Электронное строение атома калия


Строение атома калия (K), схема и примеры

Общие сведения о строении атома калия

Относится к элементам s — семейства. Металл. Элементы-металлы, входящие в эту группу, носят общее название щелочных. Обозначение – K. Порядковый номер – 19. Относительная атомная масса – 39,102  а.е.м.

Электронное строение атома калия

Атом калия состоит из положительно заряженного ядра (+19), внутри которого есть 19 протонов и 20 нейтронов, а вокруг, по 4-м орбитам движутся 19 электронов.

Рис.1. Схематическое строение атома калия.

Распределение электронов по орбиталям выглядит следующим образом:

1s22s22p63s23p64s1.

Внешний энергетический уровень атома калия содержит 1 электрон, который является валентным. Степень окисления калия равна +1. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Возбужденного состояния, несмотря на наличие вакантных 3p— и 3d-орбиталей нет.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

электронные структуры атомов

ЭЛЕКТРОННЫЕ КОНСТРУКЦИИ

 

На этой странице рассказывается, как писать электронные структуры атомов, используя обозначения s, p и d. Предполагается, что вы знаете о простых атомных орбиталях - по крайней мере, в том, как они названы, и их относительные энергии. Если вы хотите посмотреть на электронные структуры простых одноатомных ионов (таких как Cl - , Ca 2+ и Cr 3+ ), вы найдете ссылку внизу страницы.


Важно! Если вы еще не читали страницу об атомных орбиталях, вам следует перейти по этой ссылке, прежде чем идти дальше.


Электронное строение атомов

Связь орбитального заполнения с Периодической таблицей


Примечание: На некоторых экранах V для ванадия (элемент 23) может выглядеть как Y.Это не ошибка, а результат преобразования моей исходной диаграммы в изображение в формате gif более низкого качества для эффективного использования в Интернете.


UK учебных программ для 16-18-летних, как правило, останавливается на криптоне, когда дело доходит до написания электронных структур, но возможно, что вас могут попросить структуры для элементов вплоть до бария. После бария вы должны беспокоиться о f-орбиталях, а также о s, p и d-орбиталях - и это проблема химии на более высоком уровне.Важно, чтобы вы просматривали прошлые экзаменационные работы, а также свою программу, чтобы вы могли оценить, насколько сложными могут быть вопросы.

На этой странице подробно рассматриваются элементы в сокращенной версии Периодической таблицы выше, а затем показано, как вы могли бы разработать структуры некоторых более крупных атомов.


Важно! У вас должна быть копия программы и копии недавних экзаменационных работ. Если вы изучаете учебную программу в Великобритании и не получили ее, перейдите по этой ссылке, чтобы узнать, как их получить.


Первый период

Водород имеет свой единственный электрон на орбите 1s - 1s 1 , а у гелия первый уровень полностью заполнен - ​​ 1s 2 .

Второй период

Теперь нам нужно начать заполнение второго уровня, а значит, начать второй период. Электрон лития переходит на 2s-орбиталь, потому что он имеет меньшую энергию, чем 2p-орбитали.Литий имеет электронную структуру 1s 2 2s 1 . Бериллий добавляет к этому же уровню второй электрон - 1s 2 2s 2 .

Теперь начинают заполняться 2p уровни. Все эти уровни имеют одинаковую энергию, поэтому электроны сначала входят поодиночке.

1320 9
B 1s 2 2s 2 2p x 1
C 1s 2 2s 2 2p x

2 1 2p y 1

N 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1

Примечание: Орбитали, на которых происходит что-то новое, выделены жирным шрифтом.Обычно вы не записываете их иначе, чем другие орбитали.


Следующие электроны, которые войдут, должны будут образовать пары с уже существующими.

1 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 1
O 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 1 2p z 1
F
Ne 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2

Вы можете видеть, что писать полные электронные структуры атомов по мере увеличения числа электронов становится все более утомительно.Есть два способа обойти это, и вы должны знать оба.

Shortcut 1: Все различные p-электроны можно объединить в одну группу. Например, фтор можно записать как 1s 2 2s 2 2p 5 , а неон - как 1s 2 2s 2 2p 6 .

Это то, что обычно происходит, если электроны находятся во внутреннем слое. Если электроны находятся на уровне связи (те, что снаружи атома), они иногда записываются сокращенно, иногда полностью.Не беспокойся об этом. Будьте готовы встретиться с любой версией, но если вас спросят об электронной структуре чего-либо на экзамене, запишите ее полностью, показывая все орбитали p x , p y и p z на внешнем уровне отдельно. ,

Например, хотя мы еще не познакомились с электронной структурой хлора, вы могли бы записать ее как 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p x 2 3p y 2 3p z 1 .

Обратите внимание, что все 2p-электроны сгруппированы вместе, а 3p-электроны показаны полностью. Логика заключается в том, что 3p-электроны будут участвовать в связывании, потому что они находятся вне атома, тогда как 2p-электроны похоронены глубоко в атоме и на самом деле не представляют интереса.

Shortcut 2: Вы можете объединить всех внутренних электронов вместе, используя, например, символ [Ne]. В этом контексте [Ne] означает электронная структура неона - другими словами: 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 You не будет делать этого с гелием, потому что для записи [He] требуется больше времени, чем для 1s 2 .

На этом основании структура хлора будет записана [Ne] 3s 2 3p x 2 3p y 2 3p z 1 .

Третий период

У неона все орбитали второго уровня заполнены, поэтому после этого мы должны начать третий период с натрием. Схема заполнения теперь точно такая же, как и в предыдущем периоде, за исключением того, что теперь все происходит на 3-м уровне.

Например:


Примечание: Убедитесь, что вы можете это сделать. Закройте текст, а затем разработайте эти структуры для себя. Затем проделайте все остальное в этот период. Когда вы закончите, сравните свои ответы с соответствующими элементами предыдущего периода. Ваши ответы должны быть такими же, за исключением следующего уровня.


Начало четвертого периода

На данный момент не все трехуровневые орбитали заполнены - трехмерные уровни еще не использовались.Но если вы вернетесь к энергиям орбиталей, вы увидите, что следующая самая низкая энергетическая орбиталь - это 4s, так что она заполняется следующей.

K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
Ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2

Имеются убедительные доказательства этого в сходстве химии таких элементов, как натрий (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) и калий (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 )

Внешний электрон управляет их свойствами, и этот электрон находится на одной и той же орбитали в обоих элементах.Это было бы не так, если бы внешний электрон в калии был 3d 1 .

s- и p-блочные элементы

Все элементы группы 1 Периодической таблицы имеют внешнюю электронную структуру ns 1 (где n - число от 2 до 7). Все элементы группы 2 имеют внешнюю электронную структуру ns 2 . Элементы в группах 1 и 2 описываются как элементы s-блока.

Элементы из группы 3 (группа бора) и благородных газов имеют внешние электроны на p-орбиталях.Затем они описываются как p-блочные элементы.


Примечание: Если вы используете текущую систему IUPAC (Международный союз теоретической и прикладной химии) для групповой нумерации, вы, вероятно, будете знать, что я называю Группой 3 как Группой 13. Здесь обсуждаются мои причины, по которым я не использую систему IUPAC. в разделе "Вопросы и комментарии".


D-образные элементы

Мы разрабатываем электронные структуры атомов, используя принцип Aufbau («наращивание»).Итак, мы получили кальций со структурой 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

Уровень 4s теперь заполнен, и структуры следующих атомов показывают, что электроны постепенно заполняют 3-й уровень. Они известны как элементы d-блока.

Как только трехмерные орбитали заполнятся, следующие электроны переходят на 4р-орбитали, как и следовало ожидать.

элементов d-блока - это элементы, в которых последний электрон, который будет добавлен к атому с использованием принципа Ауфбау, находится на d-орбитали.

Первая серия содержит элементы от скандия до цинка, которые на экзамене GCSE вы, вероятно, назвали переходными элементами или переходными металлами. Термины «элемент перехода» и «элемент d-блока» не имеют одинакового значения, но в данном контексте это не имеет значения.


Если вам интересно: Переходный элемент определяется как элемент, который имеет частично заполненных d-орбиталей либо в элементе, либо в любом из его соединений.Цинк (в правом конце d-блока) всегда имеет полностью полный 3-й уровень (3d 10 ) и поэтому не считается переходным элементом.

Некоторые учебные программы Великобритании используют более ограничительное определение, которое определяет переходный металл как металл, который имеет один или несколько стабильных ионов с частично заполненными d-орбиталями. Вам не нужно беспокоиться об этом, пока вы не изучите химию переходных металлов.



d-электронов почти всегда описываются как, например, d 5 или d 8 , а не записываются как отдельные орбитали.Помните, что существует пять d-орбиталей, и что электроны будут населять их по отдельности, насколько это возможно. До 5 электронов самостоятельно займут орбитали. После этого им придется разделиться на пары.

d 5 означает

d 8 означает

Обратите внимание, что все трехуровневые орбитали записываются вместе - с 4s-электронами, записанными в конце электронной структуры.

Sc 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2
Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2
V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2
Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 1

Ой! Хром нарушает последовательность.В хроме электроны на 3d- и 4s-орбиталях перестраиваются так, что на каждой орбитали находится по одному электрону. Было бы удобно, если бы последовательность была аккуратной - но это не так!

А у цинка процесс заполнения d-орбиталей завершен.

Заполнение до конца периода 4

Следующие орбитали, которые будут использоваться, - это 4p, и они заполняются точно так же, как 2p или 3p. Мы вернулись к элементам p-блока от галлия до криптона.Бром, например, равен 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p x 2 4p y 2 4p z 1 .


Полезное упражнение: Определите электронные структуры всех элементов от галлия до криптона. Вы можете проверить свои ответы, сравнив их с элементами, находящимися прямо над ними в Периодической таблице.Например, галлий будет иметь такое же расположение электронов внешнего уровня, что и бор или алюминий, за исключением того, что внешние электроны галлия будут находиться на 4-уровне.


Сводка

Запись электронной структуры элемента от водорода до криптона

  • Используйте Периодическую таблицу, чтобы найти атомный номер и, следовательно, количество электронов.

  • Заполните орбитали в порядке 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p - пока у вас не закончатся электроны.3-й - неудобный - запомните это особо. Заполните p- и d-орбитали по отдельности, насколько это возможно, прежде чем объединять электроны.

  • Помните, что хром и медь имеют электронные структуры, которые нарушают структуру в первом ряду d-блока.

 

Запись электронной структуры больших элементов s- или p-блока


Примечание: Мы намеренно исключаем элементы d-блока, кроме первой строки, которую мы уже подробно рассмотрели.Картина неудобных структур отличается в других рядах. Это проблема для степени.


Сначала определите количество внешних электронов. Вполне вероятно, что это все, что вас все равно попросят сделать.

Количество внешних электронов такое же, как и номер группы. (Благородные газы здесь представляют собой небольшую проблему, потому что их обычно называют группой 0, а не группой 8. У гелия 2 внешних электрона, у остальных - 8.) Все элементы в группе 3, например, имеют 3 электрона на внешнем уровне. При необходимости поместите эти электроны на s- и p-орбитали. Орбитали какого уровня? Подсчитайте периоды в Периодической таблице (не забывая тот, в котором есть H и He).

Йод находится в группе 7 и, следовательно, имеет 7 внешних электронов. Он находится в пятом периоде, поэтому его электроны будут на 5s и 5p орбиталях. Йод имеет внешнюю структуру 5s 2 5p x 2 5p y 2 5p z 1 .

А как насчет внутренних электронов, если их тоже нужно вычислить? Уровни 1, 2 и 3 будут заполнены, как и уровни 4, 4 и 4. Уровни 4f не заполняются до тех пор, пока вас не спросят на A'level. Просто забудьте о них! Это дает полную структуру: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p x 2 5p y 2 5p z 1 .

Когда вы закончите, посчитайте все электроны, чтобы убедиться, что они совпадают с атомным номером. Не забудьте сделать эту проверку - легко пропустить выход на орбиту, когда все усложняется.

Барий находится в группе 2 и поэтому имеет 2 внешних электрона. Это в шестом периоде. Барий имеет внешнюю структуру 6s 2 .

Включая все внутренние уровни: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 2 .

Было бы легко включить 5d 10 по ошибке, но уровень d всегда заполняет после следующего уровня s - так что 5d заполняется через 6 секунд так же, как 3d заполняется через 4 секунды. Если вы посчитаете количество электронов, вы легко заметите эту ошибку, потому что их будет на 10 больше.


Примечание: Не беспокойтесь об этих сложных конструкциях. Вам нужно знать, как их решать в принципе, но ваши экзаменаторы с гораздо большей вероятностью попросят у вас что-нибудь простое, например серу или железо.


 

Куда бы вы сейчас хотели пойти?

К разработке электронных структур ионов. , ,

В меню атомарных свойств. , ,

В меню атомарной структуры и связей. , ,

В главное меню. , ,

 

© Джим Кларк 2000 (последнее изменение - октябрь 2012 г.)

.

6.4 Электронная структура атомов (электронные конфигурации) - химия 2e

Перейти к содержанию Химия 2e Химия 2e6.4 Электронная структура атомов (электронные конфигурации) ОглавлениеМои основные моментыПечать Оглавление
  1. Предисловие
  2. 1 Основные идеи
    1. Введение
    2. 1.1 в контексте
    3. 1.2 Фазы и классификация вещества
    4. 1.3 Физические и химические свойства
    5. 1.4 Измерения
    6. 1.5 Погрешность, точность и прецизионность измерений
    7. 1.6 Математическая обработка результатов измерений
    8. Ключевые термины
    9. Ключевые уравнения
    10. Резюме
    11. Упражнения
  3. 2 Атомы, молекулы и ионы
    1. Введение 2.1
    2. Первые идеи Атомная теория
    3. 2.2 Эволюция атомной теории
    4. 2.3 Атомная структура и символика
    5. 2.4 Химические формулы
    6. 2.5 Периодическая таблица
    7. 2.6 Молекулярные и ионные соединения
    8. 2.7 Химическая номенклатура
    9. Ключевые термины
    10. Ключевые уравнения
    11. Резюме
    12. Упражнения
  4. 3 Состав веществ и растворов
    1. Введение
    2. 3.1 Формула
    3. Определение массы и молекулы 9 Эмпирические и молекулярные формулы
    4. 3.3 Молярность
    5. 3.4 Другие единицы для концентраций растворов
    6. Ключевые термины
    7. Ключевые уравнения
    8. Резюме
    9. Упражнения
  5. 4 Стехиометрия химических реакций
    1. Введение
    2. 4.1 Написание и балансировка химических уравнений
    3. 4.2 Классификация химических реакций
    4. 4.3 Стехиометрия реакции
    5. 4.4 Выходы реакций
    6. 4.5 Количественный химический анализ
    7. Ключевые термины
    8. Ключевые уравнения
    9. Резюме
    10. Упражнения
    9000ochemistry
  6. Введение
  7. 5.1 Основы энергетики
  8. 5.2 Калориметрия
  9. 5.3 Энтальпия
  10. Ключевые термины
  11. Ключевые уравнения
  12. Резюме
  13. Упражнения
  • 6 Электронная структура и периодические свойства элементов
    1. Введение
    2. 6.1 Электромагнитная энергия
    3. 6.2 Модель Бора
    4. 6.3 Развитие квантовой теории
    5. 6.4 Электронная структура атомов (электронные конфигурации)
    6. 6.5 Периодические изменения свойств элементов
    7. Ключевые термины
    8. Ключевые уравнения
    9. Резюме
    10. Упражнения
  • 7 Химическая связь и молекулярная геометрия
    1. Введение
    2. 7.1 Ионная связь
    3. 7.2 Ковалентная связь
    4. 7.3 Символы и структуры Льюиса
    5. 7.4 Формальные заряды и резонанс
    6. 7.5 Сила ионных и ковалентных связей
    7. 7.6 Молекулярная структура и полярность
    8. Ключевые термины
    9. Ключевые уравнения
    10. Резюме
    11. Упражнения
    Ковалентное связывание
    1. Введение
    2. 8.1 Теория валентной связи
    3. 8.2 Гибридные атомные орбитали
    4. 8.3 Множественные связи
    5. 8.4 Молекулярная орбитальная теория
    6. Ключевые термины
    7. Ключевые уравнения
    8. Сводка
    9. Введение
    10. 9.1 Давление газа
    11. 9.2 Соотношение давления, объема, количества и температуры: закон идеального газа
    12. 9.3 Стехиометрия газообразных веществ, смесей и реакций
    13. 9.4 Истечение и диффузия газов
    14. 9.5 Кинетико-молекулярная теория
    15. 9.6 Неидеальное поведение газа
    16. Ключевые термины
    17. Ключевые уравнения
    18. Резюме
    19. Упражнения
  • 10 Жидкости и твердые тела
    1. Введение
    2. 10.1 Межмолекулярные силы
    3. 10.2 Свойства жидкостей
    4. 10.3 Фазовые переходы
    5. 10.4 Фазовые диаграммы
    6. 10.5 Твердое состояние вещества
    7. 10.6 Структуры решеток в кристаллических твердых телах
    8. Ключевые термины
    9. Ключевые уравнения
    10. Резюме
    11. 900 и коллоиды
      1. Введение
      2. 11.1 Процесс растворения
      3. 11.2 Электролиты
      4. 11.3 Растворимость
      5. 11.4 Коллигативные свойства
      6. 11.5 Коллоиды
      7. Ключевые термины
      8. Ключевые уравнения
      9. Резюме
      10. Упражнения
    12. 12 Кинетика
      1. Введение
      2. 12.1 Скорость химических реакций
      3. 12.2 Факторы, влияющие на скорость реакции
      4. Закон интегрированной скорости
      5. 12.3
      6. 12.5 Теория столкновений
      7. 12.6 Реакционные механизмы
      8. 12.7 Катализ
      9. Ключевые термины
      10. Ключевые уравнения
      11. Резюме
      12. Упражнения
    13. 13 Основные концепции равновесия
      1. Введение 13
      2. .1 Химическое равновесие
      3. 13.2 Константы равновесия
      4. 13.3 Сдвиг равновесия: принцип Ле Шателье
      5. 13.4 Расчеты равновесия
      6. Ключевые термины
      7. Ключевые уравнения
      8. Резюме
      9. Упражнения
            1. 14.1 Кислоты и основания Бренстеда-Лоури
            2. 14.2 pH и pOH
            3. 14.3 Относительная сила кислот и оснований
          ,

          6.4: Электронная структура атомов (электронные конфигурации)

          Цели обучения

          • Вывести предсказанные электронные конфигурации атомов в основном состоянии
          • Выявление и объяснение исключений из предсказанных электронных конфигураций для атомов и ионов
          • Связать электронные конфигурации с классификациями элементов в периодической таблице

          Введя основы атомной структуры и квантовой механики, мы можем использовать наше понимание квантовых чисел, чтобы определить, как атомные орбитали связаны друг с другом.Это позволяет нам определить, какие орбитали заняты электронами в каждом атоме. Конкретное расположение электронов на орбиталях атома определяет многие химические свойства этого атома.

          Энергии орбит и атомная структура

          Энергия атомных орбиталей увеличивается с увеличением главного квантового числа \ (n \). В любом атоме с двумя или более электронами из-за отталкивания электронов энергии подоболочек с разными значениями \ (l \) различаются, так что энергия орбиталей внутри оболочки увеличивается в порядке s < p < d < f. На рисунке \ (\ PageIndex {1} \) показано, как соотносятся эти две тенденции увеличения энергии. Орбиталь 1 s в нижней части диаграммы - это орбиталь с электронами с наименьшей энергией. Энергия увеличивается по мере продвижения к орбиталям 2 s , а затем 2 p , 3 p и 3 p , показывая, что увеличение значения n оказывает большее влияние на энергию, чем увеличение l. Значение для малых атомов. Однако эта картина не верна для более крупных атомов.Орбиталь 3 d по энергии выше, чем орбиталь 4 s . Такие совпадения продолжают происходить часто по мере того, как мы движемся вверх по графику.

          Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): Обобщенная диаграмма уровней энергии для атомных орбиталей в атоме с двумя или более электронами (не в масштабе).

          Электроны в следующих друг за другом атомах периодической таблицы обычно сначала заполняют низкоэнергетические орбитали. Таким образом, многих студентов сбивает с толку тот факт, что, например, орбитали 5 p заполняются сразу после 4 d и непосредственно перед 6 s .Порядок заполнения основан на наблюдаемых экспериментальных результатах и ​​подтвержден теоретическими расчетами. По мере увеличения главного квантового числа n размер орбитали увеличивается, и электроны проводят больше времени на удалении от ядра. Таким образом, притяжение к ядру слабее, а энергия, связанная с орбиталью, выше (менее стабилизирована). Но это не единственный эффект, который мы должны учитывать. Внутри каждой оболочки по мере увеличения значения l электроны становятся менее проникающими (что означает меньшую электронную плотность, обнаруженную вблизи ядра), в порядке s > p > d > f ,Электроны, которые находятся ближе к ядру, слегка отталкивают электроны, которые находятся дальше, немного компенсируя более доминирующее электронно-ядерное притяжение (напомним, что все электроны имеют заряд −1, но ядра имеют заряды + Z ). Это явление называется экранированием и будет обсуждаться более подробно в следующем разделе. Электроны на орбиталях, которые испытывают большую защиту, менее стабилизированы и, следовательно, имеют более высокую энергию. Для малых орбиталей (1 с по 3 p ) увеличение энергии за счет n более значительно, чем увеличение за счет l ; однако для более крупных орбиталей эти две тенденции сопоставимы и не могут быть просто предсказаны.Обсудим методы запоминания соблюдаемого порядка.

          Расположение электронов на орбиталях атома называется электронной конфигурацией атома. Мы описываем электронную конфигурацию с помощью символа, который содержит три части информации (Рисунок \ (\ PageIndex {2} \)):

          1. Номер главной квантовой оболочки, n ,
          2. Буква, обозначающая орбитальный тип (подоболочка, l ), и
          3. Надстрочный индекс, обозначающий количество электронов в данной подоболочке.

          Например, запись 2 p 4 (читается как «два – p – четыре») указывает на четыре электрона в подоболочке p ( l = 1) с главным квантовым числом ( n ) of 2. Обозначение 3 d 8 (читается как «три – d – восемь») указывает восемь электронов в подоболочке d (т. е. l = 2) основной оболочки, для которых n = 3.

          Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): На схеме электронной конфигурации указывается подоболочка (значения n и l с буквенным символом) и верхний индекс количества электронов.

          Принцип Aufbau

          Чтобы определить электронную конфигурацию для любого конкретного атома, мы можем «построить» структуры в порядке атомных номеров. Начиная с водорода и продолжая через периоды периодической таблицы, мы добавляем по одному протону к ядру и по одному электрону к соответствующей подоболочке, пока мы не описываем электронные конфигурации всех элементов. Эта процедура называется принципом Aufbau, от немецкого слова Aufbau («строить»).Каждый добавленный электрон занимает подоболочку с наименьшей доступной энергией (в порядке, показанном на рисунке \ (\ PageIndex {3} \)), с учетом ограничений, налагаемых разрешенными квантовыми числами в соответствии с принципом исключения Паули. Электроны попадают в подоболочки с более высокой энергией только после того, как подоболочки с более низкой энергией заполнены до отказа. Рисунок \ (\ PageIndex {3} \) иллюстрирует традиционный способ запоминания порядка заполнения атомных орбиталей.

          Рисунок \ (\ PageIndex {3} \): стрелка проходит через каждую подоболочку в соответствующем порядке заполнения для электронных конфигураций.Эту диаграмму легко построить. Просто создайте столбец для всех s орбиталей с каждой n оболочкой в ​​отдельной строке. Повторите для p, d и f. Обязательно включайте только орбитали, разрешенные квантовыми числами (без 1p, 2d и т. Д.). Наконец, проведите диагональные линии сверху вниз, как показано.

          Поскольку устройство периодической таблицы основано на электронных конфигурациях, рисунок \ (\ PageIndex {4} \) предоставляет альтернативный метод определения электронной конфигурации. Порядок заполнения просто начинается с водорода и включает каждую подоболочку по мере увеличения порядка Z .Например, после заполнения блока 3 p до Ar, мы видим, что орбиталь будет равна 4s (K, Ca), за которой следуют орбитали 3 d .

          Рисунок \ (\ PageIndex {4} \): В этой периодической таблице показана электронная конфигурация каждой подоболочки. Эта таблица, «построенная» из водорода, может использоваться для определения электронной конфигурации любого атома периодической таблицы.

          Теперь мы построим электронную конфигурацию в основном состоянии и орбитальную диаграмму для набора атомов в первом и втором периодах периодической таблицы.Орбитальные диаграммы - это наглядные изображения электронной конфигурации, показывающие отдельные орбитали и расположение пар электронов. Начнем с одного атома водорода (атомный номер 1), который состоит из одного протона и одного электрона. Ссылаясь на рисунок \ (\ PageIndex {3} \) или \ (\ PageIndex {4} \), мы ожидаем найти электрон на орбите 1 s . По соглашению, значение \ (m_s = + \ dfrac {1} {2} \) обычно заполняется первым. Электронная конфигурация

          .

          Смотрите также