Configurações eletrônicas de átomos de elementos do sistema Periódico. Configuração eletronica
A distribuição de elétrons sobre vários AOs é chamada de configuração eletrônica de um átomo. Configuração eletronica com a menor energia corresponde a estado básicoátomo, as configurações restantes referem-se a estados excitados.
A configuração eletrônica de um átomo é representada de duas maneiras - na forma de fórmulas eletrônicas e diagramas de difração de elétrons. Ao escrever fórmulas eletrônicas, os números quânticos principais e orbitais são usados. O subnível é denotado pelo número quântico principal (número) e pelo número quântico orbital (letra correspondente). O número de elétrons em um subnível caracteriza o sobrescrito. Por exemplo, para o estado fundamental do átomo de hidrogênio, a fórmula eletrônica é: 1 s 1 .
A estrutura dos níveis eletrônicos pode ser descrita de forma mais completa usando diagramas de difração de elétrons, onde a distribuição sobre os subníveis é representada na forma de células quânticas. Nesse caso, o orbital é convencionalmente representado como um quadrado, próximo ao qual a designação do subnível é afixada. Os subníveis em cada nível devem ser ligeiramente deslocados em altura, pois sua energia é um pouco diferente. Os elétrons são representados por setas ou ↓ dependendo do sinal do número quântico de spin. Diagrama de difração de elétrons do átomo de hidrogênio:
O princípio da construção das configurações eletrônicas de átomos multieletrônicos é adicionar prótons e elétrons ao átomo de hidrogênio. A distribuição de elétrons em níveis e subníveis de energia obedece às regras anteriormente consideradas: o princípio da menor energia, o princípio de Pauli e a regra de Hund.
Levando em conta a estrutura das configurações eletrônicas dos átomos, todos os elementos conhecidos, de acordo com o valor do número quântico orbital do último subnível preenchido, podem ser divididos em quatro grupos: s-elementos, p-elementos, d-elementos, f-elementos.
Em um átomo de hélio He (Z=2) o segundo elétron ocupa 1 s-orbital, sua fórmula eletrônica: 1 s 2. Diagrama eletronográfico:
O hélio encerra o primeiro período mais curto da Tabela Periódica dos Elementos. A configuração eletrônica do hélio é indicada.
O segundo período abre o lítio Li (Z=3), sua fórmula eletrônica: 
Diagrama eletronográfico:
A seguir estão diagramas simplificados de difração de elétrons de átomos de elementos cujos orbitais de mesmo nível de energia estão localizados na mesma altura. Os subníveis internos totalmente preenchidos não são mostrados.
O lítio é seguido pelo berílio Be (Z=4), no qual um elétron adicional preenche 2 s-orbital. Fórmula eletrônica Be: 2 s 2
No estado fundamental, o próximo elétron de boro B (z = 5) ocupa 2 R-orbital, V:1 s 2 2s 2 2p 1 ; seu padrão de difração de elétrons:
Os cinco elementos a seguir têm configurações eletrônicas:
C (Z=6): 2 s 2 2p 2N (Z=7): 2 s 2 2p 3
O (Z=8): 2 s 2 2p 4 F (Z=9): 2 s 2 2p 5
Ne (Z=10): 2 s 2 2p 6
As configurações eletrônicas dadas são determinadas pela regra de Hund.
O primeiro e o segundo níveis de energia do neon estão completamente preenchidos. Vamos designar a sua configuração eletrônica e usaremos além disso para a brevidade do registro de fórmulas eletrônicas de átomos de elementos.
Sódio Na (Z=11) e Mg (Z=12) abrem o terceiro período. Os elétrons externos ocupam 3 s-orbital:
Na (Z=11): 3 s 1
Mg (Z=12): 3 s 2
Então, começando com alumínio (Z=13), 3 R-subnível. O terceiro período termina com argônio Ar (Z=18):
Al (Z=13): 3 s 2 3p 1
Ar (Z=18): 3 s 2 3p 6
Os elementos do terceiro período diferem dos elementos do segundo por terem 3 d-orbitais que podem participar na formação de uma ligação química. Isso explica os estados de valência exibidos pelos elementos.
No quarto período, de acordo com a regra ( n+eu), em potássio K (Z=19) e cálcio Ca (Z=20) os elétrons ocupam 4 s- subnível, não 3 d. Começando com escândio Sc (Z=21) e terminando com zinco Zn (Z=30), 3 d- subnível:
Fórmulas eletrônicas d-elementos podem ser representados na forma iônica: os subníveis são listados em ordem crescente do número quântico principal e em uma constante n– em ordem crescente de número quântico orbital. Por exemplo, para Zn tal entrada ficaria assim: 
Ambas as entradas são equivalentes, mas a fórmula de zinco fornecida anteriormente reflete corretamente a ordem em que os subníveis são preenchidos.
Linha 3 d-elementos em cromo Cr (Z=24) há um desvio da regra ( n+eu). De acordo com essa regra, a configuração do Cr deve ficar assim: 
Sua configuração real é encontrada 
Às vezes, esse efeito é chamado de "falha" do elétron. Efeitos semelhantes são explicados pelo aumento da estabilidade pela metade ( p
3 ,
d
5 ,
f
7) e completamente ( p
6 ,
d
10 ,
f
14) subníveis concluídos.
Desvios da regra ( n+eu) também são observados em outros elementos (Tabela 2). Isso se deve ao fato de que à medida que o número quântico principal aumenta, as diferenças entre as energias dos subníveis diminuem.
Em seguida vem o preenchimento 4 p-subnível (Ga - Kr). O quarto período contém apenas 18 elementos. Da mesma forma, preenchendo 5 s-, 4d- e 5 p- subníveis de 18 elementos do quinto período. Observe que a energia 5 s- e 4 d-subníveis são muito próximos, e um elétron com 5 s- sub-nível pode facilmente ir para 4 d-subnível. Em 5 s-subnível Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag tem apenas um elétron. Em estado básico 5 s- o subnível Pd não está preenchido. Uma “mergulha” de dois elétrons é observada.
mesa 2
Exceções de ( n+eu) – regras para os primeiros 86 elementos
|
Configuração eletronica |
||
|
de acordo com a regra ( n+eu) |
real |
|
|
4s 2 3d 4 4s 2 3d 9 5s 2 4d 3 5s 2 4d 4 5s 2 4d 5 5s 2 4d 6 5s 2 4d 7 5s 2 4d 8 5s 2 4d 9 6s 2 4f 1 5d 0 6s 2 4f 2 5d 0 6s 2 4f 8 5d 0 6s 2 4f 14 5d 7 6s 2 4f 14 5d 8 6s 2 4f 14 5d 9 |
4s 1 3d 5 4s 1 3d 10 5s 1 4d 4 5s 1 4d 5 5s 1 4d 6 5s 1 4d 7 5s 1 4d 8 5s 0 4d 10 5s 1 4d 10 6s 2 4f 0 5d 1 6s 2 4f 1 5d 1 6s 2 4f 7 5d 1 6s 0 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 10 |
|
No sexto período após preencher 6 s-subnível de césio Cs (Z=55) e bário Ba (Z=56) o próximo elétron, de acordo com a regra ( n+eu), deve levar 4 f-subnível. No entanto, no lantânio La (Z = 57), um elétron entra em 5 d-subnível. Meio cheio (4 f 7) 4f-subnível aumentou a estabilidade, portanto, gadolínio Gd (Z=64), seguindo o európio Eu (Z=63), em 4 f-subnível retém o número anterior de elétrons (7), e o novo elétron chega a 5 d-sublevel, quebrando a regra ( n+eu). No térbio Tb (Z=65), o próximo elétron ocupa 4 f-subnível e há uma transição eletrônica de 5 d- subnível (configuração 4 f 9 6s 2). Preenchimento 4 f-subnível termina em itérbio Yb (Z=70). O próximo elétron do átomo de lutécio Lu ocupa 5 d-subnível. Sua configuração eletrônica difere da do átomo de lantânio apenas por estar completamente preenchido com 4 f-subnível.
Atualmente, no sistema Periódico de elementos D.I. Mendeleev, sob escândio Sc e ítrio Y, o lutécio (em vez do lantânio) às vezes é localizado como o primeiro d-elemento, e todos os 14 elementos na frente dele, incluindo lantânio, tirando grupo especial lantanídeos além da Tabela Periódica dos Elementos.
As propriedades químicas dos elementos são determinadas principalmente pela estrutura dos níveis eletrônicos externos. Mudança no número de elétrons no terceiro fora de 4 f- subnível tem pouco efeito sobre as propriedades químicas dos elementos. Então todos os 4 f elementos são semelhantes em suas propriedades. Então no sexto período há um preenchimento de 5 d-subnível (Hf - Hg) e 6 p-subnível (Tl - Rn).
No sétimo período 7 s-subnível é preenchido para frâncio Fr (Z=87) e rádio Ra (Z=88). Actínio tem um desvio da regra ( n+eu), e o próximo elétron preenche 6 d- subnível, não 5 f. Isto é seguido por um grupo de elementos (Th - No) com um preenchimento 5 f-subníveis que formam uma família actinídeos. Observe que 6 d- e 5 f- os subníveis têm energias tão próximas que a configuração eletrônica dos átomos de actinídeos muitas vezes não obedece à regra ( n+eu). Mas neste caso, o valor exato da configuração é 5 f t 5d m não é tão importante, uma vez que tem um efeito bastante pequeno sobre Propriedades quimicas elemento.
Lawrencium Lr (Z = 103) tem um novo elétron em 6 d-subnível. Este elemento às vezes é colocado na Tabela Periódica sob o lutécio. O sétimo período não está concluído. Os elementos 104 – 109 são instáveis e suas propriedades são pouco conhecidas. Assim, à medida que a carga do núcleo aumenta, estruturas eletrônicas semelhantes dos níveis externos são repetidas periodicamente. A este respeito, deve-se também esperar mudanças periódicas em várias propriedades dos elementos.
Mudança periódica nas propriedades dos átomos de elementos químicos
As propriedades químicas dos átomos dos elementos se manifestam durante sua interação. Os tipos de configurações dos níveis de energia externa dos átomos determinam as principais características de seu comportamento químico.
As características do átomo de cada elemento que determinam seu comportamento nas reações químicas são a energia de ionização, afinidade eletrônica, eletronegatividade.
A energia de ionização é a energia necessária para separar e remover um elétron de um átomo. Quanto menor a energia de ionização, maior o poder redutor do átomo. Portanto, a energia de ionização é uma medida da capacidade redutora de um átomo.
A energia de ionização necessária para separar o primeiro elétron é chamada de primeira energia de ionização I 1 . A energia necessária para separar o segundo elétron é chamada de segunda energia de ionização I 2, etc. Nesse caso, ocorre a seguinte desigualdade
eu 1< I 2 < I 3 .
O destacamento e remoção de um elétron de um átomo neutro ocorre mais facilmente do que de um íon carregado.
O valor máximo da energia de ionização corresponde aos gases nobres. Os metais alcalinos têm o valor mínimo de energia de ionização.
Dentro de um período, a energia de ionização varia não monotonicamente. Inicialmente, diminui ao passar dos elementos s para os primeiros elementos p. Então, nos elementos p subsequentes, ela aumenta.
Dentro de um grupo, com o aumento do número ordinal do elemento, a energia de ionização diminui, o que se deve ao aumento da distância entre o nível externo e o núcleo.
A afinidade eletrônica é a energia (indicada por E) que é liberada quando um elétron é ligado a um átomo. Quando um átomo aceita um elétron, ele se torna um íon carregado negativamente. A afinidade eletrônica em um período aumenta, enquanto em um grupo, como regra, diminui.
Os halogênios têm a maior afinidade eletrônica. Ao anexar o elétron faltante para completar a camada, eles adquirem a configuração completa de um átomo de gás nobre.
A eletronegatividade é a soma da energia de ionização com a afinidade eletrônica
A eletronegatividade aumenta com um período e diminui com um subgrupo.
Átomos e íons não têm limites estritamente definidos devido à natureza ondulatória do elétron. Portanto, os raios de átomos e íons são determinados condicionalmente.
O maior aumento no raio dos átomos é observado em elementos de pequenos períodos, nos quais apenas o nível de energia externo é preenchido, o que é típico para os elementos s e p. Para os elementos d e f, observa-se um aumento mais suave do raio com o aumento da carga nuclear.
Dentro de um subgrupo, o raio atômico aumenta à medida que o número de níveis de energia aumenta.
A estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos dos quatro primeiros períodos: $s-$, $p-$ e $d-$elementos. A configuração eletrônica do átomo. Estados fundamentais e excitados dos átomos
O conceito de átomo surgiu no mundo antigo para designar as partículas da matéria. Em grego, átomo significa "indivisível".
Elétrons
O físico irlandês Stoney, baseado em experimentos, chegou à conclusão de que a eletricidade é transferida Micro-particulas que existem nos átomos de todos os elementos químicos. Em $ 1891 $, Stoney propôs chamar essas partículas elétrons, que em grego significa "âmbar".
Alguns anos depois que o elétron recebeu seu nome, o físico inglês Joseph Thomson e físico francês Jean Perrin provou que os elétrons carregam uma carga negativa. Esta é a menor carga negativa, que em química é tomada como a unidade $(–1)$. Thomson ainda conseguiu determinar a velocidade do elétron (é igual à velocidade da luz - $ 300.000$ km/s) e a massa do elétron (é $ 1836$ vezes menor que a massa do átomo de hidrogênio).
Thomson e Perrin conectaram os pólos de uma fonte de corrente com duas placas de metal - um cátodo e um ânodo, soldados em um tubo de vidro, do qual o ar era evacuado. Quando uma tensão de cerca de 10 mil volts foi aplicada às placas do eletrodo, uma descarga luminosa brilhou no tubo e as partículas voaram do cátodo (pólo negativo) para o ânodo (pólo positivo), que os cientistas chamaram pela primeira vez raios catódicos, e então descobri que era um fluxo de elétrons. Elétrons, atingindo substâncias especiais aplicadas, por exemplo, a uma tela de TV, causam um brilho.
A conclusão foi feita: os elétrons escapam dos átomos do material do qual o cátodo é feito.
Os elétrons livres ou seu fluxo também podem ser obtidos de outras maneiras, por exemplo, aquecendo um fio metálico ou incidindo luz sobre metais formados por elementos do subgrupo principal do grupo I da tabela periódica (por exemplo, césio).
O estado dos elétrons em um átomo
O estado de um elétron em um átomo é entendido como um conjunto de informações sobre energia elétron específico em espaço em que está localizado. Já sabemos que um elétron em um átomo não tem uma trajetória de movimento, ou seja, só pode falar sobre probabilidades encontrando-o no espaço ao redor do núcleo. Ele pode estar localizado em qualquer parte desse espaço ao redor do núcleo, e a totalidade de suas várias posições é considerada como uma nuvem de elétrons com uma certa densidade de carga negativa. Figurativamente, isso pode ser imaginado da seguinte forma: se fosse possível fotografar a posição de um elétron em um átomo em centésimos ou milionésimos de segundo, como em um photo finish, então o elétron nessas fotografias seria representado como um ponto. Quando sobreposta com inúmeras dessas fotografias, uma imagem de uma nuvem de elétrons seria obtida com densidade mais alta onde há mais pontos.
A figura mostra um "corte" dessa densidade eletrônica em um átomo de hidrogênio passando pelo núcleo, e uma esfera é delimitada por uma linha tracejada, dentro da qual a probabilidade de encontrar um elétron é de $90%$. O contorno mais próximo do núcleo cobre a região do espaço em que a probabilidade de encontrar um elétron é $10%$, a probabilidade de encontrar um elétron dentro do segundo contorno do núcleo é $20%$, dentro do terceiro - $≈30 %$, etc. Há alguma incerteza no estado do elétron. Para caracterizar este estado especial, o físico alemão W. Heisenberg introduziu o conceito de princípio da incerteza, ou seja mostrou que é impossível determinar simultaneamente e exatamente a energia e a localização do elétron. Quanto mais precisamente a energia de um elétron for determinada, mais incerta será sua posição e vice-versa, tendo determinada a posição, é impossível determinar a energia do elétron. A região de probabilidade de detecção de elétrons não tem limites claros. No entanto, é possível destacar o espaço onde a probabilidade de encontrar um elétron é máxima.
O espaço ao redor do núcleo atômico, no qual o elétron é mais provável de ser encontrado, é chamado de orbital.
Ele contém aproximadamente $90%$ da nuvem de elétrons, o que significa que cerca de $90%$ do tempo em que o elétron está nesta parte do espaço. De acordo com a forma, distinguem-se $4$ dos tipos de orbitais atualmente conhecidos, que são denotados pelas letras latinas $s, p, d$ e $f$. Uma representação gráfica de algumas formas de orbitais eletrônicos é mostrada na figura.
A característica mais importante do movimento de um elétron em uma certa órbita é a energia de sua conexão com o núcleo. Elétrons com valores de energia semelhantes formam um único camada eletrônica, ou nível de energia. Os níveis de energia são numerados a partir do núcleo: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ e $7$.
Um inteiro $n$ que denota o número do nível de energia é chamado de número quântico principal.
Caracteriza a energia dos elétrons que ocupam um determinado nível de energia. Os elétrons do primeiro nível de energia, mais próximos do núcleo, têm a energia mais baixa. Comparados com os elétrons do primeiro nível, os elétrons dos próximos níveis são caracterizados por uma grande quantidade de energia. Consequentemente, os elétrons do nível externo são os menos fortemente ligados ao núcleo do átomo.
O número de níveis de energia (camadas eletrônicas) em um átomo é igual ao número do período no sistema de D. I. Mendeleev, ao qual o elemento químico pertence: os átomos dos elementos do primeiro período têm um nível de energia; o segundo período - dois; sétimo período - sete.
O maior número de elétrons no nível de energia é determinado pela fórmula:
onde $N$ é o número máximo de elétrons; $n$ é o número do nível ou o número quântico principal. Conseqüentemente: o primeiro nível de energia mais próximo do núcleo não pode conter mais do que dois elétrons; no segundo - não mais que $ 8$; no terceiro - não mais que $ 18$; no quarto - não mais do que $ 32 $. E como, por sua vez, estão dispostos os níveis de energia (camadas eletrônicas)?
A partir do segundo nível de energia $(n = 2)$, cada um dos níveis é subdividido em subníveis (subcamadas), ligeiramente diferentes entre si pela energia de ligação com o núcleo.
O número de subníveis é igual ao valor do número quântico principal: o primeiro nível de energia tem um subnível; o segundo - dois; terceiro - três; o quarto é quatro. Os subníveis, por sua vez, são formados por orbitais.
Cada valor de $n$ corresponde ao número de orbitais igual a $n^2$. De acordo com os dados apresentados na tabela, é possível traçar a relação entre o número quântico principal $n$ e o número de subníveis, o tipo e número de orbitais e o número máximo de elétrons por subnível e nível.
Número quântico principal, tipos e número de orbitais, número máximo de elétrons em subníveis e níveis.
| Nível de energia $(n)$ | Número de subníveis igual a $n$ | Tipo orbital | Número de orbitais | Número máximo de elétrons | ||
| em subnível | em nível igual a $n^2$ | em subnível | em um nível igual a $n^2$ | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ | ||||
É costume designar subníveis em letras latinas, bem como a forma dos orbitais que os compõem: $s, p, d, f$. Então:
- $s$-sublevel - o primeiro subnível de cada nível de energia mais próximo do núcleo atômico, consiste em um $s$-orbital;
- $p$-sublevel - o segundo subnível de cada um, exceto o primeiro, nível de energia, consiste em três $p$-orbitais;
- $d$-sublevel - o terceiro subnível de cada um, a partir do terceiro nível de energia, consiste em cinco $d$-orbitais;
- O subnível $f$ de cada um, a partir do quarto nível de energia, consiste em sete orbitais $f$.
núcleo do átomo
Mas não são apenas os elétrons que fazem parte dos átomos. O físico Henri Becquerel descobriu que um mineral natural contendo sal de urânio também emite radiação desconhecida, iluminando filmes fotográficos fechados à luz. Esse fenômeno tem sido chamado radioatividade.
Existem três tipos de raios radioativos:
- Raios $α$, que consistem em partículas $α$ com carga $2$ vezes a carga de um elétron, mas com sinal positivo e massa $4$ vezes mais massa um átomo de hidrogênio;
- Os raios $β$ são um fluxo de elétrons;
- $γ$-raios - ondas eletromagnéticas com massa desprezível, sem carga elétrica.
Consequentemente, o átomo tem uma estrutura complexa - consiste em um núcleo e elétrons carregados positivamente.
Como o átomo está organizado?
Em 1910, em Cambridge, perto de Londres, Ernest Rutherford com seus alunos e colegas estudaram a dispersão de partículas $α$ passando por uma fina folha de ouro e caindo em uma tela. As partículas alfa geralmente se desviavam da direção original em apenas um grau, confirmando, ao que parece, a uniformidade e uniformidade das propriedades dos átomos de ouro. E de repente os pesquisadores notaram que algumas partículas $α$ mudaram abruptamente a direção de seu caminho, como se estivessem encontrando algum tipo de obstáculo.
Ao colocar a tela na frente da folha, Rutherford foi capaz de detectar até mesmo aqueles raros casos em que partículas $α$, refletidas de átomos de ouro, voavam na direção oposta.
Os cálculos mostraram que os fenômenos observados poderiam ocorrer se toda a massa do átomo e toda a sua carga positiva estivesse concentrada em um minúsculo núcleo central. O raio do núcleo, como se viu, é 100.000 vezes menor que o raio de todo o átomo, aquela área na qual existem elétrons com carga negativa. Se aplicarmos uma comparação figurativa, todo o volume do átomo pode ser comparado ao estádio Luzhniki, e o núcleo pode ser comparado a uma bola de futebol localizada no centro do campo.
átomo de qualquer Elemento químico comparável a minúsculo sistema solar. Portanto, tal modelo do átomo, proposto por Rutherford, é chamado de planetário.
Prótons e nêutrons
Acontece que é minúsculo núcleo atômico, em que toda a massa de um átomo está concentrada, consiste em partículas de dois tipos - prótons e nêutrons.
Prótons têm uma carga igual à carga dos elétrons, mas opostas no sinal $(+1)$, e uma massa igual à massa de um átomo de hidrogênio (é aceito em química como uma unidade). Os prótons são denotados por $↙(1)↖(1)p$ (ou $р+$). Nêutrons não carregam carga, são neutros e têm massa igual à massa de um próton, ou seja, $ 1 $. Os nêutrons são indicados por $↙(0)↖(1)n$ (ou $n^0$).
Prótons e nêutrons são chamados coletivamente núcleons(de lat. núcleo- núcleo).
A soma do número de prótons e nêutrons em um átomo é chamada Número de massa. Por exemplo, o número de massa de um átomo de alumínio:
Como a massa do elétron, que é desprezível, pode ser desprezada, é óbvio que toda a massa do átomo está concentrada no núcleo. Os elétrons são denotados da seguinte forma: $e↖(-)$.
Como o átomo é eletricamente neutro, também é óbvio que que o número de prótons e elétrons em um átomo é o mesmo. É igual ao número atômico do elemento químico atribuído a ele na Tabela Periódica. Por exemplo, o núcleo de um átomo de ferro contém $ 26$ prótons e $ 26$ elétrons giram em torno do núcleo. E como determinar o número de nêutrons?
Como você sabe, a massa de um átomo é a soma da massa de prótons e nêutrons. Conhecendo o número ordinal do elemento $(Z)$, ou seja, o número de prótons e o número de massa $(A)$, igual à soma dos números de prótons e nêutrons, você pode encontrar o número de nêutrons $(N)$ usando a fórmula:
Por exemplo, o número de nêutrons em um átomo de ferro é:
$56 – 26 = 30$.
A tabela mostra as principais características das partículas elementares.
Características básicas das partículas elementares.
isótopos
Variedades de átomos do mesmo elemento que têm a mesma carga nuclear, mas diferentes números de massa são chamados de isótopos.
Palavra isótopo consiste em duas palavras gregas: isos- o mesmo e topo- lugar, significa "ocupar um lugar" (célula) no sistema periódico de elementos.
Os elementos químicos encontrados na natureza são uma mistura de isótopos. Assim, o carbono tem três isótopos com massa de $12, 13, 14$; oxigênio - três isótopos com massa de $ 16, 17, 18 $, etc.
Geralmente dada no sistema Periódico, a massa atômica relativa de um elemento químico é o valor médio das massas atômicas de uma mistura natural de isótopos de um determinado elemento, levando em consideração sua abundância relativa na natureza, portanto, os valores de as massas atômicas são muitas vezes fracionárias. Por exemplo, os átomos naturais de cloro são uma mistura de dois isótopos - $35$ (há $75%$ na natureza) e $37$ (há $25%$); portanto, a massa atômica relativa do cloro é $ 35,5 $. Os isótopos do cloro são escritos da seguinte forma:
$↖(35)↙(17)(Cl)$ e $↖(37)↙(17)(Cl)$
As propriedades químicas dos isótopos de cloro são exatamente as mesmas dos isótopos da maioria dos elementos químicos, como potássio, argônio:
$↖(39)↙(19)(K)$ e $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ e $↖(40)↙(18) )(Ar)$
No entanto, os isótopos de hidrogênio diferem muito nas propriedades devido ao aumento dramático em sua massa atômica relativa; receberam até nomes individuais e sinais químicos: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deutério - $↖(2)↙(1)(H)$, ou $↖(2)↙(1)(D)$; trítio - $↖(3)↙(1)(H)$, ou $↖(3)↙(1)(T)$.
Agora podemos dar uma abordagem moderna, mais rigorosa e definição científica Elemento químico.
Um elemento químico é um conjunto de átomos com a mesma cobrança grãos.
A estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos dos primeiros quatro períodos
Considere o mapeamento das configurações eletrônicas dos átomos dos elementos pelos períodos do sistema de D. I. Mendeleev.
Elementos do primeiro período.
Esquemas da estrutura eletrônica dos átomos mostram a distribuição dos elétrons sobre as camadas eletrônicas (níveis de energia).
As fórmulas eletrônicas dos átomos mostram a distribuição dos elétrons sobre os níveis e subníveis de energia.
Fórmulas eletrônicas gráficas de átomos mostram a distribuição de elétrons não apenas em níveis e subníveis, mas também em orbitais.
Em um átomo de hélio, a primeira camada de elétrons está completa - tem $ 2$ elétrons.
Hidrogênio e hélio são elementos $s$, esses átomos têm orbitais $s$ preenchidos com elétrons.
Elementos do segundo período.
Para todos os elementos do segundo período, a primeira camada de elétrons é preenchida, e os elétrons preenchem os orbitais $s-$ e $p$ da segunda camada de elétrons de acordo com o princípio da menor energia (primeiro $s$, depois $ p$) e as regras de Pauli e Hund.
No átomo de néon, a segunda camada de elétrons está completa - tem $ 8$ elétrons.
Elementos do terceiro período.
Para átomos de elementos do terceiro período, a primeira e a segunda camada de elétrons são concluídas, de modo que a terceira camada de elétrons é preenchida, na qual os elétrons podem ocupar os subníveis 3s, 3p e 3d.
A estrutura das camadas eletrônicas dos átomos dos elementos do terceiro período.
Um orbital de elétrons $ 3,5 $ é completado no átomo de magnésio. $Na$ e $Mg$ são elementos $s$.
Para alumínio e elementos subsequentes, o subnível $3d$ é preenchido com elétrons.
| $↙(18)(Ar)$ Argônio |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
Em um átomo de argônio, a camada externa (a terceira camada de elétrons) tem $ 8$ elétrons. À medida que a camada externa está completa, mas no total, na terceira camada eletrônica, como você já sabe, pode haver 18 elétrons, o que significa que os elementos do terceiro período têm orbitais $ 3d$ não preenchidos.
Todos os elementos de $Al$ a $Ar$ - $p$ -elementos.
$s-$ e $r$ -elementos Formato subgrupos principais no sistema Periódico.
Elementos do quarto período.
Os átomos de potássio e cálcio têm uma quarta camada de elétrons, o subnível $4s$ é preenchido, porque tem menos energia do que o subnível $3d$. Para simplificar as fórmulas eletrônicas gráficas dos átomos dos elementos do quarto período:
- denotamos condicionalmente a fórmula eletrônica gráfica do argônio como segue: $Ar$;
- não descreveremos os subníveis que não são preenchidos para esses átomos.
$K, Ca$ - $s$ -elementos, incluídos nos subgrupos principais. Para átomos de $Sc$ a $Zn$, o subnível 3d é preenchido com elétrons. Estes são $3d$-elementos. Estão incluídos em subgrupos laterais, sua camada de elétrons pré-externos é preenchida, eles são referidos elementos de transição.
Preste atenção à estrutura das camadas eletrônicas dos átomos de cromo e cobre. Neles, um elétron "cai" do subnível $4s-$ para o subnível $3d$, o que é explicado pela maior estabilidade energética das configurações eletrônicas resultantes $3d^5$ e $3d^(10)$:
$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$ 
$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$ 
| Símbolo do elemento, número de série, nome | Diagrama da estrutura eletrônica | Fórmula eletrônica | Fórmula eletrônica gráfica |
| $↙(19)(K)$ Potássio |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ Cálcio |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ Scandium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ ou $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ Titânio |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ ou $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ Vanádio |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ ou $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$ |  |
| $↙(24)(Cr)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ ou $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$ |  |
| $↙(29)(Сu)$ Cromo |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ ou $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ Zinco |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ ou $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Ga)$ Gálio |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ ou $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(Kr)$ Krypton |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ ou $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
No átomo de zinco, a terceira camada de elétrons está completa - todos os subníveis $3s, 3p$ e $3d$ estão preenchidos nele, no total há $18$ de elétrons neles.
Nos elementos que seguem o zinco, a quarta camada de elétrons, o subnível $4p$, continua a ser preenchida. Elementos de $Ga$ a $Kr$ - $r$ -elementos.
A camada externa (quarta) de um átomo de criptônio está completa, tem $ 8$ de elétrons. Mas apenas na quarta camada de elétrons, como você sabe, pode haver $32$ de elétrons; o átomo de criptônio ainda tem subníveis $4d-$ e $4f$ não preenchidos.
Os elementos do quinto período estão preenchendo os subníveis na seguinte ordem: $5s → 4d → 5р$. E também há exceções relacionadas à "falha" de elétrons, para $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ aparecem no sexto e sétimo períodos -elementos, ou seja elementos cujos subníveis $4f-$ e $5f$ da terceira camada eletrônica externa estão sendo preenchidos, respectivamente.
$4f$ -elementos chamado lantanídeos.
$5f$ -elementos chamado actinídeos.
A ordem de preenchimento dos subníveis eletrônicos nos átomos dos elementos do sexto período: $↙(55)Cs$ e $↙(56)Ba$ - $6s$-elementos; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-elemento; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-elementos; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elementos; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elementos. Mas aqui também existem elementos em que a ordem de preenchimento dos orbitais do elétron é violada, o que, por exemplo, está associado a uma maior estabilidade energética dos subníveis $f$ semi e completamente preenchidos, ou seja, $nf^7$ e $nf^(14)$.
Dependendo de qual subnível do átomo é preenchido com elétrons por último, todos os elementos, como você já entendeu, são divididos em quatro famílias eletrônicas ou blocos:
- $s$ -elementos; o subnível $s$ do nível externo do átomo é preenchido com elétrons; Os elementos $s$ incluem hidrogênio, hélio e elementos dos principais subgrupos dos grupos I e II;
- $r$ -elementos; o subnível $p$ do nível externo do átomo é preenchido com elétrons; Os elementos $p$ incluem elementos dos principais subgrupos dos grupos III–VIII;
- $d$ -elementos; o subnível $d$ do nível pré-externo do átomo é preenchido com elétrons; Os elementos $d$ incluem elementos de subgrupos secundários dos grupos I–VIII, ou seja, elementos de décadas intercaladas de grandes períodos localizados entre $s-$ e $p-$elementos. Também são chamados elementos de transição;
- $f$ -elementos;$f-$subnível do terceiro nível do átomo externo é preenchido com elétrons; estes incluem lantanídeos e actinídeos.
A configuração eletrônica do átomo. Estados fundamentais e excitados dos átomos
O físico suíço W. Pauli em $1925$ estabeleceu que Um átomo pode ter no máximo dois elétrons em um orbital. tendo giros opostos (antiparalelos) (traduzido do inglês como fuso), ou seja, possuindo tais propriedades que podem ser condicionalmente imaginadas como a rotação de um elétron em torno de seu eixo imaginário no sentido horário ou anti-horário. Esse princípio é chamado o princípio de Pauli.
Se houver um elétron em um orbital, então ele é chamado desemparelhado, se dois, então isso elétrons emparelhados, ou seja elétrons com spins opostos.
A figura mostra um diagrama da divisão dos níveis de energia em subníveis.
$s-$ Orbital, como você já sabe, tem uma forma esférica. O elétron do átomo de hidrogênio $(n = 1)$ está localizado neste orbital e não é pareado. De acordo com isso seu fórmula eletrônica, ou configuração eletronica, é escrito assim: $1s^1$. Nas fórmulas eletrônicas, o número do nível de energia é indicado pelo número na frente da letra $ (1 ...) $, letra latina denotam o subnível (tipo de orbital), e o número, que está escrito no canto superior direito da letra (como um expoente), mostra o número de elétrons no subnível.
Para um átomo de hélio He, que tem dois elétrons emparelhados no mesmo orbital $s-$, esta fórmula é: $1s^2$. A camada eletrônica do átomo de hélio é completa e muito estável. O hélio é um gás nobre. O segundo nível de energia $(n = 2)$ tem quatro orbitais, um $s$ e três $p$. Elétrons de $s$-orbitais de segundo nível ($2s$-orbitais) têm mais energia alta, Porque estão a uma distância maior do núcleo do que os elétrons do $1s$-orbital $(n = 2)$. Em geral, para cada valor de $n$ existe um orbital $s-$, mas com uma quantidade correspondente de energia do elétron nele e, portanto, com um diâmetro correspondente, crescendo à medida que o valor de $n$.$s- $ Orbital aumenta, como você já sabe, tem uma forma esférica. O elétron do átomo de hidrogênio $(n = 1)$ está localizado neste orbital e não é pareado. Portanto, sua fórmula eletrônica, ou configuração eletrônica, é escrita da seguinte forma: $1s^1$. Nas fórmulas eletrônicas, o número do nível de energia é indicado pelo número na frente da letra $ (1 ...) $, o subnível (tipo orbital) é indicado pela letra latina e o número que está escrito na à direita da letra (como expoente) mostra o número de elétrons no subnível.
Para um átomo de hélio $He$, que tem dois elétrons emparelhados no mesmo orbital $s-$, esta fórmula é: $1s^2$. A camada eletrônica do átomo de hélio é completa e muito estável. O hélio é um gás nobre. O segundo nível de energia $(n = 2)$ tem quatro orbitais, um $s$ e três $p$. Os elétrons dos $s-$orbitais do segundo nível ($2s$-orbitais) têm uma energia mais alta, porque estão a uma distância maior do núcleo do que os elétrons do $1s$-orbital $(n = 2)$. Em geral, para cada valor de $n$ existe um orbital $s-$, mas com uma quantidade correspondente de energia do elétron nele e, portanto, com um diâmetro correspondente, crescendo à medida que o valor de $n$ aumenta. 
$r-$ Orbital Tem a forma de um haltere, ou volume oito. Todos os três orbitais $p$ estão localizados no átomo mutuamente perpendicularmente ao longo das coordenadas espaciais traçadas através do núcleo do átomo. Deve-se enfatizar novamente que cada nível de energia (camada eletrônica), a partir de $n= 2$, possui três orbitais $p$. À medida que o valor de $n$ aumenta, os elétrons ocupam orbitais $p$ localizados a grandes distâncias do núcleo e direcionados ao longo dos eixos $x, y, z$.
Para elementos do segundo período $(n = 2)$, primeiro um $s$-orbital é preenchido e depois três $p$-orbitais; fórmula eletrônica $Li: 1s^(2)2s^(1)$. O elétron $2s^1$ está menos ligado ao núcleo atômico, então um átomo de lítio pode facilmente entregá-lo (como você provavelmente se lembra, esse processo é chamado de oxidação), transformando-se em um íon de lítio $Li^+$.
No átomo de berílio Be, o quarto elétron também é colocado no orbital $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. Os dois elétrons externos do átomo de berílio são facilmente separados - $B^0$ é oxidado no cátion $Be^(2+)$.
O quinto elétron do átomo de boro ocupa o orbital $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Em seguida, os $2p$-orbitais dos átomos $C, N, O, F$ são preenchidos, o que termina com o gás nobre néon: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.
Para elementos do terceiro período, os orbitais $3s-$ e $3p$-são preenchidos, respectivamente. Cinco orbitais $d$ do terceiro nível permanecem livres:
$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,
$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,
$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
Às vezes, em diagramas que descrevem a distribuição de elétrons nos átomos, apenas o número de elétrons em cada nível de energia é indicado, ou seja, escreva fórmulas eletrônicas abreviadas de átomos de elementos químicos, em contraste com as fórmulas eletrônicas completas acima, por exemplo:
$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
Para elementos de períodos grandes (quarto e quinto), os dois primeiros elétrons ocupam respectivamente os orbitais $4s-$ e $5s$: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. A partir do terceiro elemento de cada grande período, os próximos dez elétrons irão para os anteriores $3d-$ e $4d-$orbitais, respectivamente (para elementos de subgrupos secundários): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2 $. Via de regra, quando o subnível $d$ anterior é preenchido, o subnível $p-$externo (respectivamente $4p-$ e $5p-$) começará a ser preenchido: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.
Para elementos de grandes períodos - o sexto e o sétimo incompleto - os níveis e subníveis eletrônicos são preenchidos com elétrons, como regra, da seguinte forma: os dois primeiros elétrons entram no subnível $s-$ externo: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; o próximo elétron (para $La$ e $Ca$) para o subnível $d$ anterior: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ e $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.
Então os próximos $14$ elétrons entrarão no terceiro nível de energia do lado de fora, os orbitais $4f$ e $5f$ dos lantonídeos e actinídeos, respectivamente: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.
Então o segundo nível de energia do lado de fora ($d$-sublevel) começará a se acumular novamente para os elementos dos subgrupos laterais: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. E, finalmente, somente após o subnível $d$ estar completamente preenchido com dez elétrons, o subnível $p$ será preenchido novamente: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
Muitas vezes, a estrutura das camadas eletrônicas dos átomos é representada usando energia ou células quânticas - elas escrevem os chamados fórmulas eletrônicas gráficas. Para este registro, é utilizada a seguinte notação: cada célula quântica é denotada por uma célula que corresponde a um orbital; cada elétron é indicado por uma seta correspondente à direção do spin. Ao escrever uma fórmula eletrônica gráfica, duas regras devem ser lembradas: Princípio de Pauli, segundo o qual uma célula (orbital) pode ter no máximo dois elétrons, mas com spins antiparalelos, e Regra de F. Hund, segundo a qual os elétrons ocupam as células livres primeiro um de cada vez e ao mesmo tempo têm o mesmo valor de spin, e só então par, mas os spins, de acordo com o princípio de Pauli, já estarão em direções opostas.
Determine quais átomos dos elementos indicados na série têm quatro elétrons no nível de energia externa.
Resposta: 35
Explicação:
O número de elétrons no nível de energia externo (camada eletrônica) dos elementos dos subgrupos principais é igual ao número do grupo.
Assim, a partir das respostas apresentadas, o silício e o carbono são adequados, pois. eles estão no subgrupo principal do quarto grupo da tabela D.I. Mendeleev (grupo IVA), i.e. As respostas 3 e 5 estão corretas.
Determine os átomos de quais dos elementos indicados na linha no estado fundamental têm o número de elétrons desemparelhados no nível externo igual a 1.
Anote os números dos elementos selecionados no campo de resposta.
Resposta: 24
Explicação:
O bário é um elemento do subgrupo principal do segundo grupo e do sexto período da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev, portanto, a configuração eletrônica de sua camada externa será de 6 s 2. Por fora 6 s s-orbitais, o átomo de bário tem 2 elétrons pareados com spins opostos (preenchimento completo do subnível).
O alumínio é um elemento do subgrupo principal do terceiro grupo e do terceiro período do sistema periódico, e a configuração eletrônica da camada externa do átomo de alumínio é 3 s 2 3p 1:3 s subnível (consiste em um s-orbitais) existem 2 elétrons emparelhados com spins opostos (preenchimento completo) e 3 p subnível - um elétron desemparelhado. Assim, no alumínio no estado fundamental, o número de elétrons desemparelhados no nível de energia externo é 1.
O nitrogênio é um elemento do subgrupo principal do quinto grupo e do segundo período do sistema periódico, a configuração eletrônica da camada externa do átomo de nitrogênio é 2 s 2 2p 3: por 2 s- subnível tem 2 elétrons emparelhados com spins opostos, e 2 p p-orbitais ( px, py, pz) são três elétrons desemparelhados, cada um dos quais está em cada orbital. Assim, no alumínio no estado fundamental, o número de elétrons desemparelhados no nível de energia externo é 1.
O cloro é um elemento do subgrupo principal do sétimo grupo e do terceiro período do sistema Periódico, a configuração eletrônica da camada externa do átomo de cloro é 3 s 2 3p5: por 3 s- subnível tem 2 elétrons emparelhados com spins opostos, e 3 p subnível, composto por três p-orbitais ( px, py, pz) - 5 elétrons: 2 pares de elétrons emparelhados em orbitais px, py e um desemparelhado - nos orbitais pz. Assim, no cloro no estado fundamental, o número de elétrons desemparelhados no nível de energia externo é 1.
O cálcio é um elemento do subgrupo principal do segundo grupo e do quarto período da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev. A configuração eletrônica de sua camada externa é semelhante à configuração eletrônica do átomo de bário. por fora 4 s subnível composto por um s-orbitais, o átomo de cálcio tem 2 elétrons pareados com spins opostos (preenchimento completo do subnível).
Determine quais átomos de quais dos elementos indicados na série têm todos os elétrons de valência localizados em 4 s-subnível de energia.
Anote os números dos elementos selecionados no campo de resposta.
Resposta: 25
Explicação:
s 2 3p 5, ou seja os elétrons de valência do cloro estão localizados em 3 s- e 3 p-subníveis (3º período).
O potássio é um elemento do subgrupo principal do primeiro grupo e do quarto período do sistema Periódico, e a configuração eletrônica da camada externa do átomo de potássio é 4 s 1, ou seja o único elétron de valência do átomo de potássio está localizado em 4 s-subnível (4º período).
O bromo é um elemento do subgrupo principal do sétimo grupo e do quarto período do sistema periódico, a configuração eletrônica da camada externa do átomo de bromo é 4 s 2 4p 5, ou seja os elétrons de valência do átomo de bromo estão localizados em 4 s- e 4 p-subníveis (4º período).
O flúor é um elemento do subgrupo principal do sétimo grupo e do segundo período do sistema periódico, a configuração eletrônica da camada externa do átomo de flúor é 2 s 2 2p5, ou seja os elétrons de valência de um átomo de flúor estão localizados em 2s- e 2p- subníveis. No entanto, devido à alta eletronegatividade do flúor, apenas um único elétron localizado no 2p- subnível, participa da formação de uma ligação química.
O cálcio é um elemento do subgrupo principal do segundo grupo e do quarto período da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev, a configuração eletrônica de sua camada externa é 4 s 2, ou seja elétrons de valência estão localizados em 4 s-subnível (4º período).
Determine quais átomos de quais dos elementos indicados na série têm elétrons de valência localizados no terceiro nível de energia.
Anote os números dos elementos selecionados no campo de resposta.
Resposta: 15
Explicação:
O cloro é um elemento do subgrupo principal do sétimo grupo e do terceiro período da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev, a configuração eletrônica da camada externa de cloro é 3 s 2 3p 5, ou seja os elétrons de valência do cloro estão localizados no terceiro nível de energia (3º período).
s 2 2p 3, ou seja elétrons de valência do nitrogênio estão localizados no segundo nível de energia (2º período).
O carbono é um elemento do subgrupo principal do quarto grupo e do segundo período do sistema periódico, a configuração eletrônica da camada externa do átomo de carbono é 2 s 2 2p 2, ou seja os elétrons de valência do átomo de carbono estão localizados no segundo nível de energia (2º período).
O berílio é um elemento do subgrupo principal do segundo grupo e do segundo período do sistema periódico, a configuração eletrônica da camada externa do átomo de berílio é 2 s 2, ou seja os elétrons de valência do átomo de berílio estão localizados no segundo nível de energia (2º período).
O fósforo é um elemento do subgrupo principal do quinto grupo e do terceiro período da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev, a configuração eletrônica de sua camada externa é 3 s 2 3p 3, ou seja os elétrons de valência do átomo de fósforo estão localizados no terceiro nível de energia (3º período).
Determine quais átomos de quais dos elementos indicados na série têm d Não há subníveis de elétrons.
Anote os números dos elementos selecionados no campo de resposta.
Resposta: 12
Explicação:
O cloro é um elemento do subgrupo principal do sétimo grupo e do terceiro período da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev, a configuração eletrônica do átomo de cloro é 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, ou seja d Não há subnível para o átomo de cloro.
O flúor é um elemento do subgrupo principal do sétimo grupo e do segundo período da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev, a configuração eletrônica do átomo de flúor é 1 s 2 2s 2 2p 5, ou seja d-subnível no átomo de flúor também não existe.
O bromo é um elemento do subgrupo principal do sétimo grupo e do quarto período da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev, a configuração eletrônica do átomo de bromo é 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5, ou seja o átomo de bromo tem um 3 completamente preenchido d-subnível.
O cobre é um elemento de um subgrupo lateral do primeiro grupo e do quarto período da Tabela Periódica, a configuração eletrônica do átomo de cobre é 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10, ou seja o átomo de cobre tem um completamente preenchido 3d-subnível.
O ferro é um elemento de um subgrupo lateral do oitavo grupo e quarto período da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev, a configuração eletrônica do átomo de ferro é 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6, ou seja o átomo de ferro tem um vazio 3d-subnível.
Determine os átomos de quais dos elementos indicados na série pertencem a s-elementos.
Anote os números dos elementos selecionados no campo de resposta.
Resposta: 15
Explicação:
O hélio é um elemento do subgrupo principal do segundo grupo e do primeiro período do sistema periódico de D. I. Mendeleev, a configuração eletrônica do átomo de hélio é 1 s 2, ou seja Os elétrons de valência de um átomo de hélio estão localizados apenas em 1s-subnível, portanto, o hélio pode ser atribuído a s-elementos.
O fósforo é um elemento do subgrupo principal do quinto grupo e do terceiro período da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev, a configuração eletrônica da camada externa do átomo de fósforo é 3 s 2 3p 3, portanto, fósforo se refere a p-elementos.
s 2 3p 1, portanto, o alumínio pertence a p-elementos.
O cloro é um elemento do subgrupo principal do sétimo grupo e do terceiro período da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev, a configuração eletrônica da camada externa do átomo de cloro é 3s 2 3p 5, portanto, o cloro pertence a p-elementos.
O lítio é um elemento do subgrupo principal do primeiro grupo e do segundo período da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev, a configuração eletrônica da camada externa do átomo de lítio é 2 s 1, portanto, o lítio pertence a s-elementos.
Determine os átomos de quais dos elementos indicados na linha no estado excitado têm a configuração eletrônica do nível de energia externa ns 1 np 2.
Anote os números dos elementos selecionados no campo de resposta.
Resposta: 12
Explicação:
O boro é um elemento do subgrupo principal do terceiro grupo e do segundo período da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev, a configuração eletrônica do átomo de boro no estado fundamental é 2 s 2 2p 1 . Quando o átomo de boro entra em um estado excitado, a configuração eletrônica se torna 2 s 1 2p 2 devido ao salto de elétrons de 2 s- em 2 p- orbital.
O alumínio é um elemento do subgrupo principal do terceiro grupo e do terceiro período da Tabela Periódica, a configuração eletrônica da camada externa do átomo de alumínio é 3 s 2 3p 1 . Quando um átomo de alumínio entra em um estado excitado, a configuração eletrônica se torna 3 s 1 3 p 2 devido ao salto de elétrons de 3 s- para 3 p- orbital.
O flúor é um elemento do subgrupo principal do sétimo grupo e do segundo período da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev, a configuração eletrônica da camada externa do átomo de flúor é 3 s 2 3p 5 . Neste caso, no estado excitado é impossível obter a configuração eletrônica do nível eletrônico externo n s 1n p 2 .
O ferro é um elemento de um subgrupo lateral do oitavo grupo e do quarto período da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev, a configuração eletrônica da camada externa do átomo de ferro é 4 s 2 3d 6. Neste caso, no estado excitado, também é impossível obter a configuração eletrônica do nível eletrônico externo n s 1n p 2 .
O nitrogênio é um elemento do subgrupo principal do quinto grupo e do segundo período do sistema periódico, e a configuração eletrônica da camada externa do átomo de nitrogênio é 2 s 2 2p 3 . Neste caso, no estado excitado, também é impossível obter a configuração eletrônica do nível eletrônico externo n s 1n p 2 .
Determine para quais átomos dos elementos indicados na série uma transição para um estado excitado é possível.
Anote os números dos elementos selecionados no campo de resposta.
Resposta: 23
Explicação:
Rubídio e césio - elementos do subgrupo principal do primeiro grupo do sistema periódico de D. I. Mendeleev, são metais alcalinos, cujos átomos têm um elétron no nível de energia mais externo. Porque o s-orbital para os átomos desses elementos é externo, é impossível para um elétron saltar de s- no p-orbital e, portanto, a transição de um átomo para um estado excitado não é característica.
O átomo de nitrogênio não é capaz de entrar em um estado excitado, porque ele tem o 2º nível de energia preenchido e não há orbitais livres neste nível de energia.
O alumínio é um elemento do subgrupo principal do terceiro grupo da Tabela Periódica dos Elementos Químicos, a configuração eletrônica da camada externa do átomo de alumínio é 3 s 2 3p 1 . Quando um átomo de alumínio passa para um estado excitado, um elétron salta de 3 s- para 3 p- orbital, e a configuração eletrônica do átomo de alumínio se torna 3 s 1 3 p 2 .
O carbono é um elemento do subgrupo principal do quarto grupo da Tabela Periódica, a configuração eletrônica da camada externa do átomo de carbono é 2 s 2 2p2. Quando um átomo de carbono passa para um estado excitado, um elétron salta de 2 s- em 2 p- orbital, e a configuração eletrônica do átomo de carbono se torna 2s 1 2p 3 .
Determine os átomos de quais dos elementos indicados na série correspondem à configuração eletrônica da camada eletrônica externa ns 2 np 3 .
Anote os números dos elementos selecionados no campo de resposta.
Resposta: 23
Explicação:
Configuração eletrônica da camada eletrônica externa ns 2 np 3 diz que o elemento a ser preenchido é p subnível, ou seja, isto é p-elementos. Tudo p-elementos estão localizados nas últimas 6 células de cada período em um grupo cujo número é igual à soma de elétrons em s e p subníveis da camada externa, ou seja, 2 + 3 \u003d 5. Assim, os elementos necessários são nitrogênio e fósforo.
Determine os átomos de quais dos elementos indicados na série têm uma configuração semelhante do nível de energia externa.
Anote os números dos elementos selecionados no campo de resposta.
Resposta: 34
Dentre esses elementos, o bromo e o flúor possuem configuração eletrônica semelhante. A configuração eletrônica da camada externa tem a forma ns 2 np 5
Determine os átomos de quais dos elementos indicados na série têm um segundo nível eletrônico completamente completo.
Anote os números dos elementos selecionados no campo de resposta.
Resposta: 13
Explicação:
O 2º nível eletrônico preenchido possui o gás nobre néon, assim como qualquer elemento químico localizado na tabela periódica depois dele.
Determine os átomos de quais dos elementos indicados na série carecem de 2 elétrons para completar o nível de energia externa.
Anote os números dos elementos selecionados no campo de resposta.
Resposta: 34
Antes da conclusão do nível eletrônico externo, faltam 2 elétrons p-elementos do sexto grupo. Lembre-se que tudo p-elementos estão localizados nas últimas 6 células de cada período.
Determine os átomos de quais dos elementos indicados na linha no estado excitado têm a fórmula eletrônica do nível de energia externa n s 1n p 3 .
Anote os números dos elementos selecionados no campo de resposta.
Resposta: 24
Explicação:
s 1n p 3 nos diz que existem 4 elétrons (1+3) no nível de energia externo (camada eletrônica). Entre esses elementos, apenas os átomos de silício e carbono possuem 4 elétrons no nível externo.
A configuração eletrônica do nível de energia externa desses elementos no estado fundamental tem a forma n s 2n p 2, e em excitado n s 1n p 3 (quando os átomos de carbono e silício são excitados, os elétrons do orbital s são desemparelhados e um elétron entra no p-orbital).
Determine os átomos de quais dos elementos indicados na linha no estado fundamental têm a fórmula eletrônica do nível de energia externa n s 2n p 4 .
Anote os números dos elementos selecionados no campo de resposta.
Resposta: 25
Explicação:
Fórmula do nível de energia externa n s 2n p 4 nos diz que existem 6 elétrons (2+4) no nível de energia externo (camada eletrônica). O número de elétrons no nível eletrônico externo para os elementos dos subgrupos principais é sempre igual ao número do grupo. Assim, a configuração eletrônica n s 2n p 4 desses elementos possuem átomos de selênio e enxofre, pois esses elementos estão localizados no grupo VIA.
Determine os átomos de quais dos elementos indicados na série no estado fundamental têm apenas um elétron desemparelhado.
Anote os números dos elementos selecionados no campo de resposta.
Resposta: 25
Determine os átomos de qual dos elementos tem a configuração do nível eletrônico externo n s 2n p 3 .
Resposta: 45
Determine os átomos de quais dos elementos indicados na série no estado fundamental não contêm elétrons desemparelhados.
Anote os números dos elementos selecionados no campo de resposta.
Tarefa 1. Escreva as configurações eletrônicas dos seguintes elementos: N, Si, Fe, Kr, Te, W.
Solução. A energia dos orbitais atômicos aumenta na seguinte ordem:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d .
Em cada camada s (um orbital) não pode haver mais de dois elétrons, na camada p (três orbitais) - não mais que seis, na camada d (cinco orbitais) - não mais que 10 e no f-shell (sete orbitais) - não mais que 14.
No estado fundamental de um átomo, os elétrons ocupam orbitais com a energia mais baixa. O número de elétrons é igual à carga do núcleo (o átomo como um todo é neutro) e ao número atômico do elemento. Por exemplo, um átomo de nitrogênio tem 7 elétrons, dois dos quais estão em orbitais 1s, dois estão em orbitais 2s e os três elétrons restantes estão em orbitais 2p. A configuração eletrônica do átomo de nitrogênio:
7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Configurações eletrônicas de outros elementos:
14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ,
26 F e : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 ,
36K r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 ,
52 Aqueles : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4 ,
74 Aqueles : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .
Tarefa 2. Que gás inerte e íons de quais elementos têm a mesma configuração eletrônica que a partícula resultante da remoção de todos os elétrons de valência do átomo de cálcio?
Solução. A camada eletrônica do átomo de cálcio tem a estrutura 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Quando dois elétrons de valência são removidos, um íon Ca 2+ é formado com a configuração 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Um átomo tem a mesma configuração eletrônica Ar e íons S 2-, Cl -, K +, Sc 3+, etc.
Tarefa 3. Os elétrons do íon Al 3+ podem estar nos seguintes orbitais: a) 2p; b) 1r; c) 3d?
Solução. Configuração eletrônica do átomo de alumínio: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . O íon Al 3+ é formado pela remoção de três elétrons de valência de um átomo de alumínio e tem a configuração eletrônica 1s 2 2s 2 2p 6 .
a) os elétrons já estão no orbital 2p;
b) de acordo com as restrições impostas ao número quântico l (l = 0, 1, ... n -1), em n = 1, apenas o valor l = 0 é possível, portanto, o orbital 1p não existe ;
c) os elétrons podem estar no orbital 3d se o íon estiver em um estado excitado.
Tarefa 4. Escreva a configuração eletrônica do átomo de néon no primeiro estado excitado.
Solução. A configuração eletrônica do átomo de néon no estado fundamental é 1s 2 2s 2 2p 6 . O primeiro estado excitado é obtido pela transição de um elétron do orbital ocupado mais alto (2p) para o orbital livre mais baixo (3s). A configuração eletrônica do átomo de neon no primeiro estado excitado é 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .
Tarefa 5. Qual é a composição dos núcleos dos isótopos 12 C e 13 C , 14 N e 15 N ?
Solução. O número de prótons no núcleo é igual ao número atômico do elemento e é o mesmo para todos os isótopos desse elemento. O número de nêutrons é igual ao número de massa (indicado no canto superior esquerdo do número do elemento) menos o número de prótons. Diferentes isótopos do mesmo elemento têm diferentes números de nêutrons.
A composição desses núcleos:
12C: 6p + 6n; 13C: 6p + 7n; 14N: 7p + 7n; 15N: 7p + 8n.
Os produtos químicos são as coisas que compõem o mundo ao nosso redor.
As propriedades de cada substância química são divididas em dois tipos: são químicas, que caracterizam sua capacidade de formar outras substâncias, e físicas, que são observadas objetivamente e podem ser consideradas isoladamente das transformações químicas. Por exemplo, as propriedades físicas de uma substância são suas estado de agregação(sólido, líquido ou gasoso), condutividade térmica, capacidade de calor, solubilidade em vários meios (água, álcool, etc.), densidade, cor, sabor, etc.
Transformações de alguns substancias químicas em outras substâncias são chamados fenômenos químicos ou reações químicas. Deve-se notar que também existem fenômenos físicos, que, obviamente, são acompanhados por uma mudança em alguns propriedades físicas substâncias sem serem convertidas em outras substâncias. Para fenômenos físicos, por exemplo, incluem o derretimento do gelo, o congelamento ou a evaporação da água, etc.
Sobre o fato de que no decorrer de qualquer processo há um fenômeno químico, podemos concluir observando características reações químicas como mudança de cor, precipitação, evolução de gás, evolução de calor e/ou luz.
Assim, por exemplo, uma conclusão sobre o curso das reações químicas pode ser feita observando:
A formação de sedimentos ao ferver a água, chamada de escala na vida cotidiana;
A liberação de calor e luz durante a queima de um fogo;
Alterar a cor da fatia maçã fresca no ar;
A formação de bolhas de gás durante a fermentação da massa, etc.
As menores partículas de matéria, que no processo de reações químicas praticamente não sofrem alterações, mas apenas de uma nova maneira são conectadas umas às outras, são chamadas de átomos.
A própria ideia da existência de tais unidades de matéria surgiu em Grécia antiga na mente dos antigos filósofos, o que explica a origem do termo "átomo", já que "atomos" traduzido literalmente do grego significa "indivisível".
No entanto, ao contrário da ideia filósofos gregos antigos, os átomos não são o mínimo absoluto da matéria, ou seja, possuem uma estrutura complexa.
Cada átomo consiste nas chamadas partículas subatômicas - prótons, nêutrons e elétrons, denotados respectivamente pelos símbolos p + , n o e e - . O sobrescrito na notação usada indica que o próton tem uma carga unitária positiva, o elétron tem uma carga unitária negativa e o nêutron não tem carga.
Quanto à estrutura qualitativa do átomo, cada átomo tem todos os prótons e nêutrons concentrados no chamado núcleo, ao redor do qual os elétrons formam uma camada eletrônica.
O próton e o nêutron têm praticamente as mesmas massas, ou seja, m p ≈ m n , e a massa do elétron é quase 2000 vezes menor que a massa de cada um deles, ou seja, m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.
Como a propriedade fundamental de um átomo é sua neutralidade elétrica, e a carga de um elétron é igual à carga de um próton, pode-se concluir disso que o número de elétrons em qualquer átomo é igual ao número de prótons.
Assim, por exemplo, a tabela abaixo mostra a composição possível de átomos:
O tipo de átomos com a mesma carga nuclear, ou seja, com o mesmo número de prótons em seus núcleos é chamado de elemento químico. Assim, da tabela acima, podemos concluir que atom1 e atom2 pertencem a um elemento químico, e atom3 e atom4 pertencem a outro elemento químico.
Cada elemento químico tem seu próprio nome e símbolo individual, que é lido de uma determinada maneira. Assim, por exemplo, o elemento químico mais simples, cujos átomos contêm apenas um próton no núcleo, tem o nome "hidrogênio" e é indicado pelo símbolo "H", que é lido como "cinza", e o elemento químico com uma carga nuclear de +7 (ou seja, contendo 7 prótons) - "nitrogênio", tem o símbolo "N", que é lido como "en".
Como você pode ver na tabela acima, os átomos de um elemento químico podem diferir no número de nêutrons nos núcleos.
Átomos pertencentes ao mesmo elemento químico, mas com um número diferente de nêutrons e, como resultado, massa, são chamados de isótopos.
Assim, por exemplo, o elemento químico hidrogênio tem três isótopos - 1 H, 2 H e 3 H. Os índices 1, 2 e 3 acima do símbolo H significam o número total de nêutrons e prótons. Aqueles. sabendo que o hidrogênio é um elemento químico, que se caracteriza pelo fato de haver um próton nos núcleos de seus átomos, podemos concluir que não há nêutrons no isótopo 1 H (1-1 = 0), em o isótopo 2H - 1 nêutron (2-1=1) e no isótopo 3H - dois nêutrons (3-1=2). Como, como já mencionado, um nêutron e um próton têm as mesmas massas, e a massa de um elétron é desprezível em comparação com eles, isso significa que o isótopo 2 H é quase duas vezes mais pesado que o isótopo 1 H, e o isótopo 3 H isótopo é três vezes mais pesado. Em conexão com uma propagação tão grande nas massas de isótopos de hidrogênio, os isótopos 2 H e 3 H receberam nomes e símbolos individuais separados, o que não é típico para nenhum outro elemento químico. O isótopo 2H recebeu o nome de deutério e recebeu o símbolo D, e o isótopo 3H recebeu o nome de trítio e recebeu o símbolo T.
Se tomarmos a massa do próton e do nêutron como unidade e desprezarmos a massa do elétron, de fato, o índice superior esquerdo, além do número total de prótons e nêutrons no átomo, pode ser considerado sua massa, e portanto, esse índice é chamado de número de massa e denotado pelo símbolo A. Como a carga do núcleo de qualquer próton corresponde ao átomo, e a carga de cada próton é condicionalmente considerada igual a +1, o número de prótons no núcleo é chamado de número de carga (Z). Denotando o número de nêutrons em um átomo com a letra N, matematicamente a relação entre o número de massa, o número de carga e o número de nêutrons pode ser expresso como:
De acordo com os conceitos modernos, o elétron tem uma natureza dual (partícula-onda). Tem as propriedades de uma partícula e de uma onda. Como uma partícula, um elétron tem uma massa e uma carga, mas ao mesmo tempo, o fluxo de elétrons, como uma onda, é caracterizado pela capacidade de difração.
Para descrever o estado de um elétron em um átomo, são utilizados os conceitos da mecânica quântica, segundo a qual o elétron não possui uma trajetória de movimento específica e pode estar localizado em qualquer ponto do espaço, mas com probabilidades diferentes.
A região do espaço ao redor do núcleo onde um elétron é mais provável de ser encontrado é chamada de orbital atômico.
Um orbital atômico pode ter várias formas, tamanho e orientação. Um orbital atômico também é chamado de nuvem de elétrons.
Graficamente, um orbital atômico é geralmente denotado como uma célula quadrada:
A mecânica quântica possui um aparato matemático extremamente complexo, portanto, no âmbito de um curso de química escolar, apenas as consequências da teoria da mecânica quântica são consideradas.
De acordo com essas consequências, qualquer orbital atômico e um elétron localizado nele são completamente caracterizados por 4 números quânticos.
- O número quântico principal - n - determina a energia total de um elétron em um determinado orbital. O intervalo de valores do número quântico principal são todos os números naturais, ou seja, n = 1,2,3,4, 5 etc.
- O número quântico orbital - l - caracteriza a forma do orbital atômico e pode assumir quaisquer valores inteiros de 0 a n-1, onde n, lembre-se, é o número quântico principal.
Orbitais com l = 0 são chamados s-orbitais. Os orbitais s são esféricos e não têm direção no espaço:
Orbitais com l = 1 são chamados p-orbitais. Esses orbitais têm a forma de uma figura tridimensional oito, ou seja, a forma obtida pela rotação da figura oito em torno do eixo de simetria e, externamente, assemelha-se a um haltere:
Orbitais com l = 2 são chamados d-orbitais, e com l = 3 – f-orbitais. Sua estrutura é muito mais complexa.
3) O número quântico magnético - m l - determina a orientação espacial de um determinado orbital atômico e expressa a projeção do momento angular orbital na direção campo magnético. O número quântico magnético m l corresponde à orientação do orbital em relação à direção do vetor de força do campo magnético externo e pode assumir quaisquer valores inteiros de –l a +l, incluindo 0, ou seja o número total de valores possíveis é (2l+1). Assim, por exemplo, com l = 0 m l = 0 (um valor), com l = 1 m l = -1, 0, +1 (três valores), com l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (cinco valores do número quântico magnético), etc.
Assim, por exemplo, os orbitais p, i.e. orbitais com um número quântico orbital l = 1, tendo a forma de uma “figura oito tridimensional”, correspondem a três valores do número quântico magnético (-1, 0, +1), que, por sua vez, corresponde a três direções no espaço perpendiculares entre si.
4) O número quântico de spin (ou simplesmente spin) - m s - pode ser considerado condicionalmente responsável pelo sentido de rotação de um elétron em um átomo, podendo assumir valores. Elétrons com spins diferentes são indicados por setas verticais apontando para lados diferentes: ↓ e .
O conjunto de todos os orbitais em um átomo que têm o mesmo valor do número quântico principal é chamado de nível de energia ou camada eletrônica. Qualquer nível de energia arbitrário com algum número n consiste em n 2 orbitais.
O conjunto de orbitais com os mesmos valores do número quântico principal e do número quântico orbital é um subnível de energia.
Cada nível de energia, que corresponde ao número quântico principal n, contém n subníveis. Por sua vez, cada subnível de energia com um número quântico orbital l consiste em (2l+1) orbitais. Assim, a subcamada s consiste em um orbital s, a subcamada p - três orbitais p, a subcamada d - cinco orbitais d e a subcamada f - sete orbitais f. Como, como já mencionado, um orbital atômico é frequentemente denotado por uma célula quadrada, os subníveis s-, p-, d- e f podem ser representados graficamente da seguinte forma:
Cada orbital corresponde a um conjunto individual estritamente definido de três números quânticos n, l e m l .
A distribuição de elétrons em orbitais é chamada de configuração eletrônica.
O preenchimento de orbitais atômicos com elétrons ocorre de acordo com três condições:
- O princípio da energia mínima: Os elétrons preenchem os orbitais a partir do subnível de energia mais baixo. A sequência de subníveis em ordem crescente de energia é a seguinte: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Para facilitar a memorização dessa sequência de preenchimento de subníveis eletrônicos, a ilustração gráfica a seguir é muito conveniente:
- Princípio de Pauli: Cada orbital pode conter no máximo dois elétrons.
Se houver um elétron no orbital, ele é chamado desemparelhado, e se houver dois, eles são chamados de par de elétrons.
- Regra de Hund: o estado mais estável de um átomo é aquele em que, dentro de um subnível, o átomo tem o número máximo possível de elétrons desemparelhados. Este estado mais estável do átomo é chamado de estado fundamental.
De fato, o acima significa que, por exemplo, a colocação do 1º, 2º, 3º e 4º elétrons em três orbitais do subnível p será realizada da seguinte forma:
O preenchimento dos orbitais atômicos do hidrogênio, que possui número de carga 1, ao criptônio (Kr) com número de carga 36, será realizado da seguinte forma:
Uma representação semelhante da ordem em que os orbitais atômicos são preenchidos é chamada de diagrama de energia. Com base nos diagramas eletrônicos de elementos individuais, você pode escrever suas chamadas fórmulas eletrônicas (configurações). Assim, por exemplo, um elemento com 15 prótons e, como resultado, 15 elétrons, ou seja, fósforo (P) terá o seguinte diagrama de energia:
Quando traduzido em uma fórmula eletrônica, o átomo de fósforo assumirá a forma:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Números de tamanho normal à esquerda do símbolo do subnível mostram o número do nível de energia, e os sobrescritos à direita do símbolo do subnível mostram o número de elétrons no subnível correspondente.
Abaixo estão as fórmulas eletrônicas dos primeiros 36 elementos de D.I. Mendeleiev.
| período | Item número. | símbolo | título | fórmula eletrônica |
| EU | 1 | H | hidrogênio | 1s 1 |
| 2 | Ele | hélio | 1s2 | |
| II | 3 | Li | lítio | 1s2 2s1 |
| 4 | Ser | berílio | 1s2 2s2 | |
| 5 | B | boro | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | carbono | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | azoto | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | oxigênio | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | flúor | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Não | néon | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | N / D | sódio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | mg | magnésio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Al | alumínio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | silício | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | P | fósforo | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | enxofre | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | cloro | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ar | argônio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| 4 | 19 | K | potássio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | cálcio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | sc | escândio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | titânio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | vanádio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | cromo | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 s no d subnível | |
| 25 | Mn | manganês | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | ferro | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | co | cobalto | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | níquel | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | cobre | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 s no d subnível | |
| 30 | Zn | zinco | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | gálio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | germânio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | Como | arsênico | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | selênio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | bromo | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | kr | criptônio | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Como já mencionado, em seu estado fundamental, os elétrons em orbitais atômicos são organizados de acordo com o princípio da menor energia. No entanto, na presença de orbitais p vazios no estado fundamental de um átomo, muitas vezes, quando o excesso de energia é transmitido a ele, o átomo pode ser transferido para o chamado estado excitado. Assim, por exemplo, um átomo de boro em seu estado fundamental tem uma configuração eletrônica e um diagrama de energia da seguinte forma:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
E no estado excitado (*), ou seja. ao transmitir alguma energia ao átomo de boro, sua configuração eletrônica e diagrama de energia ficarão assim:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
Dependendo de qual subnível no átomo é preenchido por último, os elementos químicos são divididos em s, p, d ou f.
Encontrando os elementos s, p, d e f na tabela D.I. Mendeleiev:
- Os elementos s têm o último subnível s a ser preenchido. Esses elementos incluem elementos dos principais subgrupos (à esquerda na célula da tabela) dos grupos I e II.
- Para elementos p, o subnível p é preenchido. Os elementos p incluem os seis últimos elementos de cada período, exceto o primeiro e o sétimo, bem como os elementos dos principais subgrupos dos grupos III-VIII.
- os elementos d estão localizados entre os elementos s e p em grandes períodos.
- Os elementos f são chamados de lantanídeos e actinídeos. Eles são colocados na parte inferior da mesa por D.I. Mendeleiev.