Какова электронная конфигурация 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!

Каковы электронная конфигурация, орбитальная диаграмма и обозначение благородного газа калия?

Химия
Наука
  • Анатомия и физиология
  • астрономия
  • астрофизика
  • Биология
  • Химия
  • наука о планете Земля
  • Наука об окружающей среде
  • Органическая химия
  • физика
.

Электронная конфигурация | The Atom

4.6 Электронная конфигурация (ESABE)

Энергия электронов (ESABF)

Электроны в атоме все имеют одинаковый заряд и одинаковую массу, но каждый электрон имеет разное количество энергии . Электроны с наименьшей энергией находятся ближе всего к ядру (где сила притяжения положительно заряженного ядра максимальна), а электроны с энергией выше (и способны преодолеть силу притяжения ядра) находятся еще дальше.

Электронная система (ESABG)

Мы начнем с очень простого представления о расположении или конфигурации электронов вокруг атома. Эта точка зрения просто утверждает, что электроны расположены на энергетических уровнях (или оболочках) вокруг ядра атома. Эти уровни энергии пронумерованы 1, 2, 3 и т. Д. Электроны, которые находятся на первом уровне энергии (уровень энергии 1), находятся ближе всего к ядру и будут иметь самую низкую энергию. Электроны, находящиеся дальше от ядра, будут иметь более высокую энергию.

В следующих примерах уровни энергии показаны в виде концентрических кругов вокруг центрального ядра. Для этих диаграмм важно знать, что первый энергетический уровень может содержать 2 электрона, второй энергетический уровень может содержать 8 электронов, а третий энергетический уровень может содержать 8 электронов.

  1. Литий

    Литий (\ (\ text {Li} \)) имеет атомный номер 3, что означает, что в нейтральном атоме количество электронов также будет 3.Первые два электрона находятся на первом энергетическом уровне, а третий электрон находится на втором энергетическом уровне (рис. 4.7).

    Рис. 4.7: Электронное устройство атома лития.

  2. фтор

    Фтор (\ (\ text {F} \)) имеет атомный номер 9, что означает, что нейтральный атом также имеет 9 электронов. Первые 2 электрона находятся на первом энергетическом уровне, а остальные 7 находятся на втором энергетическом уровне (Рисунок 4.8).

    Рисунок 4.8: Электронное расположение атома фтора.

  3. Неон

    Неон (\ (\ text {Ne} \)) имеет атомный номер 10, что означает, что нейтральный атом также имеет 10 электронов. Первые 2 электрона находятся на первом энергетическом уровне, а последние 8 - на втором энергетическом уровне. (Рисунок 4.9).

    Рис. 4.9: Электронное устройство атома неона.

Но ситуация несколько сложнее.В пределах каждого энергетического уровня электроны движутся по орбиталям . Орбиталь определяет пространства или области, в которых движутся электроны.

Атомная орбиталь

Атомная орбиталь - это область, в которой электрон может находиться вокруг отдельного атома.

Первый энергетический уровень содержит только одну s-орбиталь, второй энергетический уровень содержит одну s-орбиталь и три p-орбитали, а третий энергетический уровень содержит одну s-орбиталь и три p-орбитали (а также пять d-орбиталей).В пределах каждого энергетического уровня s-орбиталь имеет более низкую энергию, чем p-орбитали. Это расположение показано на рисунке 4.10.

Рис. 4.10: Положение первых десяти орбиталей атома на энергетической диаграмме.

Каждый блок на рисунке 4.10 может удерживать два электрона. Это означает, что s-орбиталь может содержать два электрона, тогда как p-орбиталь может содержать в общей сложности шесть электронов, по два в каждом из трех блоков.

Эта диаграмма также помогает нам, когда мы разрабатываем электронную конфигурацию элемента.Электронная конфигурация элемента - это расположение электронов в оболочках и подоболочках. Есть несколько рекомендаций по разработке электронной конфигурации. Это:

  • Каждая орбиталь может содержать только двух электронов . Электроны, которые встречаются вместе на орбитали, называются парой электронов .

  • Электрон всегда будет пытаться войти на орбиталь с минимально возможной энергией.

  • Электрон будет занимать орбиталь самостоятельно, а не делить орбиталь с другим электроном. Электрон также предпочел бы занять орбиталь с более низкой энергией с другим электроном, прежде чем занять орбиталь с более высокой энергией. Другими словами, в пределах одного энергетического уровня электроны заполнят s-орбиталь, прежде чем начнут заполнять p-орбитали.

  • Подоболочка может содержать 2 электрона

  • Подоболочка p может содержать 6 электронов

Способ, которым электроны расположены в атоме, называется его электронной конфигурацией .

Когда на орбитали два электрона, они называются парой электронов . Если на орбитали только один электрон, говорят, что этот электрон неспаренный электрон . Электронные пары показаны стрелками, указывающими в противоположных направлениях.

Электронная конфигурация

Электронная конфигурация - это расположение электронов в атоме, молекуле или другой физической структуре.

Диаграммы Aufbau (ESABH)

Электронная конфигурация элемента может быть представлена ​​с помощью диаграмм Aufbau, или диаграмм уровней энергии.На диаграмме Ауфбау стрелки обозначают электроны. Вы можете использовать следующие шаги, чтобы помочь вам нарисовать диаграмму Ауфбау:

  1. Определите количество электронов в атоме.

  2. Заполните s-орбиталь на первом уровне энергии (1s-орбиталь) первыми двумя электронами.

  3. Заполните s-орбиталь на втором уровне энергии (2s-орбиталь) вторыми двумя электронами.

  4. Поместите по одному электрону на каждую из трех p-орбиталей второго энергетического уровня (2p-орбитали), а затем, если электроны все еще остались, вернитесь и поместите второй электрон на каждую из 2p-орбиталей, чтобы сформировать электронные пары.

  5. Продолжайте таким образом через каждый из последовательных уровней энергии, пока не будут втянуты все электроны.

Вы можете думать о диаграммах Aufbau как о людях, садящихся в автобус или поезд.Сначала люди будут сидеть на пустых местах с пустыми местами между ними и другими людьми (если они не знают людей, и тогда они будут сидеть рядом с ними). Это самая низкая энергия. Когда все места будут заполнены таким образом, все остальные люди будут вынуждены сесть рядом с кем-то. Это выше по энергии. По мере того, как автобус или поезд наполняется еще больше, людям приходится вставать, чтобы влезть в них. Это высшая энергия.

Aufbau в переводе с немецкого означает «строительство». Ученые использовали этот термин, потому что это именно то, что мы делаем, когда разрабатываем электронную конфигурацию, мы строим структуру атомов.

Правило Хунда и принцип Паули

Иногда люди ссылаются на правило Хунда для электронной конфигурации. Это правило просто говорит, что электроны предпочли бы быть в подоболочке сами по себе, чем делить подоболочку. Вот почему, когда вы заполняете подоболочки, вы помещаете по одному электрону в каждую подоболочку, а затем возвращаетесь и заполняете подоболочку перед переходом на следующий энергетический уровень.

Принцип исключения Паули просто гласит, что у электронов есть свойство, известное как спин, и что два электрона в подоболочке не будут вращаться одинаково.{6} \). Диаграмма Aufbau:

Когда мы рисуем орбитали, мы рисуем фигуру, имеющую границу (т.е. замкнутую фигуру). Это расстояние от ядра, на котором мы \ (\ text {95} \% \) уверены, что найдем электроны. На самом деле электроны атома можно было найти на любом расстоянии от ядра.

Орбитальные формы (ESABJ)

Каждая из орбиталей имеет разную форму. Орбитали s имеют сферическую форму, а орбитали p имеют форму гантели.

Рисунок 4.13: Орбитальные формы. Слева направо: s-орбиталь, p-орбиталь, три p-орбитали

.

Остовные и валентные электроны (ЭСАБК)

Электроны на внешнем энергетическом уровне атома называются валентными электронами . Электроны, которые находятся в энергетических оболочках ближе к ядру, называются остовными электронами . Основные электроны - это все электроны в атоме, за исключением валентных электронов. Элемент с полным уровнем валентной энергии на более стабилен, и с меньшей вероятностью будет реагировать на , чем другие элементы с неполным уровнем валентной энергии.

Валентные электроны

Электроны на внешнем энергетическом уровне атома.

Основные электроны

Все электроны в атоме, кроме валентных электронов.

Вы справитесь! Позвольте нам помочь вам учиться с умом для достижения ваших целей. Siyavula Practice подскажет вам, как вы задаете вопросы в Интернете.

Зарегистрируйтесь, чтобы улучшить свои оценки

Ядро и валентные электроны

Упражнение 4.4

Заполните следующую таблицу:

Элемент или ион

Электронная конфигурация

Электроны ядра

Валентные электроны

K (} \ (} \ (} )

Гелий (\ (\ text {He} \))

Ион кислорода (\ (\ text {O} ^ {2 -} \))

Ион магния (\ (\ text {Mg} ^ {2 +} \))

Решение еще не доступно

Важность понимания электронной конфигурации (ESABL)

На этом этапе у вас может возникнуть вопрос, почему для вас важно понимать, как электроны расположены вокруг ядра атома.Помните, что во время химических реакций, когда атомы контактируют друг с другом, первыми будут взаимодействовать электронов этих атомов. Более конкретно, это валентных электрона и атомов, которые будут определять, как они реагируют друг с другом.

Чтобы продвинуться дальше, атом наиболее стабилен (и, следовательно, нереактивен, ), когда все его орбитали заполнены. С другой стороны, атом наименее стабилен (и, следовательно, реактивных ), когда его орбитали валентных электронов не заполнены.Это станет более понятным, когда мы продолжим рассмотрение химической связи в следующей главе. Проще говоря, валентные электроны в значительной степени ответственны за химическое поведение элемента, а элементы, которые имеют одинаковое количество валентных электронов, часто имеют схожие химические свойства.

Самые стабильные конфигурации - это те, которые имеют полный уровень энергии. Эти конфигурации встречаются в благородных газах. Благородные газы - очень стабильные элементы, которые не реагируют легко (если вообще реагируют) с любыми другими элементами.Это связано с полным уровнем энергии. Все элементы хотят достичь наиболее стабильных электронных конфигураций, то есть все элементы хотят быть благородными газами. Этот принцип стабильности иногда называют правилом октетов. Октет - это набор из 8, а количество электронов на полном уровне энергии равно 8.

Испытания пламенем

Цель

Чтобы определить, какого цвета катион металла вызывает пламя.

Аппарат

  • Стекло часов

  • Горелка Бунзена

  • метанол

  • зубочистки (или палочки для шампуров)

  • солей металлов (например,грамм. \ (\ text {NaCl} \), \ (\ text {CuCl} _ {2} \), \ (\ text {CaCl} _ {2} \), \ (\ text {KCl} \) и т. д. )

  • металлические порошки (например, медь, магний, цинк, железо и т. Д.)

Будьте осторожны при работе с горелками Бунзена, так как вы легко можете обжечься. Убедитесь, что все шарфы / свободная одежда надежно заправлены, а длинные волосы собраны назад. Убедитесь, что вы работаете в хорошо вентилируемом помещении и что рядом с открытым огнем нет ничего легковоспламеняющегося.

Метод

Для каждой соли или порошка выполните следующие действия:

  1. Окуните чистый зубочиститель в метанол

  2. Окуните зубочистку в соль или порошок

  3. Проведите зубочисткой сквозь пламя горелки Бунзена. Не держите зубочистку в огне, а лучше махайте ею взад и вперед через пламя.

  4. Посмотрите, что происходит

Результаты

Запишите результаты в таблицу, указав соль металла и цвет пламени.

Заключение

Вы должны были заметить разные цвета для каждой из солей и порошков металлов, которые вы тестировали.

Вышеупомянутый эксперимент по испытанию пламенем относится к линейчатым спектрам излучения металлов. Эти линейчатые спектры излучения являются прямым результатом расположения электронов в металлах. Каждая металлическая соль имеет пламя уникального цвета.

Вы справитесь! Позвольте нам помочь вам учиться с умом для достижения ваших целей. Siyavula Practice подскажет вам, как вы задаете вопросы в Интернете.

Зарегистрируйтесь, чтобы улучшить свои оценки

Энергетические диаграммы и электроны

Упражнение 4.5

Нарисуйте диаграммы Ауфбау, чтобы показать электронную конфигурацию каждого из следующих элементов:

  1. магний
  2. калий
  3. сера
  4. неон
  5. азот

Используя правила построения диаграмм Ауфбау, получаем следующее.

  1. Магний имеет 12 электронов.Итак, мы начинаем с энергетического уровня 1 и помещаем в него 2 электрона. Затем мы переходим на второй уровень энергии, который имеет 2s и 2p орбитали. Этот уровень может содержать 8 электронов. Суммирование всего использованного количества электронов дает 10 электронов. Итак, мы должны поместить еще два электрона, и они перейдут на третий уровень.

  2. Калий имеет 19 электронов. Получаем:

  3. Сера имеет 14 электронов, поэтому мы получаем:

  4. Неон имеет 10 электронов, поэтому получаем:

  5. Азот имеет 7 электронов, поэтому получаем:

Используйте нарисованные вами диаграммы Aufbau, чтобы заполнить следующую таблицу:

Элемент No.уровней энергии Кол-во электронов Кол-во валентных электронов Электронная конфигурация (стандартное обозначение)
\ (\ text {Mg} \)
\ (\ text {K} \)
\ (\ text {S} \)
\ (\ text {Ne} \)
\ (\ text {N} \)

Уровни энергии указаны цифрами над полями, поэтому 1, 2, 3 и т. Д.{3} \)

Расположите элементы, использованные выше, в порядке , увеличивая реактивность . Объясните причины отданного вами приказа.

Решение пока недоступно.

.

Electronic Configurations Intro - Chemistry LibreTexts

Электронная конфигурация атома представляет собой расположение электронов, распределенных между орбитальными оболочками и подоболочками. Обычно электронная конфигурация используется для описания орбиталей атома в его основном состоянии, но ее также можно использовать для представления атома, который ионизировался в катион или анион, компенсируя потерю или усиление электронов в их последующих орбитали. Многие из физических и химических свойств элементов можно соотнести с их уникальными электронными конфигурациями.Валентные электроны, электроны во внешней оболочке, являются определяющим фактором уникального химического состава элемента.

Введение

Перед тем, как отнести электроны атома к орбиталям, необходимо ознакомиться с основными концепциями электронных конфигураций. Каждый элемент Периодической таблицы состоит из атомов, состоящих из протонов, нейтронов и электронов. Электроны обладают отрицательным зарядом и находятся вокруг ядра атома на электронных орбиталях, определяемых как объем пространства, в котором электрон может быть найден с вероятностью 95%.Четыре разных типа орбиталей (s, p, d и f) имеют разные формы, и одна орбиталь может содержать максимум два электрона. Орбитали p, d и f имеют разные подуровни, поэтому могут содержать больше электронов.

Как уже говорилось, электронная конфигурация каждого элемента уникальна для его положения в периодической таблице. Уровень энергии определяется периодом, а количество электронов определяется атомным номером элемента. Орбитали на разных энергетических уровнях похожи друг на друга, но занимают разные области в космосе.Обе орбитали 1s и 2s имеют характеристики s-орбитали (радиальные узлы, вероятности сферического объема, могут содержать только два электрона и т. Д.), Но, поскольку они находятся на разных энергетических уровнях, они занимают разные пространства вокруг ядра. Каждая орбиталь может быть представлена ​​определенными блоками в периодической таблице. S-блок - это область щелочных металлов, включая гелий (группы 1 и 2), d-блок - это переходные металлы (группы с 3 по 12), p-блок - это основные элементы группы из групп с 13 по 18, и f-блок представляют собой ряды лантаноидов и актинидов.

Использование таблицы Менделеева для определения электронных конфигураций атомов является ключевым, но также помните, что существуют определенные правила, которым нужно следовать при назначении электронов на разные орбитали. Таблица Менделеева - невероятно полезный инструмент для написания электронных конфигураций. Для получения дополнительной информации о том, как связаны электронные конфигурации и периодическая таблица, посетите модуль «Подключение электронов к периодической таблице».

Правила назначения электронных орбиталей

Занятие орбиталей

Электроны заполняют орбитали таким образом, чтобы минимизировать энергию атома.Следовательно, электроны в атоме заполняют основные энергетические уровни в порядке увеличения энергии (электроны удаляются от ядра). Порядок заполнения уровней выглядит следующим образом:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d и 7p

Один из способов запомнить этот паттерн, вероятно, самый простой, - это обратиться к периодической таблице и запомнить, где каждый орбитальный блок падает, чтобы логически вывести этот паттерн.Другой способ - создать таблицу, подобную приведенной ниже, и использовать вертикальные линии, чтобы определить, какие подоболочки соответствуют друг другу.

Принцип исключения Паули

Принцип исключения Паули утверждает, что никакие два электрона не могут иметь одинаковые четыре квантовых числа. Первые три (n, l и m l ) могут быть одинаковыми, но четвертое квантовое число должно быть другим. Одна орбиталь может содержать максимум два электрона, из которых должны иметь противоположные спины; иначе у них были бы те же четыре квантовых числа, что запрещено.Один электрон вращается вверх (m s = +1/2), а другой вращается вниз (m s = -1/2). Это говорит нам о том, что каждая подоболочка имеет вдвое больше электронов на орбиталь. Подоболочка s имеет 1 орбиталь, которая может содержать до 2 электронов, подоболочка p имеет 3 орбитали, которые могут удерживать до 6 электронов, подоболочка d имеет 5 орбиталей, которые содержат до 10 электронов, а подоболочка f имеет 7 орбиталей с 14 электроны.

Пример 1: Водород и гелий

Первые три квантовых числа электрона n = 1, l = 0, m l = 0.Им могут соответствовать только два электрона, которые будут либо m s = -1/2, либо m s = +1/2. Как мы уже знаем из наших исследований квантовых чисел и электронных орбиталей, мы можем сделать вывод, что эти четыре квантовых числа относятся к подоболочке 1s. Если дано только одно из значений m s , то у нас будет 1s 1 (обозначает водород), если даны оба значения, мы получим 1s 2 (обозначающий гелий). Визуально это представляется как:

Как показано, подоболочка 1s может удерживать только два электрона, а при заполнении электроны имеют противоположные спины.

Правило Хунда

При назначении электронов на орбиталях каждый электрон сначала заполнит все орбитали одинаковой энергией (также называемой вырожденной), а затем спаривается с другим электроном на наполовину заполненной орбитали. Атомы в основном состоянии имеют как можно больше неспаренных электронов. Визуализируя эти процессы, подумайте о том, как электроны проявляют то же поведение, что и те же полюса магнита, если бы они вступили в контакт; по мере того как отрицательно заряженные электроны заполняют орбитали, они сначала пытаются уйти как можно дальше друг от друга, прежде чем им придется образовывать пары.

Пример 2: Кислород и азот

Если мы посмотрим на правильную электронную конфигурацию атома азота (Z = 7), очень важного элемента в биологии растений: 1s 2 2s 2 2p 3

Мы можем ясно видеть, что p-орбитали заполнены наполовину, поскольку есть три электрона и три p-орбитали. Это связано с тем, что правило Хунда гласит, что три электрона в подоболочке 2p сначала заполнят все пустые орбитали, а затем заполнят орбитали электронами в них.Если мы посмотрим на элемент после азота в тот же период, кислород (Z = 8), его электронная конфигурация будет следующей: 1s 2 2s 2 2p 4 (для атома).

У кислорода на один электрон больше, чем у азота, и поскольку все орбитали заполнены наполовину, электрон должен образовать пары.

Процесс Aufbau

Aufbau происходит от немецкого слова «aufbauen», что означает «строить». При записи электронных конфигураций орбитали строятся от атома к атому.При записи электронной конфигурации атома орбитали заполняются в порядке возрастания атомного номера. Однако из этого правила есть некоторые исключения.

Пример 3: 3 rd элементов строки

Следуя схеме через период от B (Z = 5) до Ne (Z = 10), количество электронов увеличивается, и подоболочки заполняются. В этом примере основное внимание уделяется подоболочке p, которая заполняется от бора до неона.

  • Конфигурация B (Z = 5): 1s 2 2s 2 2p 1
  • Конфигурация C (Z = 6): 1s 2 2s 2 2p 2
  • N (Z = 7) конфигурация: 1с 2 2 2p 3
  • Конфигурация O (Z = 8): 1с 2 2s 2 2p 4
  • F (Z = 9) конфигурация: 1с 2 2s 2 2p 5
  • Ne (Z = 10) конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6

Исключения

Хотя правило Ауфбау точно предсказывает электронную конфигурацию большинства элементы, есть заметные исключения среди переходных металлов и более тяжелых элементов.Причина возникновения этих исключений в том, что некоторые элементы более стабильны с меньшим количеством электронов в одних подоболочках и большим количеством электронов в других (таблица 1).

Таблица 1 : Исключения из тенденций электронной конфигурации

Период 4:

Период 5:

5 [Ar]: Z: 24 [Ar] 5 4s 1

Ниобий: Z: 41 [Kr] 5s 1 4d 4

Медь: Z: 29 [Ar] 3d 10 4s 1

Молибден: Z: 42 [Kr] 5s 1 4d 5

Рутений: Z: 44 [Kr] 5s 1 4d 7

Родий: Z: 45 [Kr] 5s 1 4d 8

Палладий: Z: 46 [Kr] 4d 10

Серебро: Z: 47 [ Kr] 5s 1 4d 10

Период 6:

Период 7:

Лантан: Z: 57 [Xe] 6s 2 1 1

Актиний: Z: 89 [Rn] 7s 2 6d 1

Церий: Z: 58 [Xe] 6s 2 4f 1 5d 1

9 Торий: Z: 90 [Rn] 7s 2 6d 2

Гадолиний: Z: 64 [Xe] 6s 2 4f 7 5d 1

Протакций: Z: 91 [Rn] 7s 2 5f 2 6d 1

Платина: Z: 78 [Xe] 6s 1 4f 14 5d 9

Уран: Z: 92 [Rn] 7s 2 5f 3 6d 1 9000 3

Золото: Z: 79 [Xe] 6s 1 4f 14 5d 10

Нептуний: Z: 93 [Rn] 7s 2 5f 4 6d 1

Курий: Z: 96 [Rn] 7s 2 5f 7 6d 1

Lawrencium: Z: 103 [Rn] 7s 2 14 7p 1

Запись электронных конфигураций

При записи электронной конфигурации сначала запишите уровень энергии (период), затем заполните подоболочку и верхний индекс , который число электронов в подоболочке.Общее количество электронов - это атомный номер Z. Приведенные выше правила позволяют записывать электронные конфигурации для всех элементов периодической таблицы. Для записи электронных конфигураций используются три метода:

  1. орбитальные диаграммы
  2. обозначение spdf
  3. обозначение благородных газов

Каждый метод имеет свое предназначение и каждый имеет свои недостатки.

Орбитальные диаграммы

Орбитальные диаграммы, подобные показанным выше, представляют собой визуальный способ восстановить электронную конфигурацию, показывая каждую из отдельных орбиталей и спинов электронов.Для этого сначала определяется подоболочка (s, p, d или f), а затем втягивается каждый электрон в соответствии с указанными выше правилами.

Пример 4: Алюминий и иридий

Запишите конфигурацию электронов для алюминия и иридия.

РЕШЕНИЕ

Алюминий находится в 3-м периоде и имеет атомный номер Z = 13. Если мы посмотрим на таблицу Менделеева, мы увидим, что он находится в p-блоке, как и в группе 13. Теперь мы посмотрим на орбитали, которые он будет заполнять: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p.Мы знаем, что алюминий полностью заполняет орбитали 1s, 2s, 2p и 3s, потому что математически это будет 2 + 2 + 6 + 2 = 12. Последний электрон находится на 3р-орбитали. Еще один способ думать об этом заключается в том, что по мере того, как вы перемещаетесь от каждого орбитального блока, подоболочки заполняются, когда вы завершаете каждый участок орбитали в периоде. В блоке, в котором находится атом (в случае алюминия: 3p), мы будем считать, чтобы получить количество электронов в последней подоболочке (для алюминия это будет один электрон, потому что это первый элемент в периоде 3p- блок).Это дает следующее:

Обратите внимание, что на орбитальной диаграмме можно визуализировать два противоположных спина электрона. Вот почему иногда полезно думать о конфигурации электронов в терминах диаграммы. Однако, поскольку это наиболее трудоемкий метод, чаще всего пишут или видят электронные конфигурации в обозначениях spdf и благородных газов. Другой пример - электронная конфигурация иридия:

Электронная конфигурация иридия намного длиннее алюминия.Хотя рисование каждой орбитали может оказаться полезным при определении неспаренных электронов, это занимает очень много времени и часто не так практично, как обозначение spdf, особенно для атомов с гораздо более длинными конфигурациями. Также соблюдается правило Хунда, поскольку каждый электрон заполняет каждую 5d-орбиталь, прежде чем будет вынужден спариваться с другим электроном.

spdf Обозначение

Наиболее распространенный способ описания электронных конфигураций - записать распределения в формате spdf. Хотя распределение электронов на каждой орбитали не так очевидно, как на диаграмме, общее количество электронов на каждом энергетическом уровне описывается надстрочным индексом, который следует за соответствующим энергетическим уровнем.Чтобы записать электронную конфигурацию атома, определите интересующий уровень энергии и напишите количество электронов на уровне энергии в виде его верхнего индекса, как показано ниже: 1s 2 . Это электронная конфигурация гелия; он обозначает полную s-орбиталь. Периодическая таблица используется в качестве справочника для точного написания электронных конфигураций всех атомов.

Пример 5: Иттрий

Запишите электронную конфигурацию иттрия.

РЕШЕНИЕ

Начнем с простой задачи найти электронную конфигурацию элемента иттрия.Как всегда, обратитесь к таблице Менделеева. Элемент иттрий (обозначаемый буквой Y) - это переходный металл, обнаруженный в пятом периоде и в группе 3. Всего у него тридцать девять электронов. Его электронная конфигурация выглядит следующим образом:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 1

Это гораздо более простой и эффективный способ изобразить электронную конфигурацию атома.Логично думать об этом так, что все, что требуется, - это заполнить орбитали за период и через орбитальные блоки. Количество элементов в каждом блоке такое же, как и на соответствующем ему уровне энергии. Например, в s-блоке 2 элемента, а в d-блоке 10 элементов. Двигаясь вперед, просто посчитайте, сколько элементов попадает в каждый блок. Иттрий - первый элемент в d-блоке четвертого периода; таким образом, на этом энергетическом уровне находится один электрон. Чтобы проверить ответ, убедитесь, что сумма индексов равна атомному номеру.В этом случае 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 6 + 2 + 1 = 39 и Z = 39, поэтому ответ правильный.

Чуть более сложным примером является электронная конфигурация висмута (обозначается символом Bi, с Z = 83). Таблица Менделеева дает следующую конфигурацию электронов:

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 3

Причина, по которой эта электронная конфигурация кажется более сложной, заключается в том, что задействован f-блок, серия лантаноидов.Большинство студентов, которые впервые изучают электронные конфигурации, часто имеют проблемы с конфигурациями, которые должны проходить через f-блок, потому что они часто пропускают этот разрыв в таблице и пропускают этот уровень энергии. Важно помнить, что при прохождении уровней энергии 5d и 6d необходимо пройти через лантаноид f-блока и

.

Смотрите также