Tabel periodik dengan konfigurasi elektronik atom. Konfigurasi elektron atom unsur periode kecil
Pengisian orbital pada atom yang tidak tereksitasi dilakukan sedemikian rupa sehingga energi atom menjadi minimal (prinsip energi minimum). Pertama, orbital tingkat energi pertama terisi, kemudian orbital kedua, dan orbital subtingkat s terisi terlebih dahulu, baru kemudian orbital subtingkat p. Pada tahun 1925, fisikawan Swiss W. Pauli menetapkan prinsip dasar mekanika kuantum ilmu alam (prinsip Pauli, juga disebut prinsip pengecualian atau prinsip pengecualian). Menurut prinsip Pauli:
Konfigurasi elektronik suatu atom dinyatakan dengan rumus di mana orbital terisi ditunjukkan dengan kombinasi angka yang sama dengan bilangan kuantum utama dan huruf yang sesuai dengan bilangan kuantum orbital. Superskrip menunjukkan jumlah elektron dalam orbital tersebut.sebuah atom tidak dapat memiliki dua elektron yang memiliki keempat himpunan yang sama bilangan kuantum.
Hidrogen dan helium
Konfigurasi elektron atom hidrogen adalah 1s 1, dan atom helium adalah 1s 2. Atom hidrogen memiliki satu elektron tidak berpasangan, dan atom helium memiliki dua elektron berpasangan. Elektron berpasangan punya nilai-nilai yang sama semua bilangan kuantum kecuali spin. Atom hidrogen dapat melepaskan elektronnya dan berubah menjadi ion bermuatan positif - kation H+ (proton), yang tidak memiliki elektron (konfigurasi elektron 1s 0). Sebuah atom hidrogen dapat menambahkan satu elektron dan menjadi ion H - bermuatan negatif (ion hidrida) dengan konfigurasi elektron 1s 2.Litium
Tiga elektron dalam atom litium didistribusikan sebagai berikut: 1s 2 1s 1. Hanya elektron dari tingkat energi terluar, yang disebut elektron valensi, yang berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia. Dalam atom litium, elektron valensi adalah elektron sublevel 2s, dan dua elektron dari sublevel 1s adalah elektron internal. Atom litium dengan mudah kehilangan elektron valensinya, berubah menjadi ion Li+, yang memiliki konfigurasi 1s 2 2s 0. Perhatikan bahwa ion hidrida, atom helium, dan kation litium memiliki nomor yang sama elektron. Partikel seperti itu disebut isoelektronik. Mereka memiliki konfigurasi elektronik yang serupa tetapi muatan nuklirnya berbeda. Atom helium sangat inert secara kimiawi, sehingga memiliki stabilitas tertentu konfigurasi elektronik 1s 2 . Orbital yang tidak terisi elektron disebut kosong. Dalam atom litium, tiga orbital sublevel 2p kosong.Berilium
Konfigurasi elektron atom berilium adalah 1s 2 2s 2. Ketika sebuah atom tereksitasi, elektron dari sublevel energi yang lebih rendah berpindah ke orbital kosong dari sublevel energi yang lebih tinggi. Proses eksitasi atom berilium dapat digambarkan melalui diagram berikut:1s 2 2s 2 (keadaan dasar) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (keadaan tereksitasi).
Perbandingan keadaan dasar dan keadaan tereksitasi atom berilium menunjukkan bahwa keduanya berbeda dalam jumlah elektron tidak berpasangan. Dalam keadaan dasar atom berilium tidak ada elektron yang tidak berpasangan; dalam keadaan tereksitasi ada dua elektron. Terlepas dari kenyataan bahwa ketika sebuah atom tereksitasi, pada prinsipnya, setiap elektron dari orbital energi yang lebih rendah dapat berpindah ke orbital yang lebih tinggi, sebagai pertimbangan proses kimia Hanya transisi antara sublevel energi dengan energi serupa yang signifikan.
Hal ini dijelaskan sebagai berikut. Ketika ikatan kimia terbentuk, energi selalu dilepaskan, yaitu kombinasi dua atom berubah menjadi keadaan yang lebih menguntungkan secara energi. Proses eksitasi membutuhkan pengeluaran energi. Saat memasangkan elektron dalam tingkat energi yang sama, biaya eksitasi dikompensasi oleh pembentukan ikatan kimia. Saat memasangkan elektron di dalamnya tingkat yang berbeda biaya eksitasi begitu besar sehingga tidak dapat diimbangi dengan pembentukan ikatan kimia. Jika tidak ada pasangan, bila memungkinkan reaksi kimia atom yang tereksitasi melepaskan sejumlah energi dan kembali ke keadaan dasar - proses ini disebut relaksasi.
membosankan
Konfigurasi elektron atom unsur periode ke-3 Tabel periodik unsur-unsur sampai batas tertentu akan serupa dengan yang diberikan di atas (subskrip menunjukkan nomor atom):
11 Tidak 3s 1
12Mg 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15P 2s 2 3p 3
Namun, analoginya tidak lengkap, karena tingkat energi ketiga dibagi menjadi tiga sublevel dan semua elemen yang terdaftar memiliki orbital d yang kosong dimana elektron dapat berpindah saat eksitasi, sehingga meningkatkan multiplisitas. Hal ini sangat penting terutama untuk unsur-unsur seperti fosfor, belerang dan klorin.
Jumlah maksimum elektron tidak berpasangan dalam atom fosfor bisa mencapai lima:
Hal ini menjelaskan kemungkinan adanya senyawa yang valensi fosfornya 5. Atom nitrogen, yang mempunyai konfigurasi elektron valensi dalam keadaan dasar yang sama dengan atom fosfor, tidak dapat membentuk lima ikatan kovalen.
Situasi serupa muncul ketika membandingkan kemampuan valensi oksigen dan belerang, fluor dan klor. Pasangan elektron dalam atom belerang menghasilkan munculnya enam elektron tidak berpasangan:
3s 2 3p 4 (keadaan dasar) → 3s 1 3p 3 3d 2 (keadaan tereksitasi).
Hal ini sesuai dengan keadaan enam valensi, yang tidak dapat dicapai oleh oksigen. Valensi maksimum nitrogen (4) dan oksigen (3) memerlukan penjelasan lebih rinci yang akan diberikan nanti.
Valensi maksimum klorin adalah 7, yang sesuai dengan konfigurasi keadaan tereksitasi atom 3s 1 3p 3 d 3.
Kehadiran orbital 3d yang kosong di semua unsur periode ketiga dijelaskan oleh fakta bahwa, mulai dari tingkat energi ke-3, terjadi tumpang tindih sebagian sublevel dari tingkat yang berbeda ketika diisi dengan elektron. Jadi, sublevel 3d mulai terisi hanya setelah sublevel 4s terisi. Cadangan energi elektron dalam orbital atom dari sublevel yang berbeda dan, akibatnya, urutan pengisiannya meningkat dengan urutan sebagai berikut:
Orbital yang jumlah dua bilangan kuantum pertama (n + l) lebih kecil diisi lebih awal; jika jumlahnya sama, orbital dengan bilangan kuantum utama yang lebih rendah akan terisi terlebih dahulu.
Pola ini dirumuskan oleh V. M. Klechkovsky pada tahun 1951.
Unsur yang atomnya sublevel snya terisi elektron disebut unsur s. Ini termasuk dua elemen pertama dari setiap periode: hidrogen. Namun, pada elemen d berikutnya - kromium - ada beberapa "deviasi" dalam susunan elektron pada tingkat energi dalam keadaan dasar: bukannya empat elektron tidak berpasangan yang diharapkan pada sublevel 3d, atom kromium memiliki lima elektron tidak berpasangan di sublevel 3d dan satu elektron tidak berpasangan di sublevel s: 24 Cr 4s 1 3d 5 .
Fenomena peralihan satu elektron s ke sublevel d sering disebut “kebocoran” elektron. Hal ini dapat dijelaskan oleh fakta bahwa orbital sublevel d yang diisi oleh elektron menjadi lebih dekat ke inti karena meningkatnya gaya tarik elektrostatis antara elektron dan inti. Akibatnya, keadaan 4s 1 3d 5 menjadi lebih menguntungkan daripada 4s 2 3d 4. Dengan demikian, sublevel d yang terisi setengah (d 5) memiliki peningkatan stabilitas dibandingkan dengan kemungkinan opsi distribusi elektron lainnya. Konfigurasi elektronik yang sesuai dengan keberadaan jumlah maksimum pasangan elektron, yang dapat dicapai pada elemen d sebelumnya hanya sebagai hasil eksitasi, merupakan karakteristik keadaan dasar atom kromium. Konfigurasi elektron d 5 juga merupakan ciri atom mangan: 4s 2 3d 5. Untuk elemen d berikut, setiap sel energi sublevel d diisi dengan elektron kedua: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .
Dalam atom tembaga, keadaan sublevel d yang terisi penuh (d 10) dapat dicapai karena transisi satu elektron dari sublevel 4s ke sublevel 3d: 29 Cu 4s 1 3d 10. Unsur terakhir baris pertama unsur d mempunyai konfigurasi elektronik 30 Zn 4s 23 d 10.
Tren umum, yang diwujudkan dalam stabilitas konfigurasi d 5 dan d 10, juga diamati pada elemen periode yang lebih rendah. Molibdenum memiliki konfigurasi elektronik yang mirip dengan kromium: 42 Mo 5s 1 4d 5, dan perak hingga tembaga: 47 Ag5s 0 d 10. Selain itu, konfigurasi d 10 telah dicapai pada paladium karena transisi kedua elektron dari orbital 5s ke orbital 4d: 46Pd 5s 0 d 10. Ada penyimpangan lain dari pengisian orbital d dan f yang monoton.
Masalah 1. Tuliskan konfigurasi elektron elemen berikut: N, Ya, F e, Kr, Te, W.
Larutan. Energi orbital atom meningkat dengan urutan sebagai berikut:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d .
Setiap kulit s (satu orbital) dapat berisi tidak lebih dari dua elektron, kulit p (tiga orbital) - tidak lebih dari enam, kulit d (lima orbital) - tidak lebih dari 10, dan kulit f ( tujuh orbital) - tidak lebih dari 14.
Dalam keadaan dasar suatu atom, elektron menempati orbital dengan energi terendah. Jumlah elektron sama dengan muatan inti (atom secara keseluruhan bersifat netral) dan nomor atom suatu unsur. Misalnya, atom nitrogen memiliki 7 elektron, dua di antaranya berada di orbital 1s, dua di orbital 2s, dan tiga elektron sisanya di orbital 2p. Konfigurasi elektronik atom nitrogen:
7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. Konfigurasi elektron unsur-unsur lainnya:
14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ,
26 Februari : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6,
36 K r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 ,
52 Te : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4,
74 Te : 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 .
Masalah 2. Gas inert dan ion unsur manakah yang mempunyai konfigurasi elektron yang sama dengan partikel hasil pelepasan seluruh elektron valensi dari atom kalsium?
Larutan. Kulit elektron atom kalsium memiliki struktur 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Ketika dua elektron valensi dihilangkan, ion Ca 2+ terbentuk dengan konfigurasi 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Atom mempunyai konfigurasi elektronik yang sama Ar dan ion S 2-, Cl -, K +, Sc 3+, dst.
Masalah 3. Dapatkah elektron ion Al 3+ berada pada orbital berikut: a) 2p; b) 1p; c) 3d?
Larutan. Konfigurasi elektron atom aluminium adalah: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Ion Al 3+ terbentuk melalui pelepasan tiga elektron valensi dari atom aluminium dan memiliki konfigurasi elektronik 1s 2 2s 2 2p 6 .
a) elektron sudah berada pada orbital 2p;
b) sesuai dengan batasan yang dikenakan pada bilangan kuantum l (l = 0, 1,…n -1), dengan n = 1 hanya nilai l = 0 yang mungkin, oleh karena itu orbital 1p tidak ada;
c) elektron dapat berada pada orbital 3d jika ion dalam keadaan tereksitasi.
Tugas 4. Tuliskan konfigurasi elektron atom neon pada keadaan tereksitasi pertama.
Larutan. Konfigurasi elektron atom neon dalam keadaan dasar adalah 1s 2 2s 2 2p 6. Keadaan tereksitasi pertama diperoleh dengan transisi satu elektron dari orbital terisi tertinggi (2p) ke orbital kosong terendah (3s). Konfigurasi elektron atom neon pada keadaan tereksitasi pertama adalah 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1.
Masalah 5. Berapakah komposisi inti isotop 12 C dan 13 C, 14 N dan 15 N?
Larutan. Jumlah proton dalam inti sama dengan nomor atom suatu unsur dan sama untuk semua isotop suatu unsur. Jumlah neutron sama dengan nomor massa (ditunjukkan di kiri atas nomor unsur) dikurangi jumlah proton. Isotop yang berbeda dari unsur yang sama memiliki nomor yang berbeda neutron.
Komposisi kernel yang ditunjukkan:
12 C: 6p + 6n; 13 C: 6p + 7n; 14 N: 7p + 7n; 15 N: 7p + 8n.
Awalnya elemen di tabel periodik unsur kimia D.I. Mendeleev disusun menurut massa atom dan sifat kimianya, namun nyatanya ternyata demikian peran yang menentukan Bukan massa atom yang berperan, tetapi muatan inti dan, karenanya, jumlah elektron dalam atom netral.
Keadaan elektron yang paling stabil dalam suatu atom unsur kimia sesuai dengan energi minimumnya, dan keadaan lainnya disebut tereksitasi, di mana elektron dapat secara spontan berpindah ke tingkat dengan energi yang lebih rendah.
Mari kita perhatikan bagaimana elektron dalam suatu atom didistribusikan antar orbital, mis. konfigurasi elektronik atom multielektron dalam keadaan dasar. Untuk menyusun konfigurasi elektronik, prinsip pengisian orbital dengan elektron berikut digunakan:
- Prinsip Pauli (larangan) - dalam sebuah atom tidak boleh ada dua elektron dengan himpunan keempat bilangan kuantum yang sama;
- prinsip energi terkecil (aturan Klechkovsky) - orbital diisi dengan elektron sesuai dengan peningkatan energi orbital (Gbr. 1).
Beras. 1. Distribusi energi orbital atom mirip hidrogen; n adalah bilangan kuantum utama.
Energi orbital bergantung pada jumlah (n + l). Orbital diisi dengan elektron berdasarkan kenaikan jumlah (n + l) untuk orbital tersebut. Jadi, untuk sublevel 3d dan 4s, jumlah (n + l) masing-masing akan sama dengan 5 dan 4, sehingga orbital 4s akan terisi terlebih dahulu. Jika jumlah (n + l) dua orbital sama, maka orbital dengan nilai n lebih kecil diisi terlebih dahulu. Jadi, untuk orbital 3d dan 4p, jumlah (n + l) akan sama dengan 5 untuk setiap orbital, namun orbital 3d terisi terlebih dahulu. Menurut aturan ini, urutan pengisian orbital adalah sebagai berikut:
1 detik<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p
Keluarga suatu unsur ditentukan oleh orbital terakhir yang diisi oleh elektron, menurut energi. Namun, tidak mungkin menulis rumus elektronik sesuai dengan deret energi.
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 notasi konfigurasi elektronik yang benar
41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 entri konfigurasi elektronik salah
Untuk lima unsur d - pertama, valensi (yaitu elektron yang bertanggung jawab atas pembentukan ikatan kimia) adalah jumlah elektron pada d dan s, yang terakhir terisi elektron. Untuk unsur p, valensi adalah jumlah elektron yang terletak pada sublevel s dan p. Untuk unsur s, elektron valensi adalah elektron yang terletak pada subtingkat s tingkat energi terluar.
- Aturan Hund - pada satu nilai l, elektron mengisi orbital sedemikian rupa sehingga putaran totalnya maksimum (Gbr. 2)
Beras. 2. Perubahan energi pada orbital 1s -, 2s – 2p – atom periode ke-2 Tabel Periodik.
Contoh konstruksi konfigurasi elektronik atom
Contoh konstruksi konfigurasi elektron atom diberikan pada Tabel 1.
Tabel 1. Contoh penyusunan konfigurasi elektron atom
|
Konfigurasi elektronik |
Aturan yang berlaku |
|
|
Prinsip Pauli, aturan Kleczkowski |
||
|
aturan Hund |
||
|
1s 2 2s 2 2p 6 4s 1 |
Aturan Klechkovsky |
Berilium Konfigurasi elektronik - 2s2. Diagram elektronik lapisan kuantum luar:
membosankan Konfigurasi elektronik - 2s22р1. Atom boron dapat memasuki keadaan tereksitasi. Diagram elektronik lapisan kuantum luar:
Atom karbon yang tidak tereksitasi dapat membentuk dua ikatan kovalen melalui pasangan elektron dan satu melalui mekanisme donor-akseptor. Contoh senyawa tersebut adalah karbon monoksida (II), yang memiliki rumus CO dan disebut karbon monoksida. Strukturnya akan dibahas lebih rinci di bagian 2.1.2. Atom karbon yang tereksitasi adalah unik: semua orbital lapisan kuantum terluarnya diisi dengan elektron yang tidak berpasangan, mis. Ia memiliki jumlah orbital valensi dan elektron valensi yang sama. Mitra idealnya adalah atom hidrogen, yang memiliki satu elektron di orbital satu-satunya. Ini menjelaskan kemampuannya untuk membentuk hidrokarbon. Memiliki empat elektron tidak berpasangan, atom karbon membentuk empat ikatan kimia: CH4, CF4, CO2. Dalam molekul senyawa organik, atom karbon selalu dalam keadaan tereksitasi:
Atom nitrogen tidak dapat tereksitasi karena tidak ada orbital bebas di lapisan kuantum terluarnya. Ini membentuk tiga ikatan kovalen karena pasangan elektron:
Memiliki dua elektron tidak berpasangan di lapisan terluar, atom oksigen membentuk dua ikatan kovalen:
Neon
Konfigurasi elektronik - 2s22р6. Simbol Lewis: Diagram elektron lapisan kuantum terluar:
 |
Atom neon memiliki tingkat energi eksternal yang lengkap dan tidak membentuk ikatan kimia dengan atom apapun. Ini adalah gas mulia kedua. PERIODE KE TIGA Atom semua unsur periode ketiga memiliki tiga lapisan kuantum. Konfigurasi elektron kedua tingkat energi dalam dapat digambarkan sebagai . Lapisan elektronik terluar berisi sembilan orbital, yang dihuni oleh elektron, mematuhi hukum umum. Jadi, untuk atom natrium konfigurasi elektroniknya adalah: 3s1, untuk kalsium - 3s2 (dalam keadaan tereksitasi - 3s13р1), untuk aluminium - 3s23р1 (dalam keadaan tereksitasi - 3s13р2). Berbeda dengan unsur-unsur periode kedua, atom-atom unsur golongan V – VII periode ketiga dapat eksis baik dalam keadaan dasar maupun dalam keadaan tereksitasi. Fosfor Fosfor adalah unsur golongan 5. Konfigurasi elektroniknya adalah 3s23р3. Seperti nitrogen, ia memiliki tiga elektron tidak berpasangan pada tingkat energi terluarnya dan membentuk tiga ikatan kovalen. Contohnya adalah fosfin yang memiliki rumus PH3 (bandingkan dengan amonia). Tetapi fosfor, tidak seperti nitrogen, mengandung orbital d bebas di lapisan kuantum terluar dan dapat memasuki keadaan tereksitasi - 3s13р3d1:
Hal ini memberikan peluang untuk membentuk lima ikatan kovalen pada senyawa seperti P2O5 dan H3PO4.
Namun, ia dapat tereksitasi dengan mentransfer elektron terlebih dahulu R- pada D-orbital (keadaan tereksitasi pertama), dan kemudian dengan S- pada D-orbital (keadaan tereksitasi kedua):
 |
Pada keadaan tereksitasi pertama, atom belerang membentuk empat ikatan kimia dalam senyawa seperti SO2 dan H2SO3. Keadaan tereksitasi kedua atom belerang dapat digambarkan dengan menggunakan diagram elektron:
Atom belerang ini membentuk enam ikatan kimia pada senyawa SO3 dan H2SO4.
1.3.3. Konfigurasi elektron atom unsur besar periode PERIODE KEEMPATPeriode dimulai dengan konfigurasi elektron kalium (19K): 1s22s22p63s23p64s1 atau 4s1 dan kalsium (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 atau 4s2. Jadi, sesuai dengan aturan Klechkovsky, setelah orbital p Ar, sublevel 4s terluar terisi, yang memiliki energi lebih rendah, karena Orbital 4s menembus lebih dekat ke inti; Sublevel 3d tetap kosong (3d0). Mulai dari skandium, orbital sublevel 3d dihuni oleh 10 elemen. Mereka dipanggil elemen-d.
Sesuai dengan prinsip pengisian orbital secara berurutan, atom kromium harus memiliki konfigurasi elektronik 4s23d4, tetapi ia menunjukkan “lompatan” elektron, yang terdiri dari transisi elektron 4s ke orbital 3d yang energinya dekat ( Gambar 11).
 |
Telah ditetapkan secara eksperimental bahwa keadaan atom di mana orbital p-, d-, f terisi setengah (p3, d5, f7), terisi penuh (p6, d10, f14) atau bebas (p0, d0, f0) telah meningkat stabilitas. Oleh karena itu, jika sebuah atom kekurangan satu elektron sebelum setengah penyelesaian atau penyelesaian sublevel, “lompatan” dari orbital yang sebelumnya terisi (dalam hal ini, 4s) akan diamati.
Kecuali Cr dan Cu, semua unsur dari Ca hingga Zn memiliki jumlah elektron yang sama di kulit terluarnya - dua. Hal ini menjelaskan perubahan sifat yang relatif kecil pada rangkaian logam transisi. Namun, untuk unsur-unsur yang terdaftar, baik elektron 4s terluar maupun elektron 3d dari sublevel pra-eksternal adalah elektron valensi (dengan pengecualian atom seng, yang tingkat energi ketiganya telah selesai sepenuhnya).
|
Orbital 4d dan 4f tetap bebas, meskipun periode keempat telah selesai.
PERIODE KELIMA
Urutan pengisian orbital sama seperti periode sebelumnya: pertama orbital 5s terisi ( 37Rb 5s1), lalu 4d dan 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Orbital 5s dan 4d bahkan lebih dekat energinya, sehingga sebagian besar unsur 4d (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) mengalami transisi elektron dari sublevel 5s ke 4d.
PERIODE KEENAM DAN KETUJUH
Berbeda dengan periode sebelumnya, periode keenam mencakup 32 unsur. Cesium dan barium merupakan unsur 6s. Keadaan yang sangat menguntungkan berikutnya adalah 6p, 4f dan 5d. Bertentangan dengan aturan Klechkovsky, dalam lantanum yang terisi bukanlah orbital 4f melainkan 5d ( 57La 6s25d1), namun untuk elemen berikutnya, sublevel 4f terisi ( 58M 6s24f2), yang mana terdapat empat belas kemungkinan keadaan elektronik. Atom dari cerium (Ce) hingga lutetium (Lu) disebut lantanida - ini adalah elemen f. Pada rangkaian lantanida, terkadang terjadi “kebocoran” elektron, seperti pada rangkaian elemen d. Ketika sublevel 4f selesai, sublevel 5d (sembilan elemen) terus diisi dan periode keenam, seperti periode lainnya kecuali yang pertama, diselesaikan dengan enam elemen p.
Dua unsur s pertama pada periode ketujuh adalah fransium dan radium, diikuti oleh satu unsur 6d, aktinium ( 89Ac 7s26d1). Aktinium diikuti oleh empat belas unsur 5f - aktinida. Aktinida harus diikuti oleh sembilan unsur 6d dan enam unsur p yang melengkapi periodenya. Periode ketujuh belum selesai.
Pola pembentukan periode suatu sistem oleh unsur-unsur dan pengisian orbital atom dengan elektron menunjukkan ketergantungan periodik struktur elektronik atom pada muatan inti.
Periode adalah sekumpulan unsur yang disusun menurut kenaikan muatan inti atom dan dicirikan oleh nilai bilangan kuantum utama elektron terluar yang sama. Pada awal periode terisi ns -, dan pada akhirnya - n.p. -orbital (kecuali periode pertama). Unsur-unsur ini membentuk delapan subkelompok utama (A) dari sistem periodik D.I. Mendeleev.
Subkelompok utama adalah sekumpulan unsur kimia yang tersusun vertikal dan mempunyai jumlah elektron yang sama pada tingkat energi terluarnya.
Dalam periode tersebut, dengan peningkatan muatan inti dan peningkatan gaya tarik elektron terluar dari kiri ke kanan, jari-jari atom berkurang, yang pada gilirannya menyebabkan melemahnya sifat logam dan peningkatan sifat non-logam. sifat logam. Di belakang jari-jari atom ambil jarak yang dihitung secara teoritis dari inti ke kerapatan elektron maksimum lapisan kuantum terluar. Dalam golongan, dari atas ke bawah, jumlah tingkat energi bertambah, dan akibatnya, jari-jari atom. Pada saat yang sama, sifat logam ditingkatkan. Sifat penting atom yang berubah secara periodik bergantung pada muatan inti atom juga mencakup energi ionisasi dan afinitas elektron, yang akan dibahas pada bagian 2.2.
Konfigurasi elektronik- rumus susunan elektron pada kulit elektron yang berbeda dari suatu atom suatu unsur atau molekul kimia.
Konfigurasi elektronik biasanya ditulis untuk atom-atom dalam keadaan dasarnya. Untuk menentukan konfigurasi elektronik suatu unsur, ada aturan berikut:
- Prinsip pengisian. Menurut prinsip pengisian, elektron dalam keadaan dasar atom mengisi orbital dalam urutan peningkatan tingkat energi orbital. Orbital dengan energi terendah selalu terisi terlebih dahulu.
- Prinsip eksklusi Pauli. Menurut prinsip ini, orbital apa pun hanya boleh berisi tidak lebih dari dua elektron, dan hanya jika orbital tersebut memiliki spin berlawanan (bilangan spin tidak sama).
- aturan Hund. Menurut aturan ini, pengisian orbital satu subkulit dimulai dengan elektron tunggal dengan spin paralel (tanda sama dengan), dan hanya setelah elektron tunggal menempati semua orbital, pengisian akhir orbital dengan pasangan elektron dengan spin berlawanan dapat terjadi.
Dari sudut pandang mekanika kuantum, konfigurasi elektron adalah daftar lengkap fungsi gelombang satu elektron, yang darinya fungsi gelombang lengkap suatu atom dapat disusun dengan tingkat akurasi yang cukup (dalam pendekatan medan yang konsisten sendiri) .
Secara umum, atom, sebagai suatu sistem komposit, hanya dapat dijelaskan sepenuhnya dengan fungsi gelombang lengkap. Namun, deskripsi seperti itu secara praktis tidak mungkin dilakukan untuk atom yang lebih kompleks daripada atom hidrogen, atom paling sederhana dari semua unsur kimia. Deskripsi perkiraan yang mudah digunakan adalah metode lapangan yang konsisten sendiri. Metode ini memperkenalkan konsep fungsi gelombang setiap elektron. Fungsi gelombang seluruh sistem ditulis sebagai hasil kali fungsi gelombang satu elektron yang disimetriskan dengan baik. Saat menghitung fungsi gelombang setiap elektron, medan elektron lainnya diperhitungkan sebagai potensial eksternal, yang pada gilirannya bergantung pada fungsi gelombang elektron yang tersisa.
Akibat penerapan metode medan self-consistent, diperoleh sistem persamaan integrodifferensial nonlinier yang kompleks, yang masih sulit diselesaikan. Namun, persamaan medan yang konsisten sendiri memiliki simetri rotasi dari soal aslinya (yaitu simetris bola). Hal ini memungkinkan klasifikasi lengkap fungsi gelombang elektron tunggal yang membentuk fungsi gelombang atom lengkap.
Pertama-tama, seperti halnya potensial simetris terpusat, fungsi gelombang dalam medan yang konsisten sendiri dapat dikarakterisasi dengan bilangan kuantum momentum sudut total. aku (\gaya tampilan l) dan bilangan kuantum proyeksi momentum sudut pada suatu sumbu m (\gaya tampilan m). Fungsi gelombang dengan nilai berbeda m (\gaya tampilan m) sesuai dengan tingkat energi yang sama, yaitu mereka merosot. Selain itu, keadaan dengan proyeksi putaran elektron yang berbeda pada sumbu mana pun berhubungan dengan tingkat energi yang sama. Total untuk tingkat energi tertentu 2 (2 l + 1) (\displaystyle 2(2l+1)) fungsi gelombang. Selanjutnya, untuk nilai momentum sudut tertentu, tingkat energi dapat dinomori ulang. Dengan analogi dengan atom hidrogen, merupakan kebiasaan untuk memberi nomor pada tingkat energi tertentu aku (\gaya tampilan l) dimulai dengan n = l + 1 (\gaya tampilan n=l+1). Daftar lengkap bilangan kuantum fungsi gelombang elektron tunggal yang dapat menyusun fungsi gelombang atom disebut konfigurasi elektron. Karena semuanya merosot dalam bilangan kuantum m (\gaya tampilan m) dan sepanjang putaran, cukup menunjukkan jumlah total elektron dalam keadaan dengan data n (\gaya tampilan n), aku (\gaya tampilan l).
YouTube ensiklopedis
-
1 / 5
Untuk alasan historis, dalam rumus konfigurasi elektron bilangan kuantum aku (\gaya tampilan l) ditulis dengan huruf latin. Keadaan c ditandai dengan huruf s (\gaya tampilan s), p (\gaya tampilan p): aku = 1 (\gaya tampilan l=1), d (\gaya tampilan d): aku = 2 (\gaya tampilan l=2), f (\gaya tampilan f): aku = 3 (\gaya tampilan l=3), g (\gaya tampilan g): aku = 4 (\gaya tampilan l=4) dan selanjutnya menurut abjad. Di sebelah kiri nomor tersebut aku (\gaya tampilan l) tulis nomornya n (\gaya tampilan n), dan di atas dari nomor tersebut aku (\gaya tampilan l)- jumlah elektron dalam status data n (\gaya tampilan n) Dan aku (\gaya tampilan l). Misalnya 2 detik 2 (\displaystyle 2s^(2)) sesuai dengan dua elektron dalam keadaan dengan n = 2 (\gaya tampilan n=2), aku = 0 (\gaya tampilan l=0). Karena kemudahan praktisnya (lihat aturan Klechkovsky), dalam rumus lengkap konfigurasi elektronik, suku-sukunya ditulis berdasarkan kenaikan bilangan kuantum n (\gaya tampilan n), dan kemudian bilangan kuantum aku (\gaya tampilan l), Misalnya 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3 (\displaystyle 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(3)). Karena notasi ini agak berlebihan, terkadang rumusnya disingkat menjadi 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 3 (\displaystyle 1s^(2)2s^(2)p^(6)3s^(2)p^(3)), yaitu mereka menghilangkan nomornya n (\gaya tampilan n) dimana hal tersebut dapat ditebak dari kaidah syarat pemesanan.
Hukum periodik dan struktur atom
Semua orang yang terlibat dalam struktur atom dalam setiap penelitiannya berangkat dari alat yang diberikan kepada mereka oleh hukum periodik, yang ditemukan oleh ahli kimia D. I. Mendeleev; Hanya dalam pemahaman mereka tentang hukum ini fisikawan dan matematikawan menggunakan “bahasa” mereka sendiri untuk menafsirkan ketergantungan yang ditunjukkan kepada mereka (walaupun pepatah J. W. Gibbs yang agak ironis mengenai hal ini diketahui), tetapi, pada saat yang sama, terisolasi dari ahli kimia. mempelajari substansi , dengan segala kesempurnaan, kelebihan dan keserbagunaan peralatannya, tentu saja baik fisikawan maupun matematikawan tidak dapat membangun penelitiannya sendiri.
Interaksi perwakilan dari disiplin ilmu ini juga diamati dalam pengembangan topik lebih lanjut. Penemuan periodisitas sekunder oleh E.V. Biron (1915) memberikan aspek lain dalam memahami permasalahan yang berkaitan dengan hukum struktur kulit elektron. S. A. Shchukarev, murid E. V. Biron dan
