$ Krüpton |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ või $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
Tsingi aatomis on kolmas elektronikiht valmis – selles on täidetud kõik $3s, 3p$ ja $3d$ alamtasandid, kokku $18$ elektronidega.
Tsingile järgnevates elementides täitub jätkuvalt neljas elektronkiht, alamtase $4p$. Elemendid alates $Ga$ kuni $Kr$ – $р$ -elemendid.
Krüptoni aatomi välimine (neljas) kiht on täielik ja sellel on 8 dollarit elektrone. Aga kokku võib neljandas elektronkihis, nagu teate, olla $32$ elektrone; krüptoni aatomil on veel täitmata $4d-$ ja $4f$ alamtasandid.
Viienda perioodi elementide puhul täidetakse alamtasemed järgmises järjekorras: $5s → 4d → 5p$. Ja on ka erandeid, mis on seotud elektronide "tõrgetega" $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ ilmub kuuendal ja seitsmendal perioodil -elemendid, st. elemendid, mille jaoks täidetakse vastavalt kolmanda välise elektroonilise kihi $4f-$ ja $5f$ alamtasemed.
$4f$ -elemendid helistas lantaniidid.
$5f$ -elemendid helistas aktiniidid.
Elektrooniliste alamtasandite täitmise järjekord kuuenda perioodi elementide aatomites: $↙(55)Cs$ ja $↙(56)Ba$ - $6s$ elemendid; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-element; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-elemendid; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elemendid; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elemendid. Kuid ka siin on elemente, milles rikutakse elektrooniliste orbitaalide täitmise järjekorda, mis on näiteks seotud poolte ja täielikult täidetud $f$-alatasandite suurema energiastabiilsusega, s.t. $nf^7$ ja $nf^(14)$.
Sõltuvalt sellest, milline aatomi alamtase on elektronidega täidetud viimati, jagatakse kõik elemendid, nagu te juba aru saite, nelja elektronide perekonda või plokkidesse:
- $s$ -elemendid; aatomi välistasandi $s$-alamtase on täidetud elektronidega; $s$-elementide hulka kuuluvad vesinik, heelium ning I ja II rühma peamiste alarühmade elemendid;
- $p$ -elemendid; aatomi välistasandi $p$-alamtase on täidetud elektronidega; $p$-elemendid hõlmavad III–VIII rühma põhialarühmade elemente;
- $d$ -elemendid; aatomi eelvälise tasandi $d$-alamtase on täidetud elektronidega; $d$-elemendid hõlmavad I–VIII rühma sekundaarsete alarühmade elemente, s.o. suurte perioodide interkalaarsete aastakümnete elemendid, mis paiknevad $s-$ ja $p-$ elementide vahel. Neid kutsutakse ka üleminekuelemendid;
- $f$ -elemendid; elektronid täidavad aatomi kolmanda välistasandi $f-$ alamtaseme; nende hulka kuuluvad lantaniidid ja aktiniidid.
Aatomi elektrooniline konfiguratsioon. Aatomite põhi- ja ergastatud olekud
Šveitsi füüsik W. Pauli 1925 dollaris leidis, et aatomil ei saa ühel orbitaalil olla rohkem kui kaks elektroni, millel on vastandlikud (antiparalleelsed) seljad (inglise keelest tõlgituna spindle), st. millel on omadused, mida võib tavapäraselt ette kujutada kui elektroni pöörlemist ümber oma kujuteldava telje päri- või vastupäeva. Seda põhimõtet nimetatakse Pauli põhimõte.
Kui orbitaalil on üks elektron, nimetatakse seda paaritu, kui kaks, siis see paaritud elektronid, st. vastassuunaliste spinnidega elektronid.
Joonisel on diagramm energiatasemete jagamisest alamtasanditeks.
$s-$ Orbitaalne, nagu te juba teate, on sfäärilise kujuga. Vesinikuaatomi $(n = 1)$ elektron asub sellel orbitaalil ja on paaritu. Sel põhjusel see elektrooniline valem, või elektrooniline konfiguratsioon, on kirjutatud järgmiselt: $1s^1$. Elektroonilistes valemites tähistatakse energiataseme numbrit tähe $(1...)$ ees oleva numbriga, ladina täht tähistab alamtaset (orbitaali tüüpi) ja paremale ülalpool kirjutatud numbriga. täht (eksponentina) näitab elektronide arvu alamtasandil.
Heeliumi aatomi He puhul, mille ühes $s-$orbitaalis on kaks paariselektroni, on see valem: $1s^2$. Heeliumi aatomi elektronkiht on terviklik ja väga stabiilne. Heelium on väärisgaas. Teisel energiatasemel $(n = 2)$ on neli orbitaali, üks $s$ ja kolm $p$. Teise taseme $s$-orbitaali ($2s$-orbitaali) elektronidel on suurem energia, kuna on tuumast suuremal kaugusel kui $1s$ orbitaali $(n = 2)$ elektronid. Üldjuhul on iga $n$ väärtuse jaoks üks $s-$orbitaal, kuid sellel on vastav elektronenergia varu ja seega ka vastava läbimõõduga, mis kasvab $n$ väärtuse kasvades s-$Orbital, nagu te juba teate, on sfäärilise kujuga. Vesinikuaatomi $(n = 1)$ elektron asub sellel orbitaalil ja on paaritu. Seetõttu on selle elektrooniline valem ehk elektrooniline konfiguratsioon kirjutatud järgmiselt: $1s^1$. Elektroonilistes valemites tähistatakse energiataseme numbrit tähe $(1...)$ ees oleva numbriga, ladina täht tähistab alamtaset (orbitaali tüüpi) ja paremale ülalpool kirjutatud numbriga. täht (eksponentina) näitab elektronide arvu alamtasandil.
Heeliumi aatomi $He$ puhul, mille ühes $s-$orbitaalis on kaks paariselektroni, on see valem: $1s^2$. Heeliumi aatomi elektronkiht on terviklik ja väga stabiilne. Heelium on väärisgaas. Teisel energiatasemel $(n = 2)$ on neli orbitaali, üks $s$ ja kolm $p$. Teise taseme $s-$orbitaalide elektronidel ($2s$-orbitaalid) on suurem energia, kuna on tuumast suuremal kaugusel kui $1s$ orbitaali $(n = 2)$ elektronid. Üldiselt on iga $n$ väärtuse kohta üks $s-$orbitaal, kuid sellel on vastav elektronenergia varu ja seega ka vastava läbimõõduga, mis kasvab $n$ väärtuse kasvades. 
$p-$ Orbitaalne on hantli või mahuka kaheksakujulise kujuga. Kõik kolm $p$-orbitaali asuvad aatomis üksteisega risti piki ruumilisi koordinaate, mis on tõmmatud läbi aatomi tuuma. Tuleb veel kord rõhutada, et igal energiatasemel (elektroonilisel kihil), alates $n=2$, on kolm $p$-orbitaali. $n$ väärtuse kasvades hõivavad elektronid $p$-orbitaalid, mis asuvad tuumast suurel kaugusel ja on suunatud piki $x, y, z$ telge.
Teise perioodi $(n = 2)$ elementide puhul täidetakse esmalt üks $s$-orbitaal ja seejärel kolm $p$-orbitaali; elektrooniline valem $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$ elektron on nõrgemalt seotud aatomi tuumaga, nii et liitiumiaatom võib sellest kergesti loobuda (nagu ilmselt mäletate, nimetatakse seda protsessi oksüdatsiooniks), muutudes liitiumiooniks $Li^+$ .
Berüllium Be aatomis paikneb neljas elektron samuti $2s$ orbitaalil: $1s^(2)2s^(2)$. Berülliumi aatomi kaks välimist elektroni eralduvad kergesti – $B^0$ oksüdeerub $Be^(2+)$ katiooniks.
Boori aatomis asub viies elektron $2p$ orbitaalil: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Järgmisena täidetakse $C, N, O, F$ aatomid $2p$-orbitaalidega, mis lõppevad väärisgaasi neooniga: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.
Kolmanda perioodi elementide puhul täidetakse vastavalt $3s-$ ja $3p$ orbitaalid. Viis kolmanda taseme $d$-orbitaali jäävad vabaks:
$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,
$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,
$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
Mõnikord on elektronide jaotust aatomites kujutavatel diagrammidel näidatud ainult elektronide arv igal energiatasemel, s.t. kirjutage keemiliste elementide aatomite lühendatud elektroonilised valemid, erinevalt ülaltoodud täielikest elektroonilistest valemitest, näiteks:
$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
Suure perioodiga elementide (neljas ja viies) puhul hõivavad esimesed kaks elektroni vastavalt $4s-$ ja $5s$ orbitaalid: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 $. Alates iga põhiperioodi kolmandast elemendist lähevad järgmised kümme elektroni vastavalt eelmistele $3d-$ ja $4d-$ orbitaalidele (külgmiste alamrühmade elementide puhul): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2 dollarit. Reeglina, kui eelmine $d$-alamtase on täidetud, hakatakse täitma välimist (vastavalt $4р-$ ja $5р-$) $р-$ alamtaset: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6 $.
Suurte perioodide elementide puhul - kuues ja mittetäielik seitsmes - täidetakse elektroonilised tasemed ja alamtasandid elektronidega reeglina järgmiselt: kaks esimest elektroni sisenevad välimisele $s-$alamtasemele: $↙(56)Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)R 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; järgmine üks elektron ($La$ ja $Ca$ jaoks) eelmisele $d$-alamtasemele: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ ja $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 dollarit.
Seejärel lähevad järgmised $14$ elektronid kolmandale välisele energiatasemele, vastavalt $4f$ ja $5f$ lantaniidide ja aktiniidide orbitaalidele: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ ↙ (92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.
Seejärel hakkab külgmiste alamrühmade elementide teine väline energiatase ($d$-alamtase) uuesti kogunema: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 dollarit. Ja lõpuks, alles pärast seda, kui $d$-alamtase on täielikult kümne elektroniga täidetud, täitub $p$-alatase uuesti: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
Väga sageli on aatomite elektrooniliste kestade ehitust kujutatud energia- või kvantrakkude abil - nn. graafilised elektroonilised valemid. Selle tähistuse jaoks kasutatakse järgmist tähistust: iga kvantrakk on tähistatud rakuga, mis vastab ühele orbitaalile; Iga elektron on tähistatud pöörlemissuunale vastava noolega. Graafilise elektroonilise valemi kirjutamisel peaksite meeles pidama kahte reeglit: Pauli põhimõte, mille kohaselt ei saa rakus (orbitaalis) olla rohkem kui kaks elektroni, kuid antiparalleelsete spinnidega ja F. Hundi reegel, mille kohaselt elektronid hõivavad vabu rakke kõigepealt ükshaaval ja neil on sama spinniväärtus ning alles seejärel paarituvad, kuid spinnid on Pauli põhimõtte kohaselt vastupidises suunas.
Algoritm elemendi elektroonilise valemi koostamiseks:
1. Määrake elektronide arv aatomis, kasutades keemiliste elementide perioodilist tabelit D.I. Mendelejev.
2. Lähtudes perioodi numbrist, mil element paikneb, määrake energiatasemete arv; elektronide arv viimasel elektrooniline tase vastab grupi numbrile.
3. Jagage nivood alamtasanditeks ja orbitaalideks ning täitke need elektronidega vastavalt orbitaalide täitmise reeglitele:
Tuleb meeles pidada, et esimene tase sisaldab maksimaalselt 2 elektroni 1s 2, teisel - maksimaalselt 8 (kaks s ja kuus r: 2s 2 2p 6), kolmandal - maksimaalselt 18 (kaks s, kuus lk ja kümme d: 3s 2 3p 6 3p 10).
- Peamine kvantarv n peaks olema minimaalne.
- Esimesena täita s- alamtasand siis р-, d- b f- alamtasandid.
- Elektronid täidavad orbitaalid orbitaalide energia suurenemise järjekorras (Kletškovski reegel).
- Alamtasandi sees hõivavad elektronid esmalt ükshaaval vabad orbitaalid ja alles pärast seda moodustavad paarid (Hundi reegel).
- Ühel orbitaalil ei saa olla rohkem kui kaks elektroni (Pauli põhimõte).
Näited.
1. Koostame lämmastiku elektroonilise valemi. Lämmastik on perioodilisuse tabeli number 7.
2. Koostame argooni elektroonilise valemi. Argoon on perioodilisuse tabeli number 18.
1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6.
3. Loome kroomi elektroonilise valemi. Kroom on perioodilisuse tabelis 24. kohal.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5
Tsingi energiadiagramm.
4. Koostame tsingi elektroonilise valemi. Tsink on perioodilisuse tabeli number 30.
1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 10
Pange tähele, et osa elektroonilisest valemist, nimelt 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, on argooni elektrooniline valem.
Tsingi elektroonilist valemit saab esitada järgmiselt:
Mis ajast keemilised reaktsioonid reageerivate aatomite tuumad jäävad muutumatuks (v.a. radioaktiivsed muundumised), siis keemilised omadused aatomid sõltuvad nende elektronkestade struktuurist. teooria aatomi elektrooniline struktuur ehitatud kvantmehaanika aparaadi baasil. Seega saab aatomienergia tasemete struktuuri saada kvantmehaaniliste arvutuste põhjal elektronide leidmise tõenäosuste kohta aatomituuma ümbritsevas ruumis ( riis. 4.5).
Riis. 4.5. Energiatasemete alamtasanditeks jagamise skeem
Aatomi elektronstruktuuri teooria põhialused on taandatud järgmistele sätetele: iga elektroni olekut aatomis iseloomustavad neli kvantarvu: peamine kvantarv. n = 1, 2, 3,; orbitaalne (asimutaalne) l = 0,1,2, n–1; magnetiline m l –1,0,1, m= –l, magnetiline s = -1/2, 1/2 .
; keerutada, samas aatomis ei saa olla kahte elektroni, millel on sama nelja kvantarvu komplekt n, l, m m , m s; samade peamiste kvantarvudega n elektronide kogumid moodustavad elektronikihid ehk aatomi energiatasemed, mis on nummerdatud tuuma järgi ja tähistatud kui K, L, M, N, O, P, Q, ja etteantud väärtusega energiakihis n ei saa olla rohkem kui 2n 2 elektronid. Samade kvantarvudega elektronide kogud n Ja m, moodustavad alamtasandid, mida tähistatakse siis, kui nad tuumast eemalduvad kui s, p, d, f.
Elektroni asukoha tõenäosuslik määramine ruumis aatomituuma ümber vastab Heisenbergi määramatuse printsiibile. Kvantmehaaniliste kontseptsioonide kohaselt ei oma aatomis olev elektron kindlat liikumistrajektoori ja võib paikneda mis tahes tuuma ümbritseva ruumi osas ning selle erinevaid positsioone käsitletakse teatud negatiivse laengutihedusega elektronpilvena. Tuuma ümbritsevat ruumi, milles elektron kõige tõenäolisemalt leidub, nimetatakse orbitaal. See sisaldab umbes 90% elektronipilvest. Iga alamtase 1s, 2s, 2p jne. vastab teatud arvule kindla kujuga orbitaalidele. Näiteks 1s- Ja 2s- orbitaalid on sfäärilised ja 2p-orbitaalid ( 2p x , 2p y , 2p z-orbitaalid) on orienteeritud vastastikku risti ja neil on hantli kuju ( riis. 4.6).
Riis. 4.6. Elektronide orbitaalide kuju ja orientatsioon.
Keemiliste reaktsioonide käigus aatomituum ei muutu, muutuvad vaid aatomite elektroonilised kestad, mille struktuur seletab paljusid keemiliste elementide omadusi. Tuginedes aatomi elektronstruktuuri teooriale, pandi paika Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise seaduse sügav füüsikaline tähendus ja loodi keemilise sideme teooria.
Keemiliste elementide perioodilise süsteemi teoreetiline põhjendus sisaldab andmeid aatomi struktuuri kohta, mis kinnitab seose olemasolu keemiliste elementide omaduste muutuste perioodilisuse ja nende aatomite sarnast tüüpi elektrooniliste konfiguratsioonide perioodilise kordumise vahel.
Aatomi ehituse doktriini valguses saab Mendelejevi kõigi elementide jagamine seitsmeks perioodiks põhjendatuks: perioodi arv vastab elektronidega täidetud aatomite energiatasemete arvule. Väikestel perioodidel suureneb aatomituumade positiivse laengu suurenemisega elektronide arv välistasandil (esimesel perioodil 1-lt 2-le ning teisel ja kolmandal perioodil 1-8), mis selgitab elementide omaduste muutus: perioodi alguses (v.a esimene) esineb leelismetall, siis täheldatakse metalliliste omaduste järkjärgulist nõrgenemist ja mittemetalliliste omaduste tugevnemist. Seda mustrit saab jälgida teise perioodi elementide puhul tabel 4.2.
Tabel 4.2.
Suurtel perioodidel on tuumade laengu suurenedes nivoode täitmine elektronidega keerulisem, mis seletab elementide omaduste keerukamat muutumist võrreldes väikeste perioodide elementidega.
Alarühmade keemiliste elementide omaduste identsust seletatakse välise energiataseme sarnase struktuuriga, nagu on näidatud laud 4.3, mis illustreerib leelismetallide alarühmade energiatasemete elektronidega täitmise järjestust.
Tabel 4.3.
Rühmanumber näitab tavaliselt elektronide arvu aatomis, mis võivad osaleda keemiliste sidemete moodustamises. See on rühmanumbri füüsiline tähendus. Perioodilisuse tabeli neljas kohas ei ole elemendid järjestatud aatommassi suurenemise järjekorras: Ar Ja K,Co Ja Ni,Te Ja I,Th Ja Pa. Neid kõrvalekaldeid peeti keemiliste elementide perioodilisuse tabeli puudusteks. Aatomi ehituse õpetus selgitas neid kõrvalekaldeid. Tuumalaengute eksperimentaalne määramine näitas, et nende elementide paigutus vastab nende tuumade laengute suurenemisele. Lisaks võimaldas aatomituumade laengute eksperimentaalne määramine määrata vesiniku ja uraani vahel olevate elementide arvu, samuti lantaniidide arvu. Nüüd on perioodilisuse tabeli kõik kohad täidetud intervalliga alates Z=1 juurde Z=114 perioodiline süsteem pole aga täielik, uute transuraanielementide avastamine on võimalik.
Mõiste "aatom" on inimkonnale tuttav juba ajast peale Vana-Kreeka. Vanade filosoofide väite kohaselt on aatom väikseim osake, mis on aine osa.
Aatomi elektrooniline struktuur
Aatom koosneb positiivselt laetud tuumast, mis sisaldab prootoneid ja neutroneid. Elektronid liiguvad tuuma ümber orbiitidel, millest igaüht saab iseloomustada nelja kvantarvuga: põhiarvu (n), orbitaalarvu (l), magnetilise (ml) ja spinni (ms või s).
Peamine kvantarv määrab elektroni energia ja elektronipilvede suuruse. Elektroni energia sõltub peamiselt elektroni kaugusest tuumast: mida lähemal on elektron tuumale, seda väiksem on tema energia. Teisisõnu, peamine kvantarv määrab elektroni asukoha teatud energiatasemel (kvantkihil). Peamisel kvantarvul on täisarvude jada väärtused vahemikus 1 kuni lõpmatus.
Orbitaalkvantarv iseloomustab elektronipilve kuju. Erineva kujuga elektronipilved põhjustavad elektronide energia muutumist ühe energiataseme piires, s.t. jagades selle energia alamtasanditeks. Orbitaalkvantarvul võivad olla väärtused nullist (n-1), kokku n väärtust. Energia alamtasemed on tähistatud tähtedega:
Magnetkvantarv näitab orbitaali orientatsiooni ruumis. See aktsepteerib mis tahes täisarvu vahemikus (+l) kuni (-l), sealhulgas nulli. Magnetkvantarvu võimalike väärtuste arv on (2l+1).
Aatomituuma väljas liikuval elektronil on lisaks orbiidi nurkimpulsile ka oma nurkimment, mis iseloomustab selle spindlikujulist pöörlemist ümber oma telje. Seda elektroni omadust nimetatakse spinniks. Spinni suurust ja orientatsiooni iseloomustab spinnide kvantarv, mis võib võtta väärtusi (+1/2) ja (-1/2). Positiivsed ja negatiivsed spinni väärtused on seotud selle suunaga.
Enne kui kõik ülaltoodu teatavaks sai ja eksperimentaalselt kinnitust leidis, oli aatomi ehituse kohta mitmeid mudeleid. Ühe esimese aatomi struktuuri mudeli pakkus välja E. Rutherford, kes alfaosakeste hajumise katsetes näitas, et peaaegu kogu aatomi mass on koondunud väga väikesesse ruumalasse – positiivselt laetud tuuma. . Tema mudeli järgi liiguvad elektronid ümber tuuma piisavalt suurel kaugusel ja nende arv on selline, et tervikuna on aatom elektriliselt neutraalne.
Rutherfordi aatomi ehituse mudeli töötas välja N. Bohr, kes oma uurimistöös ühendas ka Einsteini õpetused valguskvantide ja kvantteooria Plancki kiirgus. Lõpetasime alustatu ja esitlesime seda maailmale kaasaegne mudel keemilise elemendi aatomi struktuur Louis de Broglie ja Schrödinger.
Näited probleemide lahendamisest
NÄIDE 1
| Harjutus | Loetlege prootonite ja neutronite arv, mis sisalduvad lämmastiku (aatomnumber 14), räni (aatomnumber 28) ja baariumi (aatomnumber 137) tuumades. |
| Lahendus | Prootonite arvu keemilise elemendi aatomi tuumas määrab selle järjekorranumber perioodilises tabelis ning neutronite arv on massiarvu (M) ja tuuma laengu (Z) vahe. Lämmastik: n(N) = M-Z = 14-7 = 7. Räni: n(Si) = M-Z = 28-14 = 14. Baarium: n (Ba) = M-Z = 137-56 = 81. |
| Vastus | Prootonite arv lämmastiku tuumas on 7, neutronid - 7; räni aatomi tuumas on 14 prootonit ja 14 neutronit; Baariumi aatomi tuumas on 56 prootonit ja 81 neutronit. |
NÄIDE 2
| Harjutus | Järjestage energia alamtasemed elektronidega täitumise järjekorras: a) 3p, 3d, 4s, 4p; b) 4d , 5s, 5p, 6s; c) 4f , 5s , 6r; 4d , 6s; d) 5d, 6s, 6p, 7s, 4f . |
|
| Lahendus | Energia alamtasandid täidetakse elektronidega vastavalt Klechkovsky reeglitele. Eeltingimuseks on põhi- ja orbitaalkvantarvude summa minimaalne väärtus. S-alatasandit iseloomustavad arv 0, p - 1, d - 2 ja f-3. Teine tingimus on see, et esmalt täidetakse põhikvantarvu väikseima väärtusega alamtase. | |
| Vastus | a) Orbitaalid 3p, 3d, 4s, 4p vastavad numbritele 4, 5, 4 ja 5. Seetõttu toimub elektronidega täitumine järgmises järjestuses: 3p, 4s, 3d, 4p. b) 4d orbitaalid , 5s, 5p, 6s vastavad numbritele 7, 5, 6 ja 6. Seetõttu toimub elektronidega täitumine järgmises järjestuses: 5s, 5p, 6s, 4d. c) Orbitaalid 4f , 5s , 6r; 4d , 6s vastavad numbritele 7, 5, 76 ja 6. Seetõttu toimub elektronidega täitumine järgmises järjestuses: 5s, 4d , 6s, 4f, 6r. d) Orbitaalid 5d, 6s, 6p, 7s, 4f vastavad numbritele 7, 6, 7, 7 ja 7. Järelikult toimub elektronidega täitumine järgmises järjestuses: 6s, 4f, 5d, 6p, 7s. |
s- Elemendid Nimetatakse elemente, mille aatomites viimane elektron siseneb s-alamtasandile. Sarnaselt määratletud lk- elemendid,d-elemendid jaf-elemendid.
Iga perioodi algus vastab uue elektroonilise kihi avanemisele. Perioodi number on võrdne avatava elektronikihi arvuga. Iga periood, välja arvatud esimene, lõpeb selle perioodi alguses avatud kihi p-alatasandi täitmisega. Esimene periood sisaldab ainult s-elemente (kaks). Neljandal ja viiendal perioodil on s-elementide (kaks) ja p-elementide (kuus) vahel d-elemendid (kümme). Kuuendas ja seitsmendas on s-elemendi paari taga (Klechkovsky reeglite vastaselt) üks d-element, seejärel neliteist f-elementi (need on paigutatud tabeli allosas eraldi ridadesse - lantaniidid ja aktiniidid) , siis üheksa d-elementi ja nagu alati , lõppevad punktid kuue p-elemendiga.
Tabel on jaotatud vertikaalselt 8 rühma, iga rühm põhi- ja teisejärguliseks alarühmaks. Peamised alarühmad sisaldavad s- ja p-elemente ning sekundaarsed alarühmad d-elemente. Peamist alarühma on lihtne määrata - see sisaldab perioodide 1-3 elemente. Rangelt nende all on põhialarühma ülejäänud elemendid. Külgmise alarühma elemendid asuvad küljel (vasakul või paremal).
Aatomite valents
Klassikalises vaates määrab valentsi paaritute elektronide arv aatomite põhi- või ergastatud olekus. Põhiseisund- aatomi elektrooniline olek, milles selle energia on minimaalne. Põnev olek- aatomi elektrooniline olek, mis vastab ühe või mitme elektroni üleminekule madalama energiaga orbitaalilt suurema energiaga orbitaalile. S- ja p-elementide puhul on elektronide üleminek võimalik ainult välise elektronkihi sees. D-elementide puhul on võimalikud üleminekud eelvälise kihi d-alataseme ning väliskihi s- ja p-alatasandite piires. F-elementide puhul on üleminekud võimalikud (n-2)f-, (n-1)d-, ns- ja np-alamtasandite piires, kus n on välimise elektroonilise kihi number. Valentselektronid nimetatakse elektronideks, mis määravad aatomi valentsi põhi- või ergastatud olekus. Valentselektronide kiht- kiht, millel asuvad valentselektronid.
Kirjeldage kvantarvude abil väävliaatomi väliskihi elektrone ja raua valentselektrone (alusseisund). Märkige nende elementide aatomite võimalikud valentsid ja oksüdatsiooniastmed.
1). Väävli aatom.
Väävel on järjekorranumbriga 16. See on kolmandas perioodis, kuues rühm, põhialarühm. Seetõttu on see p-element, välimine elektronkiht on kolmas ja see on valents. Sellel on kuus elektroni. Valentskihi elektroonilisel struktuuril on vorm
Kõigile elektronidele n=3, kuna need asuvad kolmandal kihil. Vaatame neid järjekorras:
n=3, L=0 (elektron asub s-orbitaalil), m l =0 (s-orbitaali puhul on võimalik ainult see magnetkvantarvu väärtus), m s =+1/2 (pööre ümber oma telg toimub päripäeva) ;
n=3, L=0, m l =0 (need kolm kvantarvu on samad, mis esimesel elektronil, kuna mõlemad elektronid on samal orbitaalil), m s = -1/2 (ainult siin ilmneb erinevus, nõuab Pauli põhimõte);
n=3, L=1 (see on p-elektron), m l =+1 (kolmest võimalikust väärtusest m l = 1, 0 esimese p-orbitaali jaoks valime maksimumi, see on p x orbitaal ), m s = +1/2;
n = 3, L = 1, m l = +1, m s = -1/2;
n=3, L=1, m l = 0 (see on p y orbitaal), m s = +1/2;
n=3, L=1, m l = -1 (see on p z orbitaal), m s = +1/2.
Vaatleme väävli valents- ja oksüdatsiooniastet. Aatomi põhiolekus valentskihil on kaks elektronipaari, kaks paaristamata elektroni ja viis vaba orbitaali. Seetõttu on väävli valents selles olekus II. Väävel on mittemetall. Sellel puudub enne kihi valmimist kaks elektroni, nii et vähem elektronegatiivsete elementide aatomitega ühendites, nagu metallid, võib selle minimaalne oksüdatsiooniaste olla -2. Elektronpaaride sidumine on võimalik, kuna sellel kihil on vabad orbitaalid. Seetõttu esimeses ergastatud olekus (S *)
Ühendites, milles on elektronegatiivsemate elementide aatomid, nagu hapnik, võivad kõik kuus valentselektroni väävliaatomitest välja tõrjuda, seega on selle maksimaalne oksüdatsiooniaste +6.
2). Raud.
Raua seerianumber on 26. See asub neljandas perioodis, kaheksandas rühmas, teisejärgulises alarühmas. See on d-element, kuues neljanda perioodi d-elementide reas. Raua valentselektronid (kaheksa) asuvad 3d alamtasandil (kuus, vastavalt nende asukohale d-elementide reas) ja 4s alamtasandil (kaks):
Vaatame neid järjekorras:
n = 3, L = 2, m l = +2, m s = +1/2;
n = 3, L = 2, m l = +2, m s = -1/2;
n = 3, L = 2, m l = +1, m s = +1/2;
n = 3, L = 2, m l = 0, m s = +1/2;
n = 3, L = 2, m l = -1, m s = +1/2;
n = 3, L = 2, m l = -2, m s = +1/2;
n = 4, L = 0, m l = 0, m s = +1/2;
n = 4, L = 0, m l = 0, m s = -1/2.
Valents
Väliskihil pole paarituid elektrone, seega ilmneb raua minimaalne valents (II) aatomi ergastatud olekus:
Pärast väliskihi elektronide kasutamist saab keemiliste sidemete moodustamisse kaasata 4 3d alamtasandi paaritut elektroni. Seetõttu on raua maksimaalne valents VI.
Oksüdatsiooni olek
Raud on metall, mistõttu seda iseloomustavad positiivsed oksüdatsiooniastmed alates +2 (kaasatud on 4s alamtaseme elektronid) kuni +6 (kaasatud on 4s ja kõik paarimata 3d elektronid).
