Configuraciones electrónicas de átomos de elementos del sistema Periódico.

La distribución de electrones sobre varios AOs se llama configuración electrónica de un átomo. La configuración electrónica de menor energía corresponde a estado básicoátomo, las configuraciones restantes se refieren a estados excitados.

La configuración electrónica de un átomo se representa de dos maneras: en forma de fórmulas electrónicas y diagramas de difracción de electrones. Al escribir fórmulas electrónicas, se utilizan los números cuánticos principales y orbitales. El subnivel se denota por el número cuántico principal (número) y el número cuántico orbital (letra correspondiente). El número de electrones en un subnivel caracteriza el superíndice. Por ejemplo, para el estado fundamental del átomo de hidrógeno, la fórmula electrónica es: 1 s 1 .

La estructura de los niveles electrónicos se puede describir más completamente usando diagramas de difracción de electrones, donde la distribución sobre los subniveles se representa en forma de celdas cuánticas. En este caso, el orbital se representa convencionalmente como un cuadrado, cerca del cual se fija la designación del subnivel. Los subniveles de cada nivel deben estar ligeramente desplazados en altura, ya que su energía es algo diferente. Los electrones se representan con flechas o ↓ según el signo del número cuántico de espín. Diagrama de difracción de electrones del átomo de hidrógeno:

El principio de construir las configuraciones electrónicas de los átomos multielectrónicos es agregar protones y electrones al átomo de hidrógeno. La distribución de electrones sobre niveles y subniveles de energía obedece a las reglas consideradas anteriormente: el principio de mínima energía, el principio de Pauli y la regla de Hund.

Teniendo en cuenta la estructura de las configuraciones electrónicas de los átomos, todos los elementos conocidos, de acuerdo con el valor del número cuántico orbital del último subnivel llenado, se pueden dividir en cuatro grupos: s-elementos, pags-elementos, D-elementos, F-elementos.

En un átomo de helio He (Z=2) el segundo electrón ocupa 1 s-orbital, su fórmula electrónica: 1 s 2. Diagrama electrográfico:

El helio termina el primer período más corto de la Tabla Periódica de los Elementos. La configuración electrónica del helio se denota.

El segundo período abre litio Li (Z=3), su fórmula electrónica: Diagrama de difracción de electrones:

Los siguientes son diagramas de difracción de electrones simplificados de átomos de elementos cuyos orbitales del mismo nivel de energía están ubicados a la misma altura. No se muestran los subniveles internos completamente llenos.

Al litio le sigue el berilio Be (Z=4), en el que un electrón adicional ocupa 2 s-orbital. Fórmula electrónica Be: 2 s 2

En el estado fundamental, el siguiente electrón de boro B (z=5) ocupa 2 R-orbitales, V:1 s 2 2s 2 2pags una ; su patrón de difracción de electrones:

Los siguientes cinco elementos tienen configuraciones electrónicas:

C (Z=6): 2 s 2 2pags 2N (Z=7): 2 s 2 2pags 3

O (Z=8): 2 s 2 2pags 4 F (Z=9): 2 s 2 2pags 5

Ne (Z=10): 2 s 2 2pags 6

Las configuraciones electrónicas dadas están determinadas por la regla de Hund.

Los niveles de energía primero y segundo de neón están completamente llenos. Designaremos su configuración electrónica y usaremos más para brevedad de registro de fórmulas electrónicas de átomos de elementos.

El sodio Na (Z=11) y Mg (Z=12) abren el tercer período. Los electrones exteriores ocupan 3 s-orbital:

Na (Z=11): 3 s 1

Magnesio (Z=12): 3 s 2

Luego, comenzando con el aluminio (Z=13), 3 R-subnivel. El tercer período termina con argón Ar (Z=18):

Al (Z=13): 3 s 2 3pags 1

Ar (Z=18): 3 s 2 3pags 6

Los elementos del tercer período difieren de los elementos del segundo en que tienen 3 libres D-orbitales que pueden participar en la formación de un enlace químico. Esto explica los estados de valencia exhibidos por los elementos.

En el cuarto período, de acuerdo con la regla ( norte+yo), en potasio K (Z=19) y calcio Ca (Z=20) los electrones ocupan 4 s- subnivel, no 3 D.Empezando con escandio Sc (Z=21) y terminando con zinc Zn (Z=30), se realiza el llenado3 D- subnivel:

fórmulas electrónicas D-los elementos se pueden representar en forma iónica: los subniveles se enumeran en orden ascendente del número cuántico principal y en una constante norte– en orden creciente del número cuántico orbital. Por ejemplo, para Zn, dicha entrada se vería así: Ambas entradas son equivalentes, pero la fórmula de zinc dada anteriormente refleja correctamente el orden en que se llenan los subniveles.

Fila 3 D-elementos en cromo Cr (Z=24) hay una desviación de la regla ( norte+yo). De acuerdo con esta regla, la configuración de Cr debería verse así: Se establece que su configuración real es - A veces, este efecto se denomina "inmersión" del electrón. Efectos similares se explican por el aumento de la estabilidad a la mitad ( pags 3 , D 5 , F 7) y completamente ( pags 6 , D 10 , F 14) subniveles completados.

Desviaciones de la regla ( norte+yo) también se observan en otros elementos (Cuadro 6). Esto se debe a que a medida que aumenta el número cuántico principal, disminuyen las diferencias entre las energías de los subniveles.

Luego viene el llenado 4 pags-subnivel (Ga - Kr). El cuarto período contiene sólo 18 elementos. Del mismo modo, llenando 5 s-, 4D- y 5 pags- subniveles de 18 elementos del quinto período. Tenga en cuenta que la energía 5 s- y 4 D-los subniveles están muy cerca, y un electrón con 5 s- el subnivel puede ir fácilmente a 4 D-subnivel. el 5 s-subnivel Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag tiene un solo electrón. En estado básico 5 s- el subnivel Pd no está lleno. Se observa una “inmersión” de dos electrones.

En el sexto período después de llenar 6 s-subnivel de cesio Cs (Z=55) y bario Ba (Z=56) el próximo electrón, según la regla ( norte+yo), debe tomar 4 F-subnivel. Sin embargo, en el lantano La (Z=57), un electrón entra en 5 D-subnivel. Medio lleno (4 F 7) 4F-el subnivel ha aumentado la estabilidad, por lo tanto, el gadolinio Gd (Z=64), siguiendo al europio Eu (Z=63), en 4 F-subnivel retiene el número anterior de electrones (7), y el nuevo electrón llega a 5 D-subnivel, rompiendo la regla ( norte+yo). En el terbio Tb (Z=65), el siguiente electrón ocupa 4 F-subnivel y hay una transición de electrones de 5 D- subnivel (configuración 4 F 9 6s 2). Relleno 4 F-el subnivel termina en iterbio Yb (Z=70). El siguiente electrón del átomo de lutecio Lu ocupa 5 D-subnivel. Su configuración electrónica difiere de la del átomo de lantano solo en que está completamente lleno de 4 F-subnivel.

Tabla 6

Excepciones de ( norte+yo) – reglas para los primeros 86 elementos

Elemento	Configuración electrónica
según la regla ( norte+yo)	real
Cr (Z=24) Cu (Z=29) Nb (Z=41) Mo (Z=42) Tc (Z=43) Ru (Z=44) Rh (Z=45) Pd (Z=46) Ag ( Z=47) La (Z=57) Ce (Z=58) Gd (Z=64) Ir (Z=77) Pt (Z=78) Au (Z=79)	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

Actualmente, en el Sistema Periódico de elementos D.I. Mendeleev, bajo el escandio Sc y el itrio Y, el lutecio (en lugar del lantano) a veces se ubica como el primer D-elemento, y los 14 elementos frente a él, incluido el lantano, colocándolo en un grupo especial lantánidos más allá de la Tabla Periódica de los Elementos.

Las propiedades químicas de los elementos están determinadas principalmente por la estructura de los niveles electrónicos externos. Cambio en el número de electrones en el tercero fuera de 4 F- el subnivel tiene poco efecto sobre las propiedades químicas de los elementos. Entonces los 4 F elementos son similares en sus propiedades. Luego en el sexto período hay un relleno de 5 D-subnivel (Hf - Hg) y 6 pags-subnivel (Tl - Rn).

En el séptimo período 7 s-el subnivel está lleno de francio Fr (Z=87) y radio Ra (Z=88). El actinio tiene una desviación de la regla ( norte+yo), y el siguiente electrón ocupa 6 D- subnivel, no 5 F. A esto le sigue un grupo de elementos (Th - No) con un relleno 5 F-subniveles que forman una familia actínidos. Tenga en cuenta que 6 D- y 5 F- los subniveles tienen energías tan cercanas que la configuración electrónica de los átomos de actínidos a menudo no obedece la regla ( norte+yo). Pero en este caso, el valor de configuración exacto es 5 pies 5d m no es tan importante, ya que tiene un efecto bastante débil sobre las propiedades químicas del elemento.

Lawrencium Lr (Z=103) tiene un nuevo electrón en 6 D-subnivel. Este elemento a veces se coloca en la Tabla Periódica debajo del lutecio. El séptimo período no se completa. Los elementos 104 – 109 son inestables y sus propiedades son poco conocidas. Así, a medida que aumenta la carga del núcleo, se repiten periódicamente estructuras electrónicas similares de los niveles exteriores. En este sentido, también se deben esperar cambios periódicos en varias propiedades de los elementos.

Nótese que las configuraciones electrónicas descritas se refieren a átomos aislados en fase gaseosa. La configuración del átomo de un elemento puede ser completamente diferente si el átomo está en un sólido o una solución.

Tarea 1. Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos: N, Si, Fe, Kr , Te, W .

Solución. La energía de los orbitales atómicos aumenta en el siguiente orden:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d .

En cada capa s (un orbital) no puede haber más de dos electrones, en la capa p (tres orbitales) - no más de seis, en la capa d (cinco orbitales) - no más de 10 y en la capa f-shell (siete orbitales) - no más de 14.

En el estado fundamental de un átomo, los electrones ocupan orbitales con la energía más baja. El número de electrones es igual a la carga del núcleo (el átomo en su conjunto es neutro) y al número atómico del elemento. Por ejemplo, un átomo de nitrógeno tiene 7 electrones, dos de los cuales están en orbitales 1s, dos están en orbitales 2s y los tres electrones restantes están en orbitales 2p. La configuración electrónica del átomo de nitrógeno:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Configuraciones electrónicas de otros elementos:

14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ,

26 de febrero : 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 Esos : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4 ,

74 Esos : 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 .

Tarea 2. ¿Qué gas inerte e iones de qué elementos tienen la misma configuración electrónica que la partícula resultante de la eliminación de todos los electrones de valencia del átomo de calcio?

Solución. La capa de electrones del átomo de calcio tiene la estructura 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Cuando se eliminan dos electrones de valencia, se forma un ion Ca 2+ con la configuración 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Un átomo tiene la misma configuración electrónica. Arkansas y los iones S 2-, Cl -, K +, Sc 3+, etc.

Tarea 3. Los electrones del ion Al 3+ pueden estar en los siguientes orbitales: a) 2p; b) 1r; c) 3d?

Solución. Configuración electrónica del átomo de aluminio: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . El ion Al 3+ se forma tras la eliminación de tres electrones de valencia de un átomo de aluminio y tiene la configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) los electrones ya están en el orbital 2p;

b) de acuerdo con las restricciones impuestas al número cuántico l (l = 0, 1, ... n -1), en n = 1, solo es posible el valor l = 0, por lo tanto, el orbital 1p no existe ;

c) los electrones pueden estar en el orbital 3d si el ion está en un estado excitado.

Tarea 4. Escriba la configuración electrónica del átomo de neón en el primer estado excitado.

Solución. La configuración electrónica del átomo de neón en el estado fundamental es 1s 2 2s 2 2p 6 . El primer estado excitado se obtiene por la transición de un electrón desde el orbital ocupado más alto (2p) al orbital libre más bajo (3s). La configuración electrónica del átomo de neón en el primer estado excitado es 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .

Tarea 5. ¿Cuál es la composición de los núcleos de los isótopos 12 C y 13 C, 14 N y 15 N?

Solución. El número de protones en el núcleo es igual al número atómico del elemento y es el mismo para todos los isótopos de este elemento. El número de neutrones es igual al número de masa (indicado en la parte superior izquierda del número de elemento) menos el número de protones. Diferentes isótopos del mismo elemento tienen diferente número de neutrones.

La composición de estos núcleos:

12 C: 6p + 6n; 13 C: 6p + 7n; 14N: 7p + 7n; 15N: 7p + 8n.

El físico suizo W. Pauli en 1925 estableció que en un átomo en un orbital no puede haber más de dos electrones que tengan espines opuestos (antiparalelos) (traducido del inglés como “spindle”), es decir, tienen propiedades que pueden ser condicionalmente se representó a sí mismo como la rotación de un electrón alrededor de su eje imaginario: en sentido horario o antihorario. Este principio se llama principio de Pauli.

Si hay un electrón en el orbital, entonces se llama no apareado, si hay dos, entonces estos son electrones apareados, es decir, electrones con espines opuestos.

La figura 5 muestra un diagrama de la división de los niveles de energía en subniveles.

El orbital S, como ya sabes, es esférico. El electrón del átomo de hidrógeno (s = 1) se encuentra en este orbital y no está apareado. Por tanto, su fórmula electrónica o configuración electrónica se escribirá de la siguiente manera: 1s 1. En las fórmulas electrónicas, el número del nivel de energía se indica con el número delante de la letra (1 ...), el subnivel (tipo orbital) se indica con la letra latina y el número que se escribe en la parte superior derecha de la La letra (como exponente) muestra el número de electrones en el subnivel.

Para un átomo de helio, He, que tiene dos pares de electrones en el mismo orbital s, esta fórmula es: 1s 2 .

La capa de electrones del átomo de helio es completa y muy estable. El helio es un gas noble.

El segundo nivel de energía (n = 2) tiene cuatro orbitales: uno s y tres p. Los electrones del orbital s de segundo nivel (orbitales 2s) tienen una energía más alta, ya que están a una distancia mayor del núcleo que los electrones del orbital 1s (n = 2).

En general, para cada valor de n, hay un orbital s, pero con una cantidad correspondiente de energía electrónica en él y, por lo tanto, con un diámetro correspondiente, que crece a medida que aumenta el valor de n.

El orbital R tiene forma de mancuerna o de ocho. Los tres orbitales p están ubicados en el átomo mutuamente perpendicularmente a lo largo de las coordenadas espaciales dibujadas a través del núcleo del átomo. Debe enfatizarse nuevamente que cada nivel de energía (capa electrónica), a partir de n = 2, tiene tres orbitales p. A medida que aumenta el valor de n, los electrones ocupan orbitales p ubicados a grandes distancias del núcleo y dirigidos a lo largo de los ejes x, y y z.

Para los elementos del segundo período (n = 2), primero se llena un orbital β y luego tres orbitales p. Fórmula electrónica 1l: 1s 2 2s 1. El electrón está más débilmente unido al núcleo del átomo, por lo que el átomo de litio puede desprenderse fácilmente (como probablemente recuerde, este proceso se llama oxidación), convirtiéndose en un ion Li +.

En el átomo de berilio Be 0, el cuarto electrón también se encuentra en el orbital 2s: 1s 2 2s 2 . Los dos electrones exteriores del átomo de berilio se separan fácilmente: el Be 0 se oxida al catión Be 2+.

En el átomo de boro, el quinto electrón ocupa un orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Además, los átomos C, N, O, E están llenos de orbitales 2p, que terminan con el gas noble neón: 1s 2 2s 2 2p 6.

Para los elementos del tercer período, los orbitales Sv y Sp se llenan, respectivamente. Quedan libres cinco orbitales d del tercer nivel:

A veces, en los diagramas que representan la distribución de electrones en los átomos, solo se indica el número de electrones en cada nivel de energía, es decir, escriben las fórmulas electrónicas abreviadas de los átomos de los elementos químicos, en contraste con las fórmulas electrónicas completas dadas anteriormente.

Para elementos de periodos grandes (cuarto y quinto), los dos primeros electrones ocupan los orbitales 4 y 5, respectivamente: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Partiendo del tercer elemento de cada gran periodo, los siguientes diez electrones irán a los orbitales 3d y 4d anteriores, respectivamente (para elementos de subgrupos secundarios): 23 V 2, 8 , 11, 2; 26 Vr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Como regla general, cuando se llena el subnivel d anterior, el subnivel p externo (4p y 5p, respectivamente) comenzará a llenarse.

Para los elementos de períodos grandes - el sexto y el séptimo incompleto - los niveles y subniveles electrónicos se llenan de electrones, como regla, de la siguiente manera: los primeros dos electrones irán al subnivel β externo: 56 Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; el siguiente electrón (para Na y Ac) al anterior (p-subnivel: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 y 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Luego, los siguientes 14 electrones irán al tercer nivel de energía desde el exterior en los orbitales 4f y 5f, respectivamente, para los lantánidos y actínidos.

Luego, el segundo nivel de energía exterior (subnivel d) comenzará a acumularse nuevamente: para elementos de subgrupos secundarios: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - y, finalmente, solo después de llenar completamente el nivel actual con diez electrones, el subnivel p externo se llenará nuevamente:

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Muy a menudo, la estructura de las capas de electrones de los átomos se representa utilizando células cuánticas o de energía: escriben las llamadas fórmulas electrónicas gráficas. Para este registro se utiliza la siguiente notación: cada celda cuántica se denota por una celda que corresponde a un orbital; cada electrón está indicado por una flecha que corresponde a la dirección del espín. Al escribir una fórmula electrónica gráfica, se deben recordar dos reglas: el principio de Pauli, según el cual no puede haber más de dos electrones en una celda (orbitales, pero con espines antiparalelos), y la regla de F. Hund, según la cual los electrones ocupan celdas libres (orbitales), están ubicados en ellos son primero uno a la vez y al mismo tiempo tienen el mismo valor de espín, y solo entonces se emparejan, pero los espines en este caso, según el principio de Pauli, ya serán dirigido de manera opuesta.

En conclusión, consideremos una vez más el mapeo de las configuraciones electrónicas de los átomos de los elementos durante los períodos del sistema D. I. Mendeleev. Los esquemas de la estructura electrónica de los átomos muestran la distribución de electrones sobre las capas electrónicas (niveles de energía).

En un átomo de helio, la primera capa de electrones está completa: tiene 2 electrones.

El hidrógeno y el helio son elementos s, en estos átomos el orbital s está lleno de electrones.

Elementos del segundo período.

Para todos los elementos del segundo período, la primera capa de electrones está llena y los electrones llenan los orbitales e y p de la segunda capa de electrones de acuerdo con el principio de mínima energía (primero s y luego p) y las reglas de Pauli y Hund (Tabla 2).

En el átomo de neón, se completa la segunda capa de electrones: tiene 8 electrones.

Tabla 2 La estructura de las capas de electrones de los átomos de los elementos del segundo período.

El final de la mesa. 2

Li, Be son elementos β.

B, C, N, O, F, Ne son elementos p; estos átomos tienen orbitales p llenos de electrones.

Elementos del tercer período

Para los átomos de los elementos del tercer período, la primera y la segunda capa de electrones están completas, por lo tanto, la tercera capa de electrones está llena, en la que los electrones pueden ocupar los subniveles 3s, 3p y 3d (Tabla 3).

Tabla 3 La estructura de las capas de electrones de los átomos de los elementos del tercer período.

Un orbital de electrones 3s se completa en el átomo de magnesio. Na y Mg son elementos s.

En un átomo de argón, hay 8 electrones en la capa externa (la tercera capa de electrones). Como capa exterior está completa, pero en total, en la tercera capa de electrones, como ya sabes, puede haber 18 electrones, lo que significa que los elementos del tercer período tienen orbitales 3d sin llenar.

Todos los elementos de Al a Ar son elementos p. Los elementos s y p forman los principales subgrupos en el sistema periódico.

Aparece una cuarta capa de electrones en los átomos de potasio y calcio, y se llena el subnivel 4s (Tabla 4), ya que tiene una energía menor que el subnivel 3d. Para simplificar las fórmulas electrónicas gráficas de los átomos de los elementos del cuarto período: 1) denotemos condicionalmente la fórmula electrónica gráfica del argón de la siguiente manera:
Arkansas;

2) no representaremos los subniveles que no están llenos para estos átomos.

Tabla 4 La estructura de las capas de electrones de los átomos de los elementos del cuarto período.

K, Ca - s-elementos incluidos en los principales subgrupos. Para átomos de Sc a Zn, el subnivel 3d está lleno de electrones. Estos son elementos 3d. Están incluidos en los subgrupos secundarios, su capa de electrones preexterna está llena, se denominan elementos de transición.

Preste atención a la estructura de las capas de electrones de los átomos de cromo y cobre. En ellos se produce un "fallo" de un electrón del subnivel 4n- al 3d, lo que se explica por la mayor estabilidad energética de las configuraciones electrónicas resultantes 3d 5 y 3d 10:

En el átomo de zinc, la tercera capa de electrones está completa: todos los subniveles 3s, 3p y 3d están llenos, en total hay 18 electrones en ellos.

En los elementos que siguen al zinc, la cuarta capa de electrones, el subnivel 4p, sigue estando llena: los elementos desde Ga hasta Kr son elementos p.

La capa exterior (cuarta) del átomo de criptón está completa y tiene 8 electrones. Pero solo en la cuarta capa de electrones, como saben, puede haber 32 electrones; los subniveles 4d y 4f del átomo de criptón aún permanecen vacíos.

Los elementos del quinto periodo van llenando los subniveles en el siguiente orden: 5s-> 4d -> 5p. Y también hay excepciones asociadas a la "falla" de electrones, en 41 Nb, 42 MO, etc.

En los períodos sexto y séptimo aparecen elementos, es decir, elementos en los que se van rellenando los subniveles 4f y 5f de la tercera capa electrónica exterior, respectivamente.

Los elementos 4f se llaman lantánidos.

Los elementos 5f se llaman actínidos.

El orden de llenado de los subniveles electrónicos en los átomos de los elementos del sexto período: 55 Сs y 56 Ва - 6s-elements;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elemento; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementos; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementos; 81 Tl - 86 Rn - 6p elementos. Pero incluso aquí hay elementos en los que se "viola" el orden de llenado de los orbitales electrónicos, lo que, por ejemplo, se asocia con una mayor estabilidad energética de los subniveles f llenos a la mitad y completamente, es decir, nf 7 y nf 14.

Dependiendo de qué subnivel del átomo se llene de electrones por última vez, todos los elementos, como ya entendiste, se dividen en cuatro familias o bloques electrónicos (Fig. 7).

1) Elementos s; el subnivel β del nivel exterior del átomo está lleno de electrones; Los elementos s incluyen hidrógeno, helio y elementos de los principales subgrupos de los grupos I y II;

2) elementos p; el subnivel p del nivel exterior del átomo está lleno de electrones; Los elementos p incluyen elementos de los principales subgrupos de los grupos III-VIII;

3) elementos d; el subnivel d del nivel preexterno del átomo está lleno de electrones; Los elementos d incluyen elementos de subgrupos secundarios de los grupos I-VIII, es decir, elementos de décadas intercaladas de grandes períodos ubicados entre elementos s y p. También se denominan elementos de transición;

4) elementos f, el subnivel f del tercer nivel exterior del átomo está lleno de electrones; estos incluyen lantánidos y actínidos.

1. ¿Qué pasaría si no se respetara el principio de Pauli?

2. ¿Qué pasaría si no se respetara la regla de Hund?

3. Realizar esquemas de estructura electrónica, fórmulas electrónicas y fórmulas electrónicas gráficas de átomos de los siguientes elementos químicos: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. Escriba la fórmula electrónica para el elemento #110 usando el símbolo del gas noble correspondiente.

5. ¿Qué es el “fallo” de un electrón? Da ejemplos de elementos en los que se observe este fenómeno, anota sus fórmulas electrónicas.

6. ¿Cómo se determina la pertenencia de un elemento químico a una u otra familia electrónica?

7. Comparar las fórmulas electrónica y electrónica gráfica del átomo de azufre. ¿Qué información adicional contiene la última fórmula?

El llenado de orbitales en un átomo no excitado se realiza de tal forma que la energía del átomo sea mínima (principio de mínima energía). Primero se llenan los orbitales del primer nivel de energía, luego el segundo, y primero se llena el orbital del subnivel s y solo luego los orbitales del subnivel p. En 1925, el físico suizo W. Pauli estableció el principio fundamental de la mecánica cuántica de las ciencias naturales (el principio de Pauli, también llamado principio de exclusión o principio de exclusión). Según el principio de Pauli:

Un átomo no puede tener dos electrones que tengan el mismo conjunto de los cuatro números cuánticos.

La configuración electrónica de un átomo se expresa mediante una fórmula en la que las órbitas llenas se indican mediante la combinación de un número igual al número cuántico principal y una letra correspondiente al número cuántico orbital. El superíndice indica el número de electrones en estos orbitales.

hidrógeno y helio

La configuración electrónica del átomo de hidrógeno es 1s 1 y la del helio es 1s 2. Un átomo de hidrógeno tiene un electrón no apareado y un átomo de helio tiene dos electrones apareados. Los electrones apareados tienen los mismos valores de todos los números cuánticos, excepto el espín. Un átomo de hidrógeno puede ceder su electrón y convertirse en un ion con carga positiva: el catión H + (protón), que no tiene electrones (configuración electrónica 1s 0). Un átomo de hidrógeno puede unir un electrón y convertirse en un ion H - cargado negativamente (ion hidruro) con una configuración electrónica de 1s 2.

Litio

Tres electrones en un átomo de litio se distribuyen de la siguiente manera: 1s 2 1s 1 . En la formación de un enlace químico, solo participan los electrones del nivel de energía exterior, llamados electrones de valencia. En un átomo de litio, el electrón de valencia es el subnivel 2s y los dos electrones del subnivel 1s son electrones internos. El átomo de litio pierde fácilmente su electrón de valencia, pasando al ion Li +, que tiene la configuración 1s 2 2s 0 . Tenga en cuenta que el ion hidruro, el átomo de helio y el catión de litio tienen el mismo número de electrones. Tales partículas se llaman isoelectrónicas. Tienen una configuración electrónica similar, pero una carga nuclear diferente. El átomo de helio es muy inerte químicamente, lo que está asociado con la especial estabilidad de la configuración electrónica 1s 2. Los orbitales que no están llenos de electrones se llaman orbitales vacantes. En el átomo de litio, tres orbitales del subnivel 2p están vacíos.

Berilio

La configuración electrónica del átomo de berilio es 1s 2 2s 2 . Cuando se excita un átomo, los electrones de un subnivel de menor energía se mueven a orbitales vacíos de un subnivel de mayor energía. El proceso de excitación de un átomo de berilio se puede representar mediante el siguiente esquema:

1s 2 2s 2 (estado fundamental) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (estado excitado).

Una comparación de los estados fundamental y excitado del átomo de berilio muestra que difieren en el número de electrones desapareados. En el estado fundamental del átomo de berilio, no hay electrones desapareados; en el estado excitado, hay dos de ellos. A pesar de que durante la excitación de un átomo, en principio, cualquier electrón de orbitales de menor energía puede moverse a orbitales más altos, para la consideración de procesos químicos, solo son esenciales las transiciones entre subniveles de energía con energías similares.

Esto se explica de la siguiente manera. Cuando se forma un enlace químico, siempre se libera energía, es decir, el agregado de dos átomos pasa a un estado energéticamente más favorable. El proceso de excitación requiere energía. Cuando los electrones se pierden dentro del mismo nivel de energía, los costos de excitación se compensan con la formación de un enlace químico. Cuando los electrones se degradan en diferentes niveles, los costos de excitación son tan altos que no pueden compensarse con la formación de un enlace químico. En ausencia de un compañero en una posible reacción química, un átomo excitado libera un cuanto de energía y vuelve al estado fundamental; este proceso se denomina relajación.

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Las configuraciones electrónicas de los átomos de los elementos del 3er período de la Tabla Periódica de los Elementos serán hasta cierto punto similares a las dadas anteriormente (el número atómico se indica con el subíndice):

11 Na 3s 1
12 mg 3 s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15 P 2s 2 3p 3

Sin embargo, la analogía no es completa, ya que el tercer nivel de energía se divide en tres subniveles y todos los elementos enumerados tienen orbitales d vacíos, a los que pueden pasar los electrones durante la excitación, lo que aumenta la multiplicidad. Esto es especialmente importante para elementos como el fósforo, el azufre y el cloro.

El número máximo de electrones desapareados en un átomo de fósforo puede llegar a cinco:

Esto explica la posibilidad de que existan compuestos en los que la valencia del fósforo sea 5. El átomo de nitrógeno, que tiene la misma configuración de electrones de valencia en el estado fundamental que el átomo de fósforo, no puede formar cinco enlaces covalentes.

Una situación similar surge cuando se comparan las capacidades de valencia del oxígeno y el azufre, el flúor y el cloro. El desemparejamiento de electrones en un átomo de azufre conduce a la aparición de seis electrones desapareados:

3s 2 3p 4 (estado fundamental) → 3s 1 3p 3 3d 2 (estado excitado).

Esto corresponde al estado de seis valencias, que es inalcanzable para el oxígeno. La valencia máxima de nitrógeno (4) y oxígeno (3) requiere una explicación más detallada, que se dará más adelante.

La valencia máxima del cloro es 7, que corresponde a la configuración del estado excitado del átomo 3s 1 3p 3 d 3 .

La presencia de orbitales 3d vacantes en todos los elementos del tercer período se explica por el hecho de que, a partir del 3er nivel de energía, hay una superposición parcial de subniveles de diferentes niveles cuando se llenan de electrones. Por lo tanto, el subnivel 3d comienza a llenarse solo después de que se llena el subnivel 4s. La reserva de energía de los electrones en orbitales atómicos de diferentes subniveles y, en consecuencia, el orden de su llenado aumenta en el siguiente orden:

Los orbitales se llenan antes para los que la suma de los dos primeros números cuánticos (n + l) es menor; si estas sumas son iguales, los orbitales con un número cuántico principal más pequeño se llenan primero.

Esta regularidad fue formulada por V. M. Klechkovsky en 1951.

Los elementos en cuyos átomos el subnivel s está lleno de electrones se denominan elementos s. Estos incluyen los dos primeros elementos de cada período: hidrógeno Sin embargo, ya en el siguiente elemento d, el cromo, hay cierta "desviación" en la disposición de los electrones de acuerdo con los niveles de energía en el estado fundamental: en lugar de los cuatro no apareados esperados electrones en el subnivel 3d en el átomo de cromo, hay cinco electrones desapareados en el subnivel 3d y un electrón desapareado en el subnivel s: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

El fenómeno de la transición de un electrón s al subnivel d a menudo se denomina "avance" del electrón. Esto puede explicarse por el hecho de que los orbitales del subnivel d llenos de electrones se acercan al núcleo debido a un aumento en la atracción electrostática entre los electrones y el núcleo. Como resultado, el estado 4s 1 3d 5 se vuelve energéticamente más favorable que 4s 2 3d 4 . Por lo tanto, el subnivel d medio lleno (d 5) tiene una mayor estabilidad en comparación con otras posibles variantes de la distribución de electrones. La configuración electrónica correspondiente a la existencia del máximo número posible de electrones apareados, alcanzable en los elementos d anteriores sólo como resultado de la excitación, es característica del estado fundamental del átomo de cromo. La configuración electrónica d 5 también es característica del átomo de manganeso: 4s 2 3d 5 . Para los siguientes elementos d, cada celda de energía del subnivel d se llena con un segundo electrón: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

En el átomo de cobre, el estado de un subnivel d completamente lleno (d 10) se vuelve alcanzable debido a la transición de un electrón del subnivel 4s al subnivel 3d: 29 Cu 4s 1 3d 10 . El último elemento de la primera fila de elementos d tiene la configuración electrónica 30 Zn 4s 23 d 10 .

La tendencia general, que se manifiesta en la estabilidad de las configuraciones d 5 y d 10, también se observa para elementos de periodos inferiores. El molibdeno tiene una configuración electrónica similar al cromo: 42 Mo 5s 1 4d 5, y plata - cobre: ​​47 Ag5s 0 d 10. Además, la configuración d 10 ya se consigue en paladio debido a la transición de ambos electrones del orbital 5s al orbital 4d: 46Pd 5s 0 d 10 . Hay otras desviaciones del llenado monótono de los orbitales d y también f.

La disposición de los electrones en niveles de energía y orbitales se denomina configuración electrónica. La configuración se puede representar en forma de las llamadas fórmulas electrónicas, en las que el número del nivel de energía se indica con el número al frente, luego el subnivel se indica con la letra y el número de electrones en este subnivel se indica en la parte superior derecha de la carta. La suma de los últimos números corresponde al valor de la carga positiva del núcleo atómico. Por ejemplo, las fórmulas electrónicas de azufre y calcio se verán así: S (+ 16) - ls22s22p63s23p\ Ca (+ 20) - ls22s22p63s23p64s2. El llenado de los niveles electrónicos se realiza de acuerdo con el principio de mínima energía: el estado más estable de un electrón en un átomo corresponde al estado con el valor mínimo de energía. Por lo tanto, las capas con los valores de energía más bajos se llenan primero. El científico soviético V. Klechkovsky descubrió que la energía de un electrón aumenta con el aumento de la suma de los números cuánticos principales y orbitales (n + /)> por lo tanto, el llenado de las capas electrónicas ocurre en el orden del aumento en el suma de los números cuánticos principales y orbitales. Si las sumas (n - f1) para dos subniveles son iguales, primero se llenan los subniveles con la n más pequeña y la l9 más grande, y luego los subniveles con la n más grande y la L más pequeña. Sea, por ejemplo, la suma ( n + /) « 5. Esta suma corresponde a las siguientes combinaciones ya sea I: n = 3; / 2; n*" 4; 1-1; l = / - 0. Basado en esto, primero se debe llenar el subnivel d del tercer nivel de energía, luego se debe llenar el subnivel 4p, y solo después de eso, el subnivel s del quinto nivel de energía. Todo lo anterior determina el siguiente orden de llenado de electrones en los átomos: Ejemplo 1 Dibujar la fórmula electrónica del átomo de sodio. Solución Con base en la posición en la tabla periódica, se establece que el sodio es un elemento del tercer período. Esto indica que los electrones en el átomo de sodio están ubicados en tres niveles de energía. El número atómico del elemento determina el número total de electrones en estos tres niveles: once. En el primer nivel de energía (ls1, / = 0; subnivel s), el número máximo de electrones es // « 2n2, N = 2. La distribución de electrones en el subnivel s del nivel de energía I se muestra mediante el record - Is2, En el nivel de energía II n = 2, I « 0 (subnivel s) y I = 1 (subnivel p), el número máximo de electrones es ocho. Dado que el máximo 2e se encuentra en el subnivel S, habrá 6e en el subnivel p. La distribución de electrones en el nivel de energía II se muestra escribiendo - 2s22p6. En el tercer nivel de energía, son posibles los subniveles S, p y d. El átomo de sodio tiene un solo electrón en el nivel de energía III, que, según el principio de mínima energía, ocupará el subnivel 3v. Al combinar los registros de la distribución de electrones en cada capa en uno, se obtiene la fórmula electrónica del átomo de sodio: ls22s22p63s1. La carga positiva del átomo de sodio (+11) se compensa con el número total de electrones (11). Además, la estructura de las capas de electrones se representa utilizando celdas de energía o cuánticas (orbitales), estas son las llamadas fórmulas electrónicas gráficas. Cada una de esas celdas se denota con un rectángulo Q, el electrón t> la dirección de la flecha caracteriza el giro del electrón. De acuerdo con el principio de Pauli, uno (no apareado) o dos (apareados) electrones se colocan en una celda (órbita). La estructura electrónica del átomo de sodio se puede representar por el esquema: Al llenar celdas cuánticas, es necesario conocer la regla de Hund: el estado estable del átomo corresponde a tal distribución de electrones dentro del subnivel de energía (p, d, f ), en el que el valor absoluto del espín total del átomo es máximo. Entonces, si dos electrones ocupan un orbital\]j\\\, entonces su espín total será igual a cero. El llenado de dos orbitales 1 m 111 I con electrones dará un espín total igual a la unidad. Basado en el principio de Hund, la distribución de electrones en celdas cuánticas, por ejemplo, para átomos 6C y 7N será la siguiente: Preguntas y tareas para solución independiente 1. Enumere todas las disposiciones teóricas básicas necesarias para llenar los átomos con electrones. 2. Mostrar la validez del principio de mínima energía en el ejemplo de los electrones de relleno en los átomos de calcio y escandio, estroncio, itrio e indio. 3. ¿Cuál de las fórmulas electrónicas gráficas del átomo de fósforo (estado no excitado) es correcta? Justifica tu respuesta usando la regla de Gund. 4. Escriba todos los números cuánticos de los electrones de los átomos: a) sodio, silicio; b) fósforo, cloro; c) azufre, argón. 5. Componer las fórmulas electrónicas de los átomos del elemento s del primer y tercer periodo. 6. Componga la fórmula electrónica del átomo del elemento p del quinto período, cuyo nivel de energía externa es 5s25p5. ¿Cuáles son sus propiedades químicas? 7. Dibuja la distribución de electrones en órbitas en los átomos de silicio, flúor, criptón. 8. Componer la fórmula electrónica de un elemento en cuyo átomo el estado de energía de dos electrones del nivel exterior se describe mediante los siguientes números cuánticos: n - 5; 0; m1 = 0; ta = + 1/2; que "-1/2. 9. Los niveles de energía externos y penúltimos de los átomos tienen la siguiente forma: a) 3d24s2; b) 4d105s1; c) 5s25p6. Componer las fórmulas electrónicas de los átomos de los elementos. Especifique los elementos p y d. 10. Haz fórmulas electrónicas de átomos de elementos d, que tienen 5 electrones en el subnivel d. 11. Dibuja la distribución de electrones en celdas cuánticas en los átomos de potasio, cloro, neón. 12. La capa externa de electrones de un elemento se expresa mediante la fórmula 3s23p4. Determine el número de serie y el nombre del elemento. 13. Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes iones: 14. ¿Los átomos de O, Mg, Ti contienen electrones de nivel M? 15. ¿Qué partículas de átomos son isoelectrónicas, es decir, contienen el mismo número de electrones? 16. ¿Cuántos niveles electrónicos tienen los átomos en el estado S2", S4+, S6+? 17. ¿Cuántos orbitales d libres hay en Sc, átomos de Ti, V?Escriba las fórmulas electrónicas de los átomos de estos elementos.¿Los electrones 4b contienen átomos de estos elementos en un estado estable?20.¿Cuántos orbitales 3p vacantes tiene un átomo de silicio en un estado estacionario y excitado?