Configuración electrónica de un átomo. Fórmulas electrónicas de átomos y diagramas. Estructura de la química atómica en línea.

Dado que durante las reacciones químicas los núcleos de los átomos que reaccionan permanecen sin cambios (con excepción de las transformaciones radiactivas), las propiedades químicas de los átomos dependen de la estructura de sus capas electrónicas. Teoría estructura electrónica del átomo construido sobre la base del aparato de la mecánica cuántica. Por tanto, la estructura de los niveles de energía atómica se puede obtener sobre la base de cálculos de la mecánica cuántica de las probabilidades de encontrar electrones en el espacio alrededor del núcleo atómico ( arroz. 4.5).

Arroz. 4.5. Esquema de división de niveles de energía en subniveles.

Los fundamentos de la teoría de la estructura electrónica de un átomo se reducen a las siguientes disposiciones: el estado de cada electrón en un átomo se caracteriza por cuatro números cuánticos: el número cuántico principal norte = 1, 2, 3,; orbital (azimutal) l=0,1,2, n-1; magnético metro yo = –l, –1,0,1,  yo; girar metro s = -1/2, 1/2 .

De acuerdo a principio de pauli, en el mismo átomo no puede haber dos electrones que tengan el mismo conjunto de cuatro números cuánticos norte, l, metro yo , metro s; colecciones de electrones con los mismos números cuánticos principales n forman capas de electrones, o niveles de energía del átomo, numerados desde el núcleo y denotados como K, L, M, N, O, P, Q, y en la capa de energía con un valor dado norte no puede ser más que 2n 2 electrones. Colecciones de electrones con los mismos números cuánticos. norte Y yo, forman subniveles, designados a medida que se alejan del núcleo como s, p, d, f.

La determinación probabilística de la posición del electrón en el espacio alrededor del núcleo atómico corresponde al principio de incertidumbre de Heisenberg. Según los conceptos de la mecánica cuántica, un electrón en un átomo no tiene una trayectoria de movimiento específica y puede ubicarse en cualquier parte del espacio alrededor del núcleo, y sus diversas posiciones se consideran como una nube de electrones con una cierta densidad de carga negativa. El espacio alrededor del núcleo donde es más probable que se encuentre un electrón se llama orbital. Contiene aproximadamente el 90% de la nube de electrones. Cada subnivel 1s, 2s, 2p etc. Corresponde a un cierto número de orbitales de una determinada forma. Por ejemplo, 1s- Y 2s- los orbitales son esféricos y 2p-orbitales ( 2p X , 2p y , 2p z-orbitales) están orientados en direcciones mutuamente perpendiculares y tienen la forma de una mancuerna ( arroz. 4.6).

Arroz. 4.6. Forma y orientación de los orbitales de los electrones.

Durante las reacciones químicas, el núcleo atómico no sufre cambios; sólo cambian las capas electrónicas de los átomos, cuya estructura explica muchas de las propiedades de los elementos químicos. Sobre la base de la teoría de la estructura electrónica del átomo, se estableció el significado físico profundo de la ley periódica de los elementos químicos de Mendeleev y se creó la teoría del enlace químico.

La justificación teórica del sistema periódico de elementos químicos incluye datos sobre la estructura del átomo, lo que confirma la existencia de una conexión entre la periodicidad de los cambios en las propiedades de los elementos químicos y la repetición periódica de tipos similares de configuraciones electrónicas de sus átomos.

A la luz de la doctrina de la estructura del átomo, la división de Mendeleev de todos los elementos en siete períodos se justifica: el número del período corresponde al número de niveles de energía de los átomos llenos de electrones. En períodos pequeños, con un aumento en la carga positiva de los núcleos atómicos, aumenta el número de electrones en el nivel externo (de 1 a 2 en el primer período, y de 1 a 8 en el segundo y tercer período), lo que explica la cambio en las propiedades de los elementos: al comienzo del período (excepto el primero) hay metal alcalino, luego se observa un debilitamiento gradual de las propiedades metálicas y un fortalecimiento de las propiedades no metálicas. Este patrón se puede rastrear en elementos del segundo período en tabla 4.2.

Tabla 4.2.

En períodos largos, a medida que aumenta la carga de los núcleos, es más difícil llenar los niveles con electrones, lo que explica el cambio más complejo en las propiedades de los elementos en comparación con los elementos de períodos pequeños.

La naturaleza idéntica de las propiedades de los elementos químicos en subgrupos se explica por la estructura similar del nivel de energía externo, como se muestra en mesa 4.3, que ilustra la secuencia de llenado de niveles de energía con electrones para subgrupos de metales alcalinos.

Tabla 4.3.

El número de grupo suele indicar la cantidad de electrones de un átomo que pueden participar en la formación de enlaces químicos. Este es el significado físico del número de grupo. En cuatro lugares de la tabla periódica, los elementos no están ordenados en orden creciente de masa atómica: Arkansas Y k,Co Y Ni,tmi Y I,Th Y Pensilvania. Estas desviaciones se consideraron deficiencias de la tabla periódica de elementos químicos. La doctrina de la estructura del átomo explicaba estas desviaciones. La determinación experimental de las cargas nucleares demostró que la disposición de estos elementos corresponde a un aumento de las cargas de sus núcleos. Además, la determinación experimental de las cargas de los núcleos atómicos permitió determinar el número de elementos entre el hidrógeno y el uranio, así como el número de lantánidos. Ahora todos los lugares de la tabla periódica se llenan en el intervalo desde Z=1 antes Z=114 Sin embargo, como el sistema periódico no está completo, es posible descubrir nuevos elementos transuránicos.

Configuración electrónica un átomo es una representación numérica de sus orbitales electrónicos. Los orbitales de los electrones son regiones de diversas formas ubicadas alrededor del núcleo atómico en las que es matemáticamente probable que se encuentre un electrón. La configuración electrónica le ayuda a decirle al lector rápida y fácilmente cuántos orbitales de electrones tiene un átomo, así como a determinar la cantidad de electrones en cada orbital. Después de leer este artículo, dominará el método de elaboración de configuraciones electrónicas.

Pasos

Distribución de electrones según el sistema periódico de D. I. Mendeleev.

Encuentra el número atómico de tu átomo. Cada átomo tiene un cierto número de electrones asociados. Encuentra el símbolo de tu átomo en la tabla periódica. El número atómico es un número entero positivo que comienza en 1 (para el hidrógeno) y aumenta en uno para cada átomo subsiguiente. El número atómico es el número de protones de un átomo y, por tanto, también es el número de electrones de un átomo con carga cero.

Determinar la carga de un átomo. Los átomos neutros tendrán la misma cantidad de electrones que se muestra en la tabla periódica. Sin embargo, los átomos cargados tendrán más o menos electrones, dependiendo de la magnitud de su carga. Si estás trabajando con un átomo cargado, suma o resta electrones de la siguiente manera: suma un electrón por cada carga negativa y resta uno por cada carga positiva.

• Por ejemplo, un átomo de sodio con carga -1 tendrá un electrón extra. además a su número atómico base 11. En otras palabras, el átomo tendrá un total de 12 electrones.
• Si hablamos de un átomo de sodio con carga +1, a la base número atómico 11 hay que restarle un electrón. Por tanto, el átomo tendrá 10 electrones.

1. Recuerda la lista básica de orbitales. A medida que aumenta el número de electrones en un átomo, llenan los distintos subniveles de la capa electrónica del átomo según una secuencia específica. Cada subnivel de la capa de electrones, cuando está lleno, contiene un número par de electrones. Están disponibles los siguientes subniveles:

   Comprender la notación de configuración electrónica. Las configuraciones electrónicas están escritas para mostrar claramente la cantidad de electrones en cada orbital. Los orbitales se escriben secuencialmente, con el número de átomos en cada orbital escrito como un superíndice a la derecha del nombre del orbital. La configuración electrónica completa toma la forma de una secuencia de designaciones de subniveles y superíndices.

   • Aquí, por ejemplo, se muestra la configuración electrónica más sencilla: 1s 2 2s 2 2p 6 . Esta configuración muestra que hay dos electrones en el subnivel 1s, dos electrones en el subnivel 2s y seis electrones en el subnivel 2p. 2 + 2 + 6 = 10 electrones en total. Ésta es la configuración electrónica de un átomo de neón neutro (el número atómico del neón es 10).

2. Recuerda el orden de los orbitales. Tenga en cuenta que los orbitales de los electrones están numerados en orden creciente de número de capas de electrones, pero ordenados en orden creciente de energía. Por ejemplo, un orbital 4s 2 lleno tiene menor energía (o menos movilidad) que un orbital 3d 10 lleno o parcialmente lleno, por lo que el orbital 4s se escribe primero. Una vez que conozca el orden de los orbitales, podrá llenarlos fácilmente según la cantidad de electrones del átomo. El orden de llenado de los orbitales es el siguiente: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • La configuración electrónica de un átomo en el que todos los orbitales están llenos será la siguiente: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6
   • Tenga en cuenta que la entrada anterior, cuando todos los orbitales están llenos, es la configuración electrónica del elemento Uuo (ununoccio) 118, el átomo con el número más alto en la tabla periódica. Por lo tanto, esta configuración electrónica contiene todos los subniveles electrónicos actualmente conocidos de un átomo con carga neutra.

3. Llena los orbitales según la cantidad de electrones en tu átomo. Por ejemplo, si queremos escribir la configuración electrónica de un átomo de calcio neutro, debemos empezar por buscar su número atómico en la tabla periódica. Su número atómico es 20, por lo que escribiremos la configuración de un átomo con 20 electrones según el orden anterior.

   • Llena los orbitales según el orden anterior hasta llegar al vigésimo electrón. El primer orbital 1s tendrá dos electrones, el orbital 2s también tendrá dos, el 2p tendrá seis, el 3s tendrá dos, el 3p tendrá 6 y el 4s tendrá 2 (2+2+6+2+ 6 + 2 = 20 .) En otras palabras, la configuración electrónica del calcio tiene la forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Tenga en cuenta que los orbitales están ordenados en orden creciente de energía. Por ejemplo, cuando esté listo para pasar al cuarto nivel de energía, primero escriba el orbital 4s y entonces 3d. Después del cuarto nivel de energía, se pasa al quinto, donde se repite el mismo orden. Esto sucede sólo después del tercer nivel de energía.

4. Utilice la tabla periódica como señal visual. Probablemente ya hayas notado que la forma de la tabla periódica corresponde al orden de los subniveles electrónicos en las configuraciones electrónicas. Por ejemplo, los átomos en la segunda columna desde la izquierda siempre terminan en "s 2", y los átomos en el borde derecho de la delgada sección central siempre terminan en "d 10", etc. Utilice la tabla periódica como guía visual para escribir configuraciones: cómo el orden en el que agrega los orbitales corresponde a su posición en la tabla. Vea abajo:

   • Específicamente, las dos columnas más a la izquierda contienen átomos cuyas configuraciones electrónicas terminan en orbitales s, el bloque derecho de la tabla contiene átomos cuyas configuraciones terminan en orbitales p y la mitad inferior contiene átomos que terminan en orbitales f.
   • Por ejemplo, cuando escriba la configuración electrónica del cloro, piense así: "Este átomo está ubicado en la tercera fila (o "período") de la tabla periódica. También está ubicado en el quinto grupo del bloque orbital p. de la tabla periódica, por tanto, su configuración electrónica terminará en ..3p 5.
   • Tenga en cuenta que los elementos en la región orbital d y f de la tabla se caracterizan por niveles de energía que no corresponden al período en el que se encuentran. Por ejemplo, la primera fila de un bloque de elementos con orbitales d corresponde a orbitales 3d, aunque se encuentre en el 4º período, y la primera fila de elementos con orbitales f corresponde a un orbital 4f, a pesar de estar en el 6º período. período.

5. Aprenda abreviaturas para escribir configuraciones electrónicas largas. Los átomos que se encuentran en el borde derecho de la tabla periódica se llaman Gases nobles. Estos elementos son químicamente muy estables. Para acortar el proceso de escribir configuraciones electrónicas largas, simplemente escriba entre corchetes el símbolo químico del gas noble más cercano con menos electrones que su átomo y luego continúe escribiendo la configuración electrónica de los niveles orbitales posteriores. Vea abajo:

   • Para comprender este concepto, será útil escribir una configuración de ejemplo. Escribamos la configuración del zinc (número atómico 30) usando la abreviatura que incluye al gas noble. La configuración completa del zinc se ve así: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Sin embargo, vemos que 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 es la configuración electrónica del argón, un gas noble. Simplemente reemplace parte de la configuración electrónica del zinc con el símbolo químico del argón entre corchetes (.)
   • Entonces, la configuración electrónica del zinc, escrita en forma abreviada, tiene la forma: 4s 2 3d 10 .
   • Tenga en cuenta que si está escribiendo la configuración electrónica de un gas noble, digamos argón, ¡no podrá escribirla! Se debe utilizar la abreviatura del gas noble que precede a este elemento; para argón será neón ().

   Usando la tabla periódica ADOMA

   1. Domina la tabla periódica ADOMAH. Este método de registrar la configuración electrónica no requiere memorización, pero requiere una tabla periódica modificada, ya que en la tabla periódica tradicional, a partir del cuarto período, el número del período no corresponde a la capa de electrones. Encuentre la tabla periódica ADOMAH, un tipo especial de tabla periódica desarrollada por el científico Valery Zimmerman. Es fácil de encontrar con una breve búsqueda en Internet.

      • En la tabla periódica de ADOMAH, las filas horizontales representan grupos de elementos como halógenos, gases nobles, metales alcalinos, metales alcalinotérreos, etc. Las columnas verticales corresponden a niveles electrónicos, y las llamadas "cascadas" (líneas diagonales que conectan los bloques s, p, d y f) corresponden a períodos.
      • El helio se mueve hacia el hidrógeno porque ambos elementos se caracterizan por un orbital 1s. Los bloques de período (s, p, d y f) se muestran en el lado derecho y los números de nivel se muestran en la parte inferior. Los elementos se representan en cuadros numerados del 1 al 120. Estos números son números atómicos ordinarios, que representan el número total de electrones en un átomo neutro.

   2. Encuentra tu átomo en la tabla ADOMAH. Para escribir la configuración electrónica de un elemento, busque su símbolo en la tabla periódica ADOMAH y tache todos los elementos con un número atómico mayor. Por ejemplo, si necesitas escribir la configuración electrónica del erbio (68), tacha todos los elementos del 69 al 120.

      • Tenga en cuenta los números del 1 al 8 en la parte inferior de la tabla. Estos son números de niveles electrónicos o números de columnas. Ignore las columnas que solo contengan elementos tachados. Para el erbio, quedan las columnas numeradas 1,2,3,4,5 y 6.

   3. Cuente los subniveles orbitales hasta su elemento. Al observar los símbolos de bloque que se muestran a la derecha de la tabla (s, p, d y f) y los números de columna que se muestran en la base, ignore las líneas diagonales entre los bloques y divida las columnas en bloques de columnas, enumerándolas en orden. de abajo a arriba. Nuevamente, ignora los bloques que tengan todos los elementos tachados. Escriba bloques de columnas comenzando por el número de columna seguido del símbolo del bloque, así: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (para erbio).

      • Tenga en cuenta: la configuración electrónica anterior de Er está escrita en orden ascendente de número de subnivel electrónico. También se puede escribir en orden de llenado de los orbitales. Para hacer esto, siga las cascadas de abajo hacia arriba, en lugar de las columnas, cuando escriba bloques de columnas: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12.

   4. Cuente los electrones para cada subnivel de electrones. Cuente los elementos en cada bloque de columnas que no han sido tachados, adjuntando un electrón de cada elemento, y escriba su número al lado del símbolo del bloque para cada bloque de columnas, así: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . En nuestro ejemplo, esta es la configuración electrónica del erbio.

   5. Tenga cuidado con las configuraciones electrónicas incorrectas. Hay dieciocho excepciones típicas que se relacionan con las configuraciones electrónicas de los átomos en el estado de energía más bajo, también llamado estado de energía fundamental. No obedecen la regla general sólo para las dos o tres últimas posiciones ocupadas por los electrones. En este caso, la configuración electrónica real supone que los electrones se encuentran en un estado con menor energía en comparación con la configuración estándar del átomo. Los átomos de excepción incluyen:

      • cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nótese bien(..., 4d4, 5s1); Mes(..., 4d5, 5s1); ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); PD(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Dios(..., 4f7, 5d1, 6s2); au(..., 5d10, 6s1); C.A(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pensilvania(..., 5f2, 6d1, 7s2); Ud.(..., 5f3, 6d1, 7s2); Notario público(..., 5f4, 6d1, 7s2) y Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Para encontrar el número atómico de un átomo cuando está escrito en forma de configuración electrónica, simplemente suma todos los números que siguen a las letras (s, p, d y f). Esto solo funciona para átomos neutros; si se trata de un ion, no funcionará: tendrás que sumar o restar la cantidad de electrones adicionales o perdidos.
   • El número que sigue a la letra es un superíndice, no te equivoques en la prueba.
   • No existe una estabilidad de subnivel "medio lleno". Esta es una simplificación. Cualquier estabilidad que se atribuya a subniveles "medio llenos" se debe a que cada orbital está ocupado por un electrón, minimizando así la repulsión entre electrones.
   • Cada átomo tiende a un estado estable y las configuraciones más estables tienen los subniveles s y p llenos (s2 y p6). Los gases nobles tienen esta configuración, por lo que rara vez reaccionan y se ubican a la derecha de la tabla periódica. Por lo tanto, si una configuración termina en 3p 4, entonces necesita dos electrones para alcanzar un estado estable (perder seis, incluidos los electrones del subnivel s, requiere más energía, por lo que perder cuatro es más fácil). Y si la configuración termina en 4d 3, entonces para alcanzar un estado estable necesita perder tres electrones. Además, los subniveles medio llenos (s1, p3, d5...) son más estables que, por ejemplo, p4 o p2; sin embargo, s2 y p6 serán aún más estables.
   • Cuando se trata de un ion, esto significa que el número de protones no es igual al número de electrones. La carga del átomo en este caso se representará en la parte superior derecha (generalmente) del símbolo químico. Por lo tanto, un átomo de antimonio con carga +2 tiene la configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Tenga en cuenta que 5p 3 ha cambiado a 5p 1. Tenga cuidado cuando la configuración del átomo neutro termine en subniveles distintos de sy p. Cuando quitas electrones, solo puedes tomarlos de los orbitales de valencia (orbitales s y p). Por lo tanto, si la configuración termina con 4s 2 3d 7 y el átomo recibe una carga de +2, entonces la configuración terminará con 4s 0 3d 7. Tenga en cuenta que 3d 7 No En cambio, se pierden electrones del orbital s.
   • Hay condiciones en las que un electrón se ve obligado a "pasar a un nivel de energía superior". Cuando a un subnivel le falta un electrón para estar medio o lleno, tome un electrón del subnivel s o p más cercano y muévalo al subnivel que necesita el electrón.
   • Hay dos opciones para registrar la configuración electrónica. Se pueden escribir en orden creciente de números de niveles de energía o en el orden de llenado de orbitales de electrones, como se mostró anteriormente para el erbio.
   • También puedes escribir la configuración electrónica de un elemento escribiendo solo la configuración de valencia, que representa el último subnivel s y p. Por tanto, la configuración de valencia del antimonio será 5s 2 5p 3.
   • Los iones no son lo mismo. Con ellos es mucho más difícil. Salta dos niveles y sigue el mismo patrón dependiendo de dónde empezaste y de qué tan grande sea la cantidad de electrones.

Algoritmo para componer la fórmula electrónica de un elemento:

1. Determine la cantidad de electrones en un átomo usando la Tabla periódica de elementos químicos D.I. Mendeleev.

2. Con base en el número del período en el que se encuentra el elemento, determine el número de niveles de energía; el número de electrones en el último nivel electrónico corresponde al número del grupo.

3. Divida los niveles en subniveles y orbitales y llénelos con electrones de acuerdo con las reglas para llenar orbitales:

Hay que recordar que el primer nivel contiene un máximo de 2 electrones. 1s 2, en el segundo - un máximo de 8 (dos s y seis R: 2s 2 2p 6), en el tercero - un máximo de 18 (dos s, seis pag y diez d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Número cuántico principal norte debe ser mínimo.
• primero en llenar s- subnivel, entonces р-, re- segundo f- subniveles.
• Los electrones llenan los orbitales en orden creciente de energía de los orbitales (regla de Klechkovsky).
• Dentro de un subnivel, los electrones primero ocupan orbitales libres uno por uno y sólo después forman pares (regla de Hund).
• No puede haber más de dos electrones en un orbital (principio de Pauli).

Ejemplos.

1. Creemos una fórmula electrónica para el nitrógeno. El nitrógeno es el número 7 en la tabla periódica.

2. Creemos la fórmula electrónica del argón. El argón es el número 18 en la tabla periódica.

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

3. Creemos la fórmula electrónica del cromo. El cromo es el número 24 en la tabla periódica.

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

Diagrama energético del zinc.

4. Creemos la fórmula electrónica del zinc. El zinc es el número 30 en la tabla periódica.

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

Tenga en cuenta que parte de la fórmula electrónica, a saber, 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, es la fórmula electrónica del argón.

La fórmula electrónica del zinc se puede representar como: