La struttura dei gusci elettronici degli atomi degli elementi dei primi quattro periodi: $s-$, $p-$ e $d-$elementi. Configurazione elettronica di un atomo. Stati fondamentali ed eccitati degli atomi

Il concetto di atomo è nato nel mondo antico per denotare particelle di materia. Tradotto dal greco, atomo significa “indivisibile”.

Elettroni

Il fisico irlandese Stoney, sulla base degli esperimenti, è giunto alla conclusione che l'elettricità è trasportata dalle particelle più piccole esistenti negli atomi di tutti gli elementi chimici. In $1891, il signor Stoney propose di chiamare queste particelle elettroni, che in greco significa "ambra".

Alcuni anni dopo che l'elettrone prese il nome, il fisico inglese Joseph Thomson e il fisico francese Jean Perrin dimostrarono che gli elettroni trasportano una carica negativa. Questa è la più piccola carica negativa, che in chimica viene considerata come unità $(–1)$. Thomson riuscì persino a determinare la velocità dell'elettrone (è uguale alla velocità della luce - 300.000 dollari km/s) e la massa dell'elettrone (è 1836$ volte inferiore alla massa di un atomo di idrogeno).

Thomson e Perrin collegarono i poli della sorgente di corrente con due piastre metalliche: un catodo e un anodo, saldate in un tubo di vetro da cui veniva evacuata l'aria. Quando una tensione di circa 10 mila volt veniva applicata alle piastre degli elettrodi, una scarica luminosa balenò nel tubo e le particelle volarono dal catodo (polo negativo) all'anodo (polo positivo), che gli scienziati inizialmente chiamarono raggi catodici, e poi scoprì che si trattava di un flusso di elettroni. Gli elettroni che colpiscono sostanze speciali, come quelli sullo schermo televisivo, provocano un bagliore.

Si è giunti alla conclusione: gli elettroni fuoriescono dagli atomi del materiale di cui è costituito il catodo.

Gli elettroni liberi o il loro flusso possono essere ottenuti in altri modi, ad esempio riscaldando un filo metallico o illuminando con luce i metalli formati da elementi del sottogruppo principale del gruppo I della tavola periodica (ad esempio il cesio).

Stato degli elettroni in un atomo

Lo stato di un elettrone in un atomo è inteso come la totalità delle informazioni su energia certo elettrone dentro spazio, in cui si trova. Sappiamo già che un elettrone in un atomo non ha una traiettoria di movimento, cioè possiamo solo parlare probabilità la sua posizione nello spazio attorno al nucleo. Può trovarsi in qualsiasi parte di questo spazio che circonda il nucleo e l'insieme delle diverse posizioni è considerato come una nuvola di elettroni con una certa densità di carica negativa. In senso figurato, questo può essere immaginato in questo modo: se fosse possibile fotografare la posizione di un elettrone in un atomo dopo centesimi o milionesimi di secondo, come in un fotofinish, allora l'elettrone in tali fotografie sarebbe rappresentato come un punto. Se si sovrapponessero innumerevoli fotografie di questo tipo, l'immagine sembrerebbe una nuvola di elettroni con la maggiore densità dove si trovano la maggior parte di questi punti.

La figura mostra un "taglio" di tale densità elettronica in un atomo di idrogeno che passa attraverso il nucleo, e la linea tratteggiata delimita la sfera all'interno della quale la probabilità di rilevare un elettrone è $90%$. Il contorno più vicino al nucleo copre una regione dello spazio in cui la probabilità di rilevare un elettrone è $10%$, la probabilità di rilevare un elettrone all'interno del secondo contorno del nucleo è $20%$, all'interno del terzo è $≈30% $, ecc. C'è qualche incertezza nello stato dell'elettrone. Per caratterizzare questo stato speciale, il fisico tedesco W. Heisenberg introdusse il concetto di principio di indeterminazione, cioè. ha dimostrato che è impossibile determinare simultaneamente e con precisione l'energia e la posizione di un elettrone. Quanto più precisamente viene determinata l'energia di un elettrone, tanto più incerta è la sua posizione, e viceversa, determinata la posizione, è impossibile determinare l'energia dell'elettrone. L'intervallo di probabilità per rilevare un elettrone non ha confini chiari. Tuttavia, è possibile selezionare uno spazio in cui la probabilità di trovare un elettrone è massima.

Spazio intorno nucleo atomico, in cui è più probabile che si trovi l'elettrone è chiamato orbitale.

Contiene circa il 90%$ della nuvola di elettroni, il che significa che circa il 90%$ del tempo in cui l'elettrone si trova in questa parte dello spazio. In base alla loro forma, si conoscono quattro tipi di orbitali, indicati con le lettere latine $s, p, d$ e $f$. Nella figura è presentata una rappresentazione grafica di alcune forme di orbitali elettronici.

La caratteristica più importante del movimento di un elettrone in un determinato orbitale è l'energia del suo legame con il nucleo. Gli elettroni con valori energetici simili formano un unico strato di elettroni, O livello di energia. I livelli energetici sono numerati a partire dal nucleo: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ e $7$.

L'intero $n$ che indica il numero del livello energetico è chiamato numero quantico principale.

Caratterizza l'energia degli elettroni che occupano un dato livello energetico. Gli elettroni del primo livello energetico, più vicini al nucleo, hanno l'energia più bassa. Rispetto agli elettroni del primo livello, gli elettroni dei livelli successivi sono caratterizzati da una grande quantità di energia. Di conseguenza, gli elettroni del livello esterno sono meno strettamente legati al nucleo atomico.

Il numero di livelli energetici (strati elettronici) in un atomo è uguale al numero del periodo nel sistema D.I. Mendeleev a cui appartiene l'elemento chimico: gli atomi degli elementi del primo periodo hanno un livello energetico; secondo periodo - due; settimo periodo - sette.

Il maggior numero di elettroni a livello energetico è determinato dalla formula:

dove $N$ è il numero massimo di elettroni; $n$ è il numero del livello, o il numero quantico principale. Di conseguenza: al primo livello energetico più vicino al nucleo non possono esserci più di due elettroni; nel secondo - non più di $ 8$; il terzo - non più di $ 18$; il quarto - non più di $ 32$. E come sono disposti, a loro volta, i livelli energetici (strati elettronici)?

A partire dal secondo livello energetico $(n = 2)$, ciascuno dei livelli è suddiviso in sottolivelli (sottostrati), leggermente diversi tra loro nell'energia di legame con il nucleo.

Il numero di sottolivelli è uguale al valore del numero quantico principale: il primo livello energetico ha un sottolivello; il secondo - due; terzo - tre; quarto - quattro. I sottolivelli, a loro volta, sono formati da orbitali.

Ogni valore di $n$ corrisponde ad un numero di orbitali pari a $n^2$. Secondo i dati presentati nella tabella, si può tracciare la connessione tra il numero quantico principale $n$ e il numero di sottolivelli, il tipo e il numero di orbitali e il numero massimo di elettroni nel sottolivello e nel livello.

Numero quantico principale, tipi e numero di orbitali, numero massimo di elettroni nei sottolivelli e nei livelli.

Livello energetico $(n)$	Numero di sottolivelli pari a $n$	Tipo orbitale	Numero di orbitali		Numero massimo di elettroni
			nel sottolivello	in livello pari a $n^2$	nel sottolivello	ad un livello pari a $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$ 1 $	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$ 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 $	$7$		$14$

I sottolivelli sono solitamente indicati con lettere latine, così come con la forma degli orbitali che li compongono: $s, p, d, f$. COSÌ:

• Sottolivello $s$ - il primo sottolivello di ciascun livello energetico più vicino al nucleo atomico, è costituito da un orbitale $s$;
• Sottolivello $p$ - il secondo sottolivello di ciascuno, tranne il primo, il livello energetico, è costituito da tre orbitali $p$;
• Sottolivello $d$: il terzo sottolivello di ciascuno, a partire dal terzo livello energetico, è costituito da cinque orbitali $d$;
• Il sottolivello $f$ di ciascuno, a partire dal quarto livello energetico, è costituito da sette orbitali $f$.

Nucleo atomico

Ma non solo gli elettroni fanno parte degli atomi. Il fisico Henri Becquerel scoprì che un minerale naturale contenente un sale di uranio emette anche radiazioni sconosciute, esponendo pellicole fotografiche schermate dalla luce. Questo fenomeno è stato chiamato radioattività.

Esistono tre tipi di raggi radioattivi:

1. raggi $α$, che sono costituiti da particelle $α$ aventi una carica $2$ volte maggiore di quella di un elettrone, ma con segno positivo, e una massa $4$ volte maggiore della massa di un atomo di idrogeno;
2. I raggi $β$ rappresentano un flusso di elettroni;
3. I raggi $γ$ sono onde elettromagnetiche di massa trascurabile che non trasportano carica elettrica.

Di conseguenza, l'atomo ha una struttura complessa: consiste in un nucleo ed elettroni caricati positivamente.

Come è strutturato un atomo?

Nel 1910, a Cambridge, vicino a Londra, Ernest Rutherford e i suoi studenti e colleghi studiarono la dispersione delle particelle $α$ che passavano attraverso una sottile lamina d'oro e cadevano su uno schermo. Le particelle alfa di solito deviavano dalla direzione originale di solo un grado, confermando apparentemente l'uniformità e l'uniformità delle proprietà degli atomi d'oro. E all'improvviso i ricercatori hanno notato che alcune particelle $α$ cambiavano bruscamente la direzione del loro percorso, come se incontrassero una sorta di ostacolo.

Posizionando uno schermo davanti al foglio, Rutherford fu in grado di rilevare anche quei rari casi in cui le particelle $α$, riflesse dagli atomi d'oro, volavano nella direzione opposta.

I calcoli hanno mostrato che i fenomeni osservati potrebbero verificarsi se l'intera massa dell'atomo e tutta la sua carica positiva fossero concentrate in un minuscolo nucleo centrale. Il raggio del nucleo, come si è scoperto, è 100.000 volte più piccolo del raggio dell'intero atomo, la regione in cui si trovano gli elettroni con carica negativa. Se applichiamo un confronto figurato, l'intero volume di un atomo può essere paragonato allo stadio di Luzhniki e al nucleo - palla da calcio, situato al centro del campo.

Atomo di qualsiasi elemento chimico paragonabile a uno minuscolo sistema solare. Pertanto, questo modello dell'atomo, proposto da Rutherford, è chiamato planetario.

Protoni e neutroni

Si scopre che il minuscolo nucleo atomico, in cui è concentrata l'intera massa dell'atomo, è costituito da due tipi di particelle: protoni e neutroni.

Protoni hanno carica pari a quella degli elettroni, ma opposta di segno $(+1)$, e massa pari alla massa dell'atomo di idrogeno (in chimica è considerata l'unità). I protoni sono designati dal segno $↙(1)↖(1)p$ (o $p+$). Neutroni non portano carica, sono neutri e hanno una massa pari a quella di un protone, cioè $1$. I neutroni sono designati dal segno $↙(0)↖(1)n$ (o $n^0$).

Vengono chiamati protoni e neutroni insieme nucleoni(dal lat. nucleo- nucleo).

Viene chiamata la somma del numero di protoni e neutroni in un atomo numero di Massa. Ad esempio, il numero di massa di un atomo di alluminio è:

Poiché la massa dell'elettrone, che è trascurabilmente piccola, può essere trascurata, è ovvio che l'intera massa dell'atomo è concentrata nel nucleo. Gli elettroni sono designati come segue: $e↖(-)$.

Poiché l’atomo è elettricamente neutro, è ovvio anche questo che il numero di protoni e di elettroni in un atomo è lo stesso. È uguale al numero atomico dell'elemento chimico, assegnatogli nella tavola periodica. Ad esempio, il nucleo di un atomo di ferro contiene $26$ protoni e $26$ elettroni ruotano attorno al nucleo. Come determinare il numero di neutroni?

Come è noto, la massa di un atomo è costituita dalla massa dei protoni e dei neutroni. Conoscere il numero di serie dell'elemento $(Z)$, ad es. il numero di protoni, e il numero di massa $(A)$, pari alla somma dei numeri di protoni e neutroni, il numero di neutroni $(N)$ può essere trovato utilizzando la formula:

Ad esempio, il numero di neutroni in un atomo di ferro è:

$56 – 26 = 30$.

La tabella presenta le principali caratteristiche delle particelle elementari.

Caratteristiche fondamentali delle particelle elementari.

Isotopi

Varietà di atomi dello stesso elemento che hanno la stessa carica nucleare ma diverso numero di massa sono chiamati isotopi.

Parola isotopoè composto da due parole greche: iso- identico e topos- luogo, significa “occupare un posto” (cella) nella tavola periodica degli elementi.

Gli elementi chimici presenti in natura sono una miscela di isotopi. Pertanto, il carbonio ha tre isotopi con masse $12, 13, 14$; ossigeno - tre isotopi con masse $ 16, 17, 18, ecc.

Solitamente la massa atomica relativa di un elemento chimico riportata nella Tavola Periodica è il valore medio delle masse atomiche di una miscela naturale di isotopi di un dato elemento, tenendo conto della loro abbondanza relativa in natura, quindi i valori di massa atomica le masse sono abbastanza spesso frazionarie. Ad esempio, gli atomi di cloro naturale sono una miscela di due isotopi: $35$ (in natura ce ne sono il 75%$) e $37$ (in natura sono il 25%$); pertanto, la massa atomica relativa del cloro è $ 35,5 $. Gli isotopi del cloro sono scritti come segue:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ e $↖(37)↙(17)(Cl)$

Le proprietà chimiche degli isotopi del cloro sono esattamente le stesse, così come gli isotopi della maggior parte degli elementi chimici, ad esempio potassio, argon:

$↖(39)↙(19)(K)$ e $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ e $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Tuttavia, gli isotopi dell'idrogeno variano notevolmente nelle proprietà a causa del drammatico aumento multiplo della loro massa atomica relativa; furono persino dati nomi individuali e simboli chimici: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuterio - $↖(2)↙(1)(H)$, o $↖(2)↙(1)(D)$; trizio - $↖(3)↙(1)(H)$ o $↖(3)↙(1)(T)$.

Ora possiamo dare una definizione moderna, più rigorosa e scientifica di elemento chimico.

Un elemento chimico è un insieme di atomi con la stessa carica nucleare.

La struttura dei gusci elettronici degli atomi degli elementi dei primi quattro periodi

Consideriamo la visualizzazione delle configurazioni elettroniche degli atomi degli elementi secondo i periodi del sistema D.I. Mendeleev.

Elementi del primo periodo.

I diagrammi della struttura elettronica degli atomi mostrano la distribuzione degli elettroni attraverso gli strati elettronici (livelli energetici).

Le formule elettroniche degli atomi mostrano la distribuzione degli elettroni attraverso i livelli e i sottolivelli energetici.

Le formule elettroniche grafiche degli atomi mostrano la distribuzione degli elettroni non solo tra livelli e sottolivelli, ma anche tra orbitali.

In un atomo di elio, il primo strato di elettroni è completo: contiene elettroni $2$.

L'idrogeno e l'elio sono elementi $s$; l'orbitale $s$ di questi atomi è pieno di elettroni.

Elementi del secondo periodo.

Per tutti gli elementi del secondo periodo, il primo strato di elettroni è riempito e gli elettroni riempiono gli orbitali $s-$ e $p$ del secondo strato di elettroni secondo il principio di minima energia (prima $s$ e poi $p$ ) e le regole Pauli e Hund.

Nell'atomo di neon, il secondo strato di elettroni è completo: contiene elettroni $8$.

Elementi del terzo periodo.

Per gli atomi degli elementi del terzo periodo, il primo e il secondo strato di elettroni sono completati, quindi è riempito il terzo strato di elettroni, in cui gli elettroni possono occupare i livelli 3s, 3p e 3d.

La struttura dei gusci elettronici degli atomi degli elementi del terzo periodo.

L'atomo di magnesio completa il suo orbitale elettronico da $ 3,5 $. $Na$ e $Mg$ sono elementi $s$.

Nell'alluminio e negli elementi successivi, il sottolivello $3d$ è pieno di elettroni.

$↙(18)(Ar)$ Argon

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Un atomo di argon ha elettroni $8$ nel suo strato esterno (terzo strato di elettroni). Quando lo strato esterno è completato, ma in totale nel terzo strato di elettroni, come già sapete, possono esserci 18 elettroni, il che significa che gli elementi del terzo periodo hanno orbitali $3d$ vuoti.

Tutti gli elementi da $Al$ a $Ar$ sono $р$ -elementi.

$s-$ e $p$ -elementi modulo sottogruppi principali nella tavola periodica.

Elementi del quarto periodo.

Gli atomi di potassio e calcio hanno un quarto strato di elettroni e il sottolivello $4s$ è pieno, perché ha un'energia inferiore rispetto al sottolivello $3d$. Per semplificare le formule elettroniche grafiche degli atomi degli elementi del quarto periodo:

1. Indichiamo la formula elettronica grafica convenzionale dell'argon come segue: $Ar$;
2. Non rappresenteremo sottolivelli che non sono riempiti con questi atomi.

$K, Ca$ - $s$ -elementi, inclusi nei sottogruppi principali. Per gli atomi da $Sc$ a $Zn$, il sottolivello 3d è pieno di elettroni. Questi sono elementi $ 3d$. Sono inclusi in sottogruppi laterali, il loro strato elettronico esterno è pieno, sono classificati come elementi transitori.

Presta attenzione alla struttura dei gusci elettronici degli atomi di cromo e rame. In essi, un elettrone “fallisce” dal sottolivello $4s-$ al livello $3d$, il che si spiega con la maggiore stabilità energetica delle risultanti configurazioni elettroniche $3d^5$ e $3d^(10)$:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Simbolo dell'elemento, numero di serie, nome	Diagramma della struttura elettronica	Formula elettronica	Formula elettronica grafica
$↙(19)(K)$ Potassio		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Calcio		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandio		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ o $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titanio		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ o $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadio		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ o $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Cromo		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ o $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Cromo		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ o $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Zinco		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ o $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gallio		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ o $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Cripto		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ o $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

Nell'atomo di zinco, il terzo strato di elettroni è completo: tutti i sottolivelli $3s, 3p$ e $3d$ sono riempiti con un totale di $18$ elettroni.

Negli elementi successivi allo zinco, il quarto strato elettronico, il sottolivello $4p$, continua ad essere riempito. Elementi da $Ga$ a $Кr$ - $р$ -elementi.

Lo strato esterno (quarto) dell'atomo di kripton è completo e ha elettroni $ 8 $. Ma in totale nel quarto strato di elettroni, come sapete, possono esserci 32$ elettroni; l'atomo di krypton ha ancora sottolivelli $4d-$ e $4f$ vacanti.

Per gli elementi del quinto periodo i sottolivelli vengono compilati nel seguente ordine: $5s → 4d → 5p$. E ci sono anche eccezioni legate al “fallimento” degli elettroni in $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46 ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ appare nel sesto e nel settimo periodo -elementi, cioè. elementi per i quali sono riempiti rispettivamente i sottolivelli $4f-$ e $5f$ del terzo strato elettronico esterno.

$ 4f $ -elementi chiamato lantanidi.

$ 5f $ -elementi chiamato attinidi.

L'ordine di riempimento dei sottolivelli elettronici negli atomi degli elementi del sesto periodo: elementi $↙(55)Cs$ e $↙(56)Ba$ - $6s$; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-elemento; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-elementi; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elementi; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elementi. Ma anche qui ci sono elementi in cui viene violato l'ordine di riempimento degli orbitali elettronici, che, ad esempio, è associato ad una maggiore stabilità energetica dei sottolivelli $f$ riempiti per metà e completamente, cioè $nf^7$ e $nf^(14)$.

A seconda di quale sottolivello dell'atomo è pieno di elettroni per ultimo, tutti gli elementi, come hai già capito, sono divisi in quattro famiglie di elettroni, o blocchi:

1. $s$ -elementi; il sottolivello $s$ del livello esterno dell'atomo è pieno di elettroni; Gli elementi $s$ includono idrogeno, elio ed elementi dei principali sottogruppi dei gruppi I e II;
2. $p$ -elementi; il sottolivello $p$ del livello esterno dell'atomo è pieno di elettroni; Gli elementi $p$ includono elementi dei sottogruppi principali dei gruppi III-VIII;
3. $d$ -elementi; il sottolivello $d$ del livello pre-esterno dell'atomo è pieno di elettroni; Gli elementi $d$ includono elementi dei sottogruppi secondari dei gruppi I-VIII, cioè elementi di decadi intercalari di periodi grandi compresi tra $s-$ e $p-$elementi. Sono anche chiamati elementi di transizione;
4. $f$ -elementi; gli elettroni riempiono il sottolivello $f-$ del terzo livello esterno dell'atomo; questi includono lantanidi e attinidi.

Configurazione elettronica di un atomo. Stati fondamentali ed eccitati degli atomi

Il fisico svizzero W. Pauli lo scoprì nel 1925 un atomo non può avere più di due elettroni in un orbitale, con dorsi opposti (antiparalleli) (tradotto dall'inglese come fuso), ad es. possiede proprietà che possono essere convenzionalmente immaginate come la rotazione di un elettrone attorno al suo asse immaginario in senso orario o antiorario. Questo principio si chiama Principio di Pauli.

Se c'è un elettrone in un orbitale, si chiama spaiato, se due, allora questo elettroni accoppiati, cioè. elettroni con spin opposti.

La figura mostra un diagramma di divisione dei livelli energetici in sottolivelli.

$s-$ Orbitale, come già sapete, ha una forma sferica. L'elettrone dell'atomo di idrogeno $(n = 1)$ si trova in questo orbitale ed è spaiato. Per questo motivo esso formula elettronica, O configurazione elettronica, si scrive così: $1s^1$. Nelle formule elettroniche, il numero del livello energetico è indicato dal numero davanti alla lettera $(1...)$, la lettera latina indica il sottolivello (tipo di orbitale) e il numero scritto a destra sopra il livello la lettera (come esponente) mostra il numero di elettroni nel sottolivello.

Per un atomo di elio He, che ha due elettroni accoppiati in un orbitale $s-$, questa formula è: $1s^2$. Il guscio elettronico dell'atomo di elio è completo e molto stabile. L'elio è un gas nobile. Al secondo livello energetico $(n = 2)$ ci sono quattro orbitali, uno $s$ e tre $p$. Gli elettroni dell'orbitale $s$ del secondo livello (orbitale $2s$) hanno un'energia maggiore, perché sono a una distanza maggiore dal nucleo rispetto agli elettroni dell'orbitale $1s$ $(n = 2)$. In generale, per ogni valore di $n$ esiste un orbitale $s-$, ma con una corrispondente fornitura di energia elettronica su di esso e, quindi, con un diametro corrispondente, crescente all'aumentare del valore di $n$. s-$Orbital, come già sai, ha una forma sferica. L'elettrone dell'atomo di idrogeno $(n = 1)$ si trova in questo orbitale ed è spaiato. Pertanto, la sua formula elettronica, o configurazione elettronica, si scrive come segue: $1s^1$. Nelle formule elettroniche, il numero del livello energetico è indicato dal numero davanti alla lettera $(1...)$, la lettera latina indica il sottolivello (tipo di orbitale) e il numero scritto a destra sopra il livello la lettera (come esponente) mostra il numero di elettroni nel sottolivello.

Per un atomo di elio $He$, che ha due elettroni accoppiati in un orbitale $s-$, questa formula è: $1s^2$. Il guscio elettronico dell'atomo di elio è completo e molto stabile. L'elio è un gas nobile. Al secondo livello energetico $(n = 2)$ ci sono quattro orbitali, uno $s$ e tre $p$. Gli elettroni degli orbitali $s-$ del secondo livello (orbitali $2s$) hanno un'energia più elevata, perché sono a una distanza maggiore dal nucleo rispetto agli elettroni dell'orbitale $1s$ $(n = 2)$. In generale, per ogni valore di $n$ esiste un orbitale $s-$, ma con una corrispondente fornitura di energia elettronica su di esso e, quindi, con un diametro corrispondente, crescente all'aumentare del valore di $n$.

$p-$ Orbitale ha la forma di un manubrio o di un voluminoso otto. Tutti e tre gli orbitali $p$ si trovano nell'atomo reciprocamente perpendicolari lungo le coordinate spaziali tracciate attraverso il nucleo dell'atomo. Va sottolineato ancora una volta che ogni livello energetico (strato elettronico), a partire da $n= 2$, ha tre orbitali $p$. All'aumentare del valore di $n$, gli elettroni occupano orbitali $p$ situati a grandi distanze dal nucleo e diretti lungo gli assi $x, y, z$.

Per gli elementi del secondo periodo $(n = 2)$, viene riempito prima un orbitale $s$ e poi tre orbitali $p$; formula elettronica $Li: 1s^(2)2s^(1)$. L'elettrone $2s^1$ è legato più debolmente al nucleo dell'atomo, quindi l'atomo di litio può facilmente cederlo (come ovviamente ricorderete, questo processo si chiama ossidazione), trasformandosi in uno ione di litio $Li^+$ .

Nell'atomo di berillio Be, anche il quarto elettrone si trova nell'orbitale $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. I due elettroni esterni dell'atomo di berillio si staccano facilmente: $B^0$ viene ossidato nel catione $Be^(2+)$.

Nell'atomo di boro, il quinto elettrone occupa l'orbitale $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Successivamente, gli atomi $C, N, O, F$ vengono riempiti con orbitali $2p$, che terminano con il gas nobile neon: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Per gli elementi del terzo periodo, vengono riempiti rispettivamente gli orbitali $3s-$ e $3p$. Cinque orbitali $d$ del terzo livello rimangono liberi:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

A volte nei diagrammi che descrivono la distribuzione degli elettroni negli atomi, è indicato solo il numero di elettroni su ciascun livello energetico, ad es. scrivere formule elettroniche abbreviate di atomi di elementi chimici, in contrasto con le formule elettroniche complete fornite sopra, ad esempio:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

Per gli elementi di periodo grande (quarto e quinto), i primi due elettroni occupano rispettivamente gli orbitali $4s-$ e $5s$: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. A partire dal terzo elemento di ciascun periodo maggiore, i successivi dieci elettroni andranno rispettivamente agli orbitali precedenti $3d-$ e $4d-$ (per elementi di sottogruppi laterali): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Di norma, quando il precedente sottolivello $d$ viene riempito, inizierà a essere riempito il sottolivello esterno $р-$ (rispettivamente $4р-$ e $5р-$): $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Per gli elementi con periodi grandi - il sesto e il settimo incompleto - i livelli e i sottolivelli elettronici sono riempiti di elettroni, di regola, in questo modo: i primi due elettroni entrano nel sottolivello $s-$ esterno: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; il successivo elettrone (per $La$ e $Ca$) al precedente sottolivello $d$: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ e $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Quindi i successivi elettroni $14$ andranno al terzo livello energetico esterno, negli orbitali $4f$ e $5f$ rispettivamente dei lantanidi e degli attinidi: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Successivamente inizierà nuovamente a formarsi il secondo livello di energia esterna (sottolivello $d$) degli elementi dei sottogruppi laterali: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. E infine, solo dopo che il sottolivello $d$ sarà completamente riempito con dieci elettroni, il sottolivello $p$ sarà nuovamente riempito: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Molto spesso la struttura dei gusci elettronici degli atomi è rappresentata utilizzando celle energetiche o quantistiche, le cosiddette formule elettroniche grafiche. Per questa notazione viene utilizzata la seguente notazione: ciascuna cella quantistica è designata da una cella che corrisponde a un orbitale; Ogni elettrone è indicato da una freccia corrispondente alla direzione dello spin. Quando scrivi una formula elettronica grafica, dovresti ricordare due regole: Principio di Pauli, secondo il quale in una cellula (orbitale) non possono esserci più di due elettroni, ma con spin antiparalleli, e Regola di F.Hund, secondo il quale gli elettroni occupano le celle libere prima uno alla volta e hanno lo stesso valore di spin, e solo poi si accoppiano, ma gli spin, secondo il principio di Pauli, saranno in direzioni opposte.

Algoritmo per comporre la formula elettronica di un elemento:

1. Determinare il numero di elettroni in un atomo utilizzando la tavola periodica degli elementi chimici D.I. Mendeleev.

2. Utilizzando il numero del periodo in cui si trova l'elemento, determinare il numero dei livelli energetici; numero di elettroni sull'ultimo livello elettronico corrisponde al numero del gruppo.

3. Dividere i livelli in sottolivelli e orbitali e riempirli di elettroni secondo le regole per il riempimento degli orbitali:

Va ricordato che il primo livello contiene un massimo di 2 elettroni 1s 2, nel secondo - un massimo di 8 (due S e sei R: 2s2 2p6), il terzo - un massimo di 18 (due S, sei P e dieci d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Numero quantico principale N dovrebbe essere minimo.
• Primo da riempire S- sottolivello, quindi р-, re-b f- sottolivelli.
• Gli elettroni riempiono gli orbitali in ordine crescente di energia degli orbitali (regola di Klechkovsky).
• All’interno di un sottolivello, gli elettroni occupano prima uno per uno gli orbitali liberi e solo dopo formano coppie (regola di Hund).
• Non possono esserci più di due elettroni in un orbitale (principio di Pauli).

Esempi.

1. Creiamo la formula elettronica dell'azoto. L'azoto è il numero 7 nella tavola periodica.

2. Creiamo la formula elettronica per l'argon. L'argon è il numero 18 nella tavola periodica.

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

3. Creiamo la formula elettronica del cromo. Il cromo è il numero 24 nella tavola periodica.

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

Diagramma energetico dello zinco.

4. Creiamo la formula elettronica dello zinco. Lo zinco è il numero 30 nella tavola periodica.

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

Tieni presente che parte della formula elettronica, vale a dire 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, è la formula elettronica dell'argon.

La formula elettronica dello zinco può essere rappresentata come:

Da quando reazioni chimiche I nuclei degli atomi reagenti rimangono invariati (ad eccezione delle trasformazioni radioattive), quindi le proprietà chimiche degli atomi dipendono dalla struttura dei loro gusci elettronici. Teoria struttura elettronica dell'atomo costruito sulla base dell'apparato della meccanica quantistica. Pertanto, la struttura dei livelli di energia atomica può essere ottenuta sulla base di calcoli quantomeccanici delle probabilità di trovare elettroni nello spazio attorno al nucleo atomico ( riso. 4.5).

Riso. 4.5. Schema di divisione dei livelli energetici in sottolivelli

I fondamenti della teoria della struttura elettronica di un atomo si riducono alle seguenti disposizioni: lo stato di ciascun elettrone in un atomo è caratterizzato da quattro numeri quantici: il numero quantico principale n = 1, 2, 3,; orbitale (azimutale) l=0,1,2, n–1; magnetico M l = –l, –1,0,1,  l; rotazione M S = -1/2, 1/2 .

Secondo Principio di Pauli, nello stesso atomo non possono esserci due elettroni aventi lo stesso insieme di quattro numeri quantici n, l, m l , M S; raccolte di elettroni con gli stessi numeri quantici principali n formano strati di elettroni, o livelli energetici dell'atomo, numerati a partire dal nucleo e indicati come K, L, M, N, O, P, Q, e nello strato energetico con un dato valore N non può essere più di 2n 2 elettroni. Collezioni di elettroni con gli stessi numeri quantici N E l, formano sottolivelli, designati man mano che si allontanano dal nucleo come s, p, d, f.

La determinazione probabilistica della posizione dell'elettrone nello spazio attorno al nucleo atomico corrisponde al principio di indeterminazione di Heisenberg. Secondo i concetti della meccanica quantistica, un elettrone in un atomo non ha una traiettoria di movimento specifica e può trovarsi in qualsiasi parte dello spazio attorno al nucleo, e le sue varie posizioni sono considerate come una nuvola di elettroni con una certa densità di carica negativa. Viene chiamato lo spazio attorno al nucleo in cui è più probabile che si trovi un elettrone orbitale. Contiene circa il 90% della nuvola di elettroni. Ogni sottolivello 1s, 2s, 2p eccetera. corrisponde ad un certo numero di orbitali di una certa forma. Per esempio, 1 secondo- E 2s- gli orbitali sono sferici e 2p-orbitali ( 2p X , 2p sì , 2p z-orbitali) sono orientati in direzioni reciprocamente perpendicolari e hanno la forma di un manubrio ( riso. 4.6).

Riso. 4.6. Forma e orientamento degli orbitali elettronici.

Durante le reazioni chimiche, il nucleo atomico non subisce cambiamenti; cambiano solo i gusci elettronici degli atomi, la cui struttura spiega molte delle proprietà degli elementi chimici. Sulla base della teoria della struttura elettronica dell'atomo, fu stabilito il profondo significato fisico della legge periodica degli elementi chimici di Mendeleev e fu creata la teoria del legame chimico.

La giustificazione teorica del sistema periodico degli elementi chimici include dati sulla struttura dell'atomo, confermando l'esistenza di una connessione tra la periodicità dei cambiamenti nelle proprietà degli elementi chimici e la ripetizione periodica di tipi simili di configurazioni elettroniche dei loro atomi.

Alla luce della dottrina della struttura dell'atomo, la divisione di Mendeleev di tutti gli elementi in sette periodi diventa giustificata: il numero del periodo corrisponde al numero di livelli energetici degli atomi pieni di elettroni. Nei periodi piccoli, con l'aumento della carica positiva dei nuclei atomici, aumenta il numero di elettroni a livello esterno (da 1 a 2 nel primo periodo, e da 1 a 8 nel secondo e terzo periodo), il che spiega la cambiamento nelle proprietà degli elementi: all'inizio del periodo (tranne il primo) c'è un metallo alcalino, quindi si osserva un graduale indebolimento delle proprietà metalliche e un rafforzamento delle proprietà non metalliche. Questo modello può essere rintracciato per gli elementi del secondo periodo in tabella 4.2.

Tabella 4.2.

Nei grandi periodi, all'aumentare della carica dei nuclei, il riempimento dei livelli con gli elettroni è più difficile, il che spiega il cambiamento più complesso nelle proprietà degli elementi rispetto agli elementi di piccoli periodi.

L'identica natura delle proprietà degli elementi chimici nei sottogruppi è spiegata dalla struttura simile del livello energetico esterno, come mostrato in tavolo 4.3, che illustra la sequenza di riempimento dei livelli energetici con elettroni per sottogruppi di metalli alcalini.

Tabella 4.3.

Il numero del gruppo indica solitamente il numero di elettroni in un atomo che possono partecipare alla formazione di legami chimici. Questo è il significato fisico del numero del gruppo. In quattro posti della tavola periodica gli elementi non sono disposti in ordine crescente di massa atomica: Ar E K,Co E Ni,Te E IO,Gi E papà. Queste deviazioni erano considerate carenze della tavola periodica degli elementi chimici. La dottrina della struttura dell'atomo spiegava queste deviazioni. La determinazione sperimentale delle cariche nucleari ha mostrato che la disposizione di questi elementi corrisponde ad un aumento delle cariche dei loro nuclei. Inoltre, la determinazione sperimentale delle cariche dei nuclei atomici ha permesso di determinare il numero di elementi tra idrogeno e uranio, nonché il numero di lantanidi. Ora tutti i posti nella tavola periodica sono riempiti nell'intervallo da Z=1 Prima Z=114 Tuttavia, il sistema periodico non è completo, è possibile la scoperta di nuovi elementi transuranici.

Il concetto di “atomo” è familiare all’umanità da sempre Grecia antica. Secondo l'affermazione degli antichi filosofi, un atomo è la particella più piccola che fa parte di una sostanza.

Struttura elettronica dell'atomo

Un atomo è costituito da un nucleo carico positivamente contenente protoni e neutroni. Gli elettroni si muovono lungo orbite attorno al nucleo, ciascuna delle quali può essere caratterizzata da un insieme di quattro numeri quantici: principale (n), orbitale (l), magnetico (ml) e spin (ms o s).

Il numero quantico principale determina l'energia dell'elettrone e la dimensione delle nuvole elettroniche. L'energia di un elettrone dipende principalmente dalla distanza dell'elettrone dal nucleo: più l'elettrone è vicino al nucleo, minore è la sua energia. In altre parole, il numero quantico principale determina la posizione dell'elettrone ad un particolare livello energetico (strato quantico). Il numero quantico principale ha i valori di una serie di numeri interi da 1 a infinito.

Il numero quantico orbitale caratterizza la forma della nuvola elettronica. Forma varia le nuvole di elettroni provocano un cambiamento nell'energia degli elettroni all'interno di un livello energetico, cioè suddividendolo in sottolivelli energetici. Il numero quantico orbitale può avere valori da zero a (n-1), per un totale di n valori. I sottolivelli energetici sono indicati da lettere:

Il numero quantico magnetico mostra l'orientamento dell'orbitale nello spazio. Accetta qualsiasi valore intero da (+l) a (-l), compreso lo zero. Il numero di possibili valori del numero quantico magnetico è (2l+1).

Un elettrone, muovendosi nel campo del nucleo atomico, oltre al momento angolare orbitale, ha anche un proprio momento angolare, che ne caratterizza la rotazione a forma di fuso attorno al proprio asse. Questa proprietà di un elettrone è chiamata spin. L'entità e l'orientamento dello spin sono caratterizzati dal numero quantico di spin, che può assumere valori (+1/2) e (-1/2). I valori di spin positivi e negativi sono legati alla sua direzione.

Prima che tutto quanto sopra diventasse noto e confermato sperimentalmente, esistevano diversi modelli della struttura dell'atomo. Uno dei primi modelli della struttura dell'atomo fu proposto da E. Rutherford, il quale, negli esperimenti sulla diffusione delle particelle alfa, dimostrò che quasi l'intera massa dell'atomo è concentrata in un volume molto piccolo: un nucleo carico positivamente . Secondo il suo modello, gli elettroni si muovono attorno al nucleo ad una distanza sufficientemente grande, e il loro numero è tale che, nel complesso, l'atomo è elettricamente neutro.

Il modello di Rutherford della struttura dell'atomo fu sviluppato da N. Bohr, che nella sua ricerca combinò anche gli insegnamenti di Einstein sui quanti di luce e la teoria quantistica della radiazione di Planck. Abbiamo finito quello che avevamo iniziato e lo abbiamo presentato al mondo modello moderno struttura dell'atomo di un elemento chimico Louis de Broglie e Schrödinger.

Esempi di risoluzione dei problemi

ESEMPIO 1

Esercizio	Elencare il numero di protoni e neutroni contenuti nei nuclei di azoto (numero atomico 14), silicio (numero atomico 28) e bario (numero atomico 137).
Soluzione	Il numero di protoni nel nucleo di un atomo di un elemento chimico è determinato dal suo numero seriale nella tavola periodica e il numero di neutroni è la differenza tra il numero di massa (M) e la carica del nucleo (Z). Azoto: n(N)= M -Z = 14-7 = 7. Silicio: n(Si)= M -Z = 28-14 = 14. Bario: n(Ba)= M -Z = 137-56 = 81.
Risposta	Il numero di protoni nel nucleo di azoto è 7, i neutroni - 7; nel nucleo di un atomo di silicio ci sono 14 protoni e 14 neutroni; Nel nucleo di un atomo di bario ci sono 56 protoni e 81 neutroni.

ESEMPIO 2

Esercizio	Disporre i sottolivelli energetici nell'ordine in cui sono pieni di elettroni: a) 3p, 3d, 4s, 4p; b) 4d , 5s, 5p, 6s; c) 4f , 5s , 6r; 4d , 6s; d) 5d, 6s, 6p, 7s, 4f .
Soluzione	I sottolivelli energetici sono pieni di elettroni secondo le regole di Klechkovsky. Un prerequisito è il valore minimo della somma dei numeri quantici principali e orbitali. Il sottolivello s è caratterizzato dal numero 0, p - 1, d - 2 e f-3. La seconda condizione è che venga riempito per primo il sottolivello con il valore più piccolo del numero quantico principale.
Risposta	a) Gli orbitali 3p, 3d, 4s, 4p corrisponderanno ai numeri 4, 5, 4 e 5. Di conseguenza, il riempimento di elettroni avverrà nella seguente sequenza: 3p, 4s, 3d, 4p. b) Orbitali 4d , 5s, 5p, 6s corrisponderanno ai numeri 7, 5, 6 e 6. Pertanto, il riempimento di elettroni avverrà nella seguente sequenza: 5s, 5p, 6s, 4d. c) Orbitali 4f , 5s , 6r; 4d , 6s corrisponderà ai numeri 7, 5, 76 e 6. Pertanto, il riempimento di elettroni avverrà nella seguente sequenza: 5s, 4d , 6s, 4f, 6r. d) Gli orbitali 5d, 6s, 6p, 7s, 4f corrisponderanno ai numeri 7, 6, 7, 7 e 7. Di conseguenza, il riempimento di elettroni avverrà nella seguente sequenza: 6s, 4f, 5d, 6p, 7s.

S-Elementi Vengono chiamati gli elementi negli atomi di cui l'ultimo elettrone entra nel sottolivello s. Allo stesso modo definito P-elementi,D-elementi eF-elementi.

L'inizio di ogni periodo corrisponde all'apertura di un nuovo strato elettronico. Il numero del periodo è uguale al numero dello strato di elettroni che viene aperto. Ogni periodo, tranne il primo, termina con il riempimento del sottolivello p dello strato aperto all'inizio di questo periodo. Il primo periodo contiene solo s-elementi (due). Nel quarto e quinto periodo, tra gli elementi s (due) e gli elementi p (sei) ci sono elementi d (dieci). Nel sesto e nel settimo, dietro una coppia di elementi s c'è (in violazione delle regole di Klechkovsky) un elemento d, poi quattordici elementi f (sono posizionati in file separate nella parte inferiore della tabella: lantanidi e attinidi) , poi nove elementi d e, come sempre, i periodi terminano con sei elementi p.

La tabella è divisa verticalmente in 8 gruppi, ciascun gruppo in un sottogruppo principale e uno secondario. I sottogruppi principali contengono elementi s e p, mentre i sottogruppi secondari contengono elementi d. Il sottogruppo principale è facile da determinare: contiene elementi dei periodi 1-3. Strettamente sotto di loro ci sono i restanti elementi del sottogruppo principale. Gli elementi del sottogruppo laterale si trovano lateralmente (sinistra o destra).

Valenza degli atomi

Nel concetto classico, la valenza è determinata dal numero di elettroni spaiati nello stato fondamentale o eccitato degli atomi. Stato fondamentale- lo stato elettronico di un atomo in cui la sua energia è minima. Stato eccitato- lo stato elettronico di un atomo corrispondente alla transizione di uno o più elettroni da un orbitale ad energia minore ad un orbitale libero ad energia maggiore. Per gli elementi s e p, la transizione elettronica è possibile solo all'interno dello strato elettronico esterno. Per gli elementi d, le transizioni sono possibili all'interno del sottolivello d dello strato pre-esterno e dei sottolivelli s e p dello strato esterno. Per gli elementi f, le transizioni sono possibili all'interno dei sottolivelli (n-2)f-, (n-1)d-, ns- e np, dove n è il numero dello strato elettronico esterno. elettroni di valenza sono chiamati elettroni e determinano la valenza di un atomo nel suo stato fondamentale o eccitato. Strato di elettroni di valenza- strato su cui si trovano gli elettroni di valenza.

Descrivere gli elettroni dello strato esterno dell'atomo di zolfo e gli elettroni di valenza del ferro (stato fondamentale) utilizzando i numeri quantici. Indicare le possibili valenze e stati di ossidazione degli atomi di questi elementi.

1). Atomo di zolfo.

Lo zolfo ha il numero di serie 16. Appartiene al terzo periodo, sesto gruppo, sottogruppo principale. Pertanto, questo è un elemento p, lo strato elettronico esterno è il terzo, è quello di valenza. Ha sei elettroni. La struttura elettronica dello strato di valenza ha la forma

   

Per tutti gli elettroni n=3, poiché si trovano sul terzo strato. Vediamoli in ordine:

 n=3, L=0 (l'elettrone si trova nell'orbitale s), m l =0 (per l'orbitale s è possibile solo questo valore del numero quantico magnetico), m s =+1/2 (rotazione attorno il proprio asse avviene in senso orario);

 n=3, L=0, m l =0 (questi tre numeri quantici uguale a quello del primo elettrone, poiché entrambi gli elettroni sono nello stesso orbitale), m s = -1/2 (solo qui appare la differenza richiesta dal principio di Pauli);

 n=3, L=1 (questo è un elettrone p), m l =+1 (tra tre valori possibili m l = 1, 0 per il primo orbitale p scegliamo il massimo, questo è un orbitale p x ), ms = +1/ 2;

 n=3, L=1, m l = +1, m s =-1/2;

 n=3, L=1, m l = 0 (questo è un orbitale p y), m s = +1/2;

 n=3, L=1, m l = -1 (questo è un orbitale p z), m s = +1/2.

Consideriamo gli stati di valenza e di ossidazione dello zolfo. Sullo strato di valenza nello stato fondamentale dell'atomo ci sono due coppie di elettroni, due elettroni spaiati e cinque orbitali liberi. Pertanto la valenza dello zolfo in questo stato è II. Lo zolfo è un non metallo. Mancano due elettroni prima di completare lo strato, quindi nei composti con atomi di elementi meno elettronegativi, come i metalli, può presentare uno stato di ossidazione minimo pari a -2. L'accoppiamento delle coppie di elettroni è possibile perché su questo strato sono presenti orbitali liberi. Pertanto nel primo stato eccitato (S*)

Nei composti con atomi di elementi più elettronegativi, come l'ossigeno, tutti e sei gli elettroni di valenza possono essere spostati dagli atomi di zolfo, quindi il suo stato di ossidazione massimo è +6.

2). Ferro.

Il numero di serie del ferro è 26. Si trova nel quarto periodo, nell'ottavo gruppo, sottogruppo secondario. Questo è un elemento d, il sesto di una serie di elementi d del quarto periodo. Gli elettroni di valenza del ferro (otto) si trovano nel sottolivello 3d (sei, a seconda della loro posizione nella serie degli elementi d) e nel sottolivello 4s (due):

    

Vediamoli in ordine:

 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, ml = -2, ms = +1/2;

 n=4, L=0, m l = 0, m s = +1/2;

 n=4, L=0, m l = 0, m s = -1/2.

Valenza

Non ci sono elettroni spaiati sullo strato esterno, quindi la valenza minima del ferro (II) appare nello stato eccitato dell'atomo:

Dopo aver utilizzato gli elettroni dello strato esterno, 4 elettroni spaiati del sottolivello 3d possono essere coinvolti nella formazione di legami chimici. Pertanto, la valenza massima del ferro è VI.

Stato di ossidazione

Il ferro è un metallo, quindi è caratterizzato da stati di ossidazione positivi da +2 (sono coinvolti gli elettroni del sottolivello 4s) a +6 (sono coinvolti 4s e tutti gli elettroni 3d spaiati).