Itu ditulis dalam bentuk yang disebut rumus elektronik. Dalam rumus elektronik, huruf s, p, d, f menunjukkan sublevel energi elektron; arti angka di depan huruf tingkat energi, di mana elektron tertentu berada, dan indeks di kanan atas adalah jumlah elektron dalam sublevel tertentu. Untuk menyusun rumus elektronik atom suatu unsur, cukup mengetahui jumlah unsur tersebut dalam tabel periodik dan mengikuti prinsip dasar yang mengatur distribusi elektron dalam atom.
Struktur kulit elektron suatu atom juga dapat digambarkan dalam bentuk diagram susunan elektron dalam sel energi.
Untuk atom besi, skema ini memiliki bentuk sebagai berikut:
Diagram ini dengan jelas menunjukkan penerapan aturan Hund. Pada sublevel 3d jumlah maksimum, sel (empat) diisi dengan elektron tidak berpasangan. Gambaran struktur kulit elektron suatu atom dalam bentuk rumus elektronik dan dalam bentuk diagram tidak mencerminkan secara jelas sifat gelombang elektron.
Kata-kata hukum periodik sebagaimana telah diubah YA. Mendeleev : sifat-sifat benda sederhana, serta bentuk dan sifat senyawa unsur, secara periodik bergantung pada besarnya berat atom unsur.
Rumusan modern dari Hukum Periodik: sifat-sifat unsur, serta bentuk dan sifat senyawanya, secara periodik bergantung pada besarnya muatan inti atomnya.
Jadi, muatan positif inti (bukan massa atom) ternyata merupakan argumen yang lebih akurat yang menjadi dasar sifat-sifat unsur dan senyawanya
Valensi- Ini adalah jumlah ikatan kimia yang menghubungkan satu atom dengan atom lainnya.
Kemampuan valensi suatu atom ditentukan oleh jumlah elektron tidak berpasangan dan keberadaan orbital atom bebas di tingkat terluar. Struktur tingkat energi terluar atom suatu unsur kimia terutama menentukan sifat-sifat atomnya. Oleh karena itu, tingkatan ini disebut tingkat valensi. Elektron pada tingkat ini, dan terkadang pada tingkat pra-eksternal, dapat mengambil bagian dalam pembentukan ikatan kimia. Elektron semacam ini disebut juga elektron valensi.
Valensi stoikiometriunsur kimia- ini adalah jumlah ekuivalen yang dapat dilekatkan oleh atom tertentu pada dirinya sendiri, atau jumlah ekuivalen dalam sebuah atom.
Setara ditentukan oleh jumlah atom hidrogen yang terikat atau tersubstitusi, sehingga valensi stoikiometri sama dengan jumlah atom hidrogen yang berinteraksi dengan atom tertentu. Namun tidak semua unsur berinteraksi secara bebas, namun hampir semuanya berinteraksi dengan oksigen, sehingga valensi stoikiometri dapat didefinisikan sebagai dua kali jumlah atom oksigen yang terikat.
Misalnya, valensi stoikiometri belerang dalam hidrogen sulfida H 2 S adalah 2, dalam oksida SO 2 - 4, dalam oksida SO 3 -6.
Saat menentukan valensi stoikiometri suatu unsur menggunakan rumus senyawa biner, kita harus berpedoman pada aturan: total valensi semua atom suatu unsur harus sama dengan total valensi semua atom unsur lain.
Keadaan oksidasi Juga mencirikan komposisi suatu zat dan sama dengan valensi stoikiometri dengan tanda plus (untuk logam atau unsur yang lebih elektropositif dalam molekul) atau minus.
1. Dalam zat sederhana, bilangan oksidasi unsur adalah nol.
2. Bilangan oksidasi fluor pada semua senyawa adalah -1. Halogen yang tersisa (klorin, brom, yodium) dengan logam, hidrogen, dan unsur lain yang lebih elektropositif juga memiliki bilangan oksidasi -1, tetapi dalam senyawa dengan unsur yang lebih elektronegatif mereka memiliki nilai-nilai positif keadaan oksidasi.
3. Oksigen dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi -2; pengecualiannya adalah hidrogen peroksida H 2 O 2 dan turunannya (Na 2 O 2, BaO 2, dll., yang oksigennya memiliki bilangan oksidasi -1, serta oksigen fluorida OF 2, yang bilangan oksidasi oksigennya adalah +2.
4. Unsur basa (Li, Na, K, dll) dan unsur subgrup utama golongan kedua Tabel Periodik (Be, Mg, Ca, dan seterusnya) selalu mempunyai bilangan oksidasi yang sama dengan nomor golongannya, yaitu +1 dan +2.
5. Semua unsur golongan ketiga, kecuali talium, mempunyai bilangan oksidasi tetap sama dengan nomor golongannya, yaitu. +3.
6. Bilangan oksidasi tertinggi suatu unsur sama dengan nomor golongan pada Tabel Periodik, dan yang terendah adalah selisihnya: nomor golongan adalah 8. Misalnya, bilangan oksidasi tertinggi nitrogen (terletak pada golongan kelima) adalah +5 (dalam asam nitrat dan garamnya), dan paling rendah sama dengan -3 (dalam garam amonia dan amonium).
7. Bilangan oksidasi unsur-unsur dalam suatu senyawa saling menghilangkan sehingga jumlah semua atom dalam molekul atau satuan rumus netral adalah nol, dan untuk ion adalah muatannya.
Aturan-aturan ini dapat digunakan untuk menentukan bilangan oksidasi yang tidak diketahui suatu unsur dalam suatu senyawa jika bilangan oksidasi unsur lain diketahui, dan untuk menyusun rumus senyawa multielemen.
Keadaan oksidasi (bilangan oksidasi) — besaran konvensional tambahan untuk mencatat proses oksidasi, reduksi dan reaksi redoks.
Konsep keadaan oksidasi sering digunakan di kimia anorganik bukannya konsep valensi. Bilangan oksidasi suatu atom sama dengan nilai numerik muatan listrik, ditetapkan pada suatu atom dengan asumsi bahwa pasangan elektron yang berikatan seluruhnya condong ke arah atom yang lebih elektronegatif (yaitu, dengan asumsi bahwa senyawa hanya terdiri dari ion).
Bilangan oksidasi menunjukkan jumlah elektron yang harus ditambahkan pada ion positif untuk mereduksinya menjadi atom netral, atau dikurangi dari ion negatif untuk mengoksidasi menjadi atom netral:
Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)
Sifat-sifat unsur, bergantung pada struktur kulit elektron atom, berubah menurut periode dan golongan tabel periodik. Karena dalam rangkaian unsur analog struktur elektroniknya hanya serupa, tetapi tidak identik, maka ketika berpindah dari satu unsur dalam golongan ke golongan lainnya, tidak ada pengulangan sifat yang sederhana yang diamati pada unsur tersebut, tetapi perubahan alaminya yang kurang lebih jelas diungkapkan. .
Sifat kimia suatu unsur ditentukan oleh kemampuan atomnya dalam kehilangan atau memperoleh elektron. Kemampuan ini diukur berdasarkan nilai energi ionisasi dan afinitas elektron.
Energi ionisasi (E dan) adalah jumlah energi minimum yang diperlukan untuk abstraksi dan pelepasan elektron sepenuhnya dari atom dalam fase gas pada T = 0
K tanpa transfer ke elektron yang dibebaskan energi kinetik dengan transformasi atom menjadi ion bermuatan positif: E + Ei = E+ + e-. Energi ionisasi merupakan besaran positif dan mempunyai nilai terkecil untuk atom logam alkali dan yang terbesar untuk atom gas mulia (inert).
Afinitas elektron (Ee) adalah energi yang dilepaskan atau diserap ketika elektron ditambahkan ke atom dalam fase gas pada T = 0
K dengan transformasi atom menjadi ion bermuatan negatif tanpa mentransfer energi kinetik ke partikel:
E + e- = E- + Ee.
Halogen, terutama fluor, memiliki afinitas elektron maksimum (Ee = -328 kJ/mol).
Nilai Ei dan Ee dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ/mol) atau dalam elektron volt per atom (eV).
Kemampuan atom yang terikat untuk menggeser elektron ikatan kimia ke arah dirinya sendiri, sehingga meningkatkan kerapatan elektron di sekitarnya disebut keelektronegatifan.
Konsep ini diperkenalkan ke dalam sains oleh L. Pauling. Keelektronegatifandilambangkan dengan simbol dan mencirikan kecenderungan suatu atom untuk menambahkan elektron ketika membentuk ikatan kimia.
Menurut R. Maliken, keelektronegatifan suatu atom diperkirakan sebesar setengah jumlah energi ionisasi dan afinitas elektron atom bebas = (Ee + Ei)/2
Dalam periode terdapat kecenderungan umum energi ionisasi dan keelektronegatifan meningkat seiring bertambahnya muatan inti atom; dalam golongan nilai-nilai ini meningkat nomor seri elemen berkurang.
Perlu ditekankan bahwa suatu unsur tidak dapat diberi nilai keelektronegatifan yang konstan, karena hal ini bergantung pada banyak faktor, khususnya pada keadaan valensi unsur tersebut, jenis senyawa yang menyusunnya, dan jumlah serta jenis atom tetangga. .
Jari-jari atom dan ionik. Ukuran atom dan ion ditentukan oleh ukuran kulit elektron. Menurut konsep mekanika kuantum, kulit elektron tidak memiliki batas yang jelas. Oleh karena itu, jari-jari atom atau ion bebas dapat diambil sebagai jarak yang dihitung secara teoritis dari inti ke posisi kepadatan maksimum utama awan elektron terluar. Jarak ini disebut jari-jari orbit. Dalam prakteknya, jari-jari atom dan ion dalam senyawa biasanya digunakan, dihitung berdasarkan data eksperimen. Dalam hal ini, jari-jari atom kovalen dan logam dibedakan.
Ketergantungan jari-jari atom dan ion pada muatan inti atom suatu unsur bersifat periodik. Dalam periode, seiring bertambahnya nomor atom, jari-jarinya cenderung mengecil. Penurunan terbesar adalah tipikal untuk unsur-unsur periode pendek, karena tingkat elektronik terluarnya terisi. Dalam periode besar dalam keluarga elemen d dan f, perubahan ini kurang tajam, karena pengisian elektron di dalamnya terjadi pada lapisan pra-luar. Dalam subkelompok, jari-jari atom dan ion dari jenis yang sama umumnya meningkat.
Tabel periodik unsur adalah contoh yang jelas manifestasi dari berbagai macam periodisitas sifat-sifat unsur, yang diamati secara horizontal (dalam satu periode dari kiri ke kanan), secara vertikal (dalam satu golongan, misalnya dari atas ke bawah), secara diagonal, yaitu. beberapa sifat atom bertambah atau berkurang, tetapi periodisitasnya tetap.
Pada periode dari kiri ke kanan (→), sifat pengoksidasi dan sifat nonlogam suatu unsur meningkat, sedangkan sifat pereduksi dan sifat logamnya menurun. Jadi, dari semua unsur periode 3, natrium akan menjadi logam paling aktif dan zat pereduksi terkuat, dan klor akan menjadi zat pengoksidasi terkuat.
Ikatan kimia- Ini adalah hubungan timbal balik atom-atom dalam suatu molekul, atau kisi kristal, sebagai akibat dari aksi gaya tarik-menarik listrik antar atom.
Ini adalah interaksi semua elektron dan semua inti, yang mengarah pada pembentukan sistem poliatomik yang stabil (radikal, ion molekul, molekul, kristal).
Ikatan kimia dilakukan oleh elektron valensi. Menurut konsep modern, ikatan kimia bersifat elektronik, tetapi dilakukan dengan cara yang berbeda. Oleh karena itu, ada tiga jenis utama ikatan kimia: kovalen, ionik, logam.Timbul antar molekul ikatan hidrogen, dan terjadi interaksi van der Waals.
Ciri-ciri utama ikatan kimia antara lain:
- panjang koneksi - Ini adalah jarak antar inti antara atom-atom yang terikat secara kimia.
Hal ini tergantung pada sifat atom yang berinteraksi dan banyaknya ikatan. Dengan meningkatnya multiplisitas, panjang ikatan berkurang dan akibatnya kekuatannya meningkat;
- banyaknya ikatan ditentukan oleh jumlah pasangan elektron yang menghubungkan dua atom. Ketika multiplisitas meningkat, energi pengikatan meningkat;
- sudut koneksi- sudut antara garis lurus imajiner yang melewati inti dua atom tetangga yang saling berhubungan secara kimia;
Energi ikatan E SV - ini adalah energi yang dilepaskan selama pembentukan ikatan tertentu dan digunakan untuk pemutusan ikatan tersebut, kJ/mol.
Ikatan kovalen - Ikatan kimia yang terbentuk dengan berbagi sepasang elektron antara dua atom.
Penjelasan ikatan kimia melalui munculnya pasangan elektron bersama antar atom menjadi dasar teori spin valensi, yang alatnya adalah metode ikatan valensi (MVS) , ditemukan oleh Lewis pada tahun 1916. Untuk deskripsi mekanika kuantum ikatan kimia dan struktur molekul, metode lain digunakan - metode orbital molekul (MMO) .
Metode ikatan valensi
Prinsip dasar pembentukan ikatan kimia menggunakan MBC:
1. Ikatan kimia dibentuk oleh elektron valensi (tidak berpasangan).
2. Elektron dengan spin antiparalel milik dua atom berbeda menjadi sama.
3. Ikatan kimia terbentuk hanya jika, ketika dua atom atau lebih saling mendekat, energi total sistem berkurang.
4. Gaya-gaya utama yang bekerja dalam suatu molekul berasal dari listrik, asal Coulomb.
5. Semakin kuat ikatannya, semakin banyak awan elektron yang berinteraksi yang tumpang tindih.
Ada dua mekanisme pembentukan ikatan kovalen:
Mekanisme pertukaran. Ikatan terbentuk dengan berbagi elektron valensi dari dua atom netral. Setiap atom menyumbangkan satu elektron tidak berpasangan ke pasangan elektron yang sama:
Beras. 7. Mekanisme pertukaran pembentukan ikatan kovalen: A- non-polar; B- kutub
Mekanisme donor-akseptor. Satu atom (donor) menyediakan pasangan elektron, dan atom lainnya (akseptor) menyediakan orbital kosong untuk pasangan tersebut.
koneksi, berpendidikan menurut mekanisme donor-akseptor, milik senyawa kompleks
 |
Beras. 8. Mekanisme donor-akseptor pembentukan ikatan kovalen
Ikatan kovalen mempunyai ciri-ciri tertentu.
Saturasi - sifat atom untuk membentuk secara ketat nomor tertentu ikatan kovalen. Karena kejenuhan ikatan, molekul memiliki komposisi tertentu.
|
Direktivitas - t . e.ikatan yang terbentuk searah tumpang tindih maksimum awan elektron . Sehubungan dengan garis yang menghubungkan pusat-pusat atom yang membentuk ikatan, mereka membedakan: σ dan π (Gbr. 9): σ-ikatan - dibentuk dengan tumpang tindih AO di sepanjang garis yang menghubungkan pusat-pusat atom yang berinteraksi; Ikatan π adalah ikatan yang terjadi pada arah sumbu tegak lurus garis lurus yang menghubungkan inti atom. Arah ikatan menentukan struktur spasial molekul, yaitu bentuk geometrisnya. Hibridisasi - ini adalah perubahan bentuk beberapa orbital ketika membentuk ikatan kovalen untuk mencapai tumpang tindih orbital yang lebih efisien. Ikatan kimia yang terbentuk dengan partisipasi elektron pada orbital hibrid lebih kuat daripada ikatan dengan partisipasi elektron pada orbital s dan p non-hibrida, karena lebih banyak terjadi tumpang tindih. Membedakan jenis berikut hibridisasi (Gbr. 10, Tabel 31): |
hibridisasi sp - satu orbital s dan satu orbital p berubah menjadi dua orbital “hibrid” yang identik, sudut antara sumbunya adalah 180°. Molekul tempat terjadinya hibridisasi sp memiliki geometri linier (BeCl 2).hibridisasi sp2- satu orbital s dan dua orbital p berubah menjadi tiga orbital “hibrida” yang identik, sudut antara sumbunya adalah 120°. Molekul tempat terjadinya hibridisasi sp 2 memiliki geometri datar (BF 3, AlCl 3).
sp 3-hibridisasi- satu orbital s dan tiga orbital p berubah menjadi empat orbital “hibrida” identik, yang sudut antara sumbunya adalah 109°28". Molekul tempat terjadinya hibridisasi sp 3 memiliki geometri tetrahedral (CH 4 , NH3).
Beras. 10. Jenis hibridisasi orbital valensi: a - sp-hibridisasi orbital valensi; B - sp 2 - hibridisasi orbital valensi; V - sp 3-hibridisasi orbital valensi
Bahan kimia adalah bahan pembuat dunia di sekitar kita.
Sifat-sifat setiap zat kimia dibagi menjadi dua jenis: kimia, yang mencirikan kemampuannya untuk membentuk zat lain, dan fisik, yang diamati secara objektif dan dapat dianggap terpisah dari transformasi kimia. Misalnya, sifat fisik suatu zat adalah sifat-sifatnya keadaan agregasi(padat, cair atau gas), konduktivitas termal, kapasitas panas, kelarutan dalam berbagai media (air, alkohol, dll), kepadatan, warna, rasa, dll.
Transformasi beberapa zat kimia pada zat lain disebut fenomena kimia atau reaksi kimia. Perlu dicatat bahwa ada juga fenomena fisik yang jelas-jelas disertai dengan perubahan pada beberapa hal properti fisik zat tanpa diubah menjadi zat lain. KE fenomena fisik, misalnya, termasuk pencairan es, pembekuan atau penguapan air, dll.
Fakta bahwa suatu fenomena kimia terjadi selama suatu proses dapat disimpulkan dengan mengamati ciri ciri reaksi kimia, seperti perubahan warna, sedimentasi, evolusi gas, panas dan/atau cahaya.
Misalnya, kesimpulan tentang terjadinya reaksi kimia dapat diambil dengan mengamati:
Terbentuknya sedimen pada saat air mendidih, dalam kehidupan sehari-hari disebut kerak;
Pelepasan panas dan cahaya saat api menyala;
Perubahan warna potongan apel segar di udara;
Pembentukan gelembung gas selama fermentasi adonan, dll.
Partikel terkecil suatu zat yang hampir tidak mengalami perubahan selama reaksi kimia, tetapi hanya terhubung satu sama lain dengan cara baru disebut atom.
Gagasan tentang keberadaan unit-unit materi seperti itu muncul kembali Yunani kuno dalam benak para filosof kuno, yang sebenarnya menjelaskan asal usul istilah “atom”, karena “atomos” yang secara harfiah diterjemahkan dari bahasa Yunani berarti “tidak dapat dibagi”.
Namun, bertentangan dengan gagasan para filsuf Yunani kuno, atom bukanlah materi minimum yang mutlak, yaitu. mereka sendiri memiliki struktur yang kompleks.
Setiap atom terdiri dari apa yang disebut partikel subatom - proton, neutron dan elektron, masing-masing dilambangkan dengan simbol p +, n o dan e -. Superskrip pada notasi yang digunakan menunjukkan bahwa proton mempunyai muatan satuan positif, elektron mempunyai muatan satuan negatif, dan neutron tidak mempunyai muatan.
Adapun struktur kualitatif suatu atom, di setiap atom semua proton dan neutron terkonsentrasi dalam apa yang disebut inti, di mana elektron membentuk kulit elektron.
Proton dan neutron memiliki massa yang hampir sama, yaitu. mp ≈ m n, dan massa elektron hampir 2000 kali lebih kecil dari massa masing-masing elektron, mis. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.
Karena sifat dasar suatu atom adalah netralitas listriknya, dan muatan satu elektron sama dengan muatan satu proton, maka kita dapat menyimpulkan bahwa jumlah elektron dalam atom mana pun sama dengan jumlah proton.
Misalnya, tabel di bawah menunjukkan kemungkinan komposisi atom:
Jenis atom dengan muatan inti yang sama, yaitu. Dengan nomor yang sama proton dalam intinya disebut unsur kimia. Jadi, dari tabel di atas kita dapat menyimpulkan bahwa atom1 dan atom2 termasuk dalam satu unsur kimia, dan atom3 dan atom4 termasuk dalam unsur kimia lain.
Setiap unsur kimia memiliki nama dan simbol tersendiri, yang dibaca dengan cara tertentu. Jadi, misalnya, unsur kimia paling sederhana yang atom-atomnya hanya mengandung satu proton dalam intinya disebut “hidrogen” dan dilambangkan dengan simbol “H” yang dibaca “abu”, dan unsur kimia dengan muatan inti +7 (yaitu mengandung 7 proton) - “nitrogen”, memiliki simbol “N”, yang dibaca “en”.
Seperti dapat dilihat dari tabel di atas, atom-atom suatu unsur kimia dapat berbeda dalam jumlah neutron dalam intinya.
Atom-atom yang termasuk dalam unsur kimia yang sama, tetapi memiliki jumlah yang berbeda neutron dan, sebagai konsekuensinya, massa disebut isotop.
Misalnya, unsur kimia hidrogen memiliki tiga isotop - 1 H, 2 H dan 3 H. Indeks 1, 2 dan 3 di atas simbol H berarti jumlah total neutron dan proton. Itu. Mengetahui bahwa hidrogen adalah suatu unsur kimia yang ciri-cirinya adalah terdapat satu proton dalam inti atomnya, maka kita dapat menyimpulkan bahwa pada isotop 1 H tidak terdapat neutron sama sekali (1-1 = 0), di isotop 2 H - 1 neutron (2-1=1) dan pada isotop 3 H – dua neutron (3-1=2). Karena, sebagaimana telah disebutkan, neutron dan proton memiliki massa yang sama, dan massa elektron dapat diabaikan jika dibandingkan dengan keduanya, ini berarti isotop 2 H hampir dua kali lebih berat dari isotop 1 H, dan isotop 3 Isotop H bahkan tiga kali lebih berat. Karena penyebaran massa isotop hidrogen yang begitu besar, isotop 2 H dan 3 H bahkan diberi nama dan simbol tersendiri, yang tidak khas untuk unsur kimia lainnya. Isotop 2H diberi nama deuterium dan diberi simbol D, dan isotop 3H diberi nama tritium dan diberi simbol T.
Jika kita menganggap massa proton dan neutron sebagai satu kesatuan, dan mengabaikan massa elektron, sebenarnya indeks kiri atas, selain jumlah total proton dan neutron dalam atom, dapat dianggap sebagai massanya, dan oleh karena itu indeks ini disebut nomor massa dan dilambangkan dengan simbol A. Karena proton bertanggung jawab atas muatan inti atom mana pun, dan muatan setiap proton secara konvensional dianggap sama dengan +1, jumlah proton dalam inti disebut bilangan muatan (Z ). Dengan menyatakan jumlah neutron dalam suatu atom sebagai N, hubungan antara nomor massa, nomor muatan, dan jumlah neutron dapat dinyatakan secara matematis sebagai:
Menurut konsep modern, elektron mempunyai sifat ganda (gelombang partikel). Ia memiliki sifat partikel dan gelombang. Seperti halnya partikel, elektron memiliki massa dan muatan, tetapi pada saat yang sama, aliran elektron, seperti gelombang, dicirikan oleh kemampuan difraksi.
Untuk menggambarkan keadaan elektron dalam atom, digunakan konsep mekanika kuantum, yang menyatakan bahwa elektron tidak memiliki lintasan gerak tertentu dan dapat ditempatkan di titik mana pun dalam ruang, tetapi dengan probabilitas yang berbeda.
Daerah disekitar inti dimana elektron paling mungkin ditemukan disebut orbital atom.
Orbital atom dapat memiliki berbagai bentuk, ukuran dan orientasi. Orbital atom juga disebut awan elektron.
Secara grafis, satu orbital atom biasanya dilambangkan dengan sel persegi:
Mekanika kuantum memiliki peralatan matematika yang sangat kompleks, oleh karena itu, dalam kerangka kursus kimia sekolah, hanya konsekuensi dari teori mekanika kuantum yang dipertimbangkan.
Berdasarkan konsekuensi ini, setiap orbital atom dan elektron yang terletak di dalamnya sepenuhnya dicirikan oleh 4 bilangan kuantum.
- Bilangan kuantum utama, n, menentukan energi total elektron dalam orbital tertentu. Rentang nilai bilangan kuantum utama – semuanya bilangan bulat, yaitu. n = 1,2,3,4, 5, dst.
- Bilangan kuantum orbital - l - mencirikan bentuk orbital atom dan dapat mengambil nilai bilangan bulat apa pun dari 0 hingga n-1, di mana n, ingat, adalah bilangan kuantum utama.
Orbital dengan l = 0 disebut S-orbital. Orbital s berbentuk bola dan tidak memiliki arah dalam ruang:
Orbital dengan l = 1 disebut P-orbital. Orbital ini berbentuk angka delapan tiga dimensi, yaitu. suatu bentuk yang diperoleh dengan memutar angka delapan di sekitar sumbu simetri, dan secara lahiriah menyerupai halter:
Orbital dengan l = 2 disebut D-orbital, dan dengan l = 3 – F-orbital. Struktur mereka jauh lebih kompleks.
3) Bilangan kuantum magnetik – ml – menentukan orientasi spasial orbital atom tertentu dan menyatakan proyeksi momentum sudut orbital ke arahnya Medan gaya. Bilangan kuantum magnetik ml sesuai dengan orientasi orbital relatif terhadap arah vektor kekuatan medan magnet luar dan dapat mengambil nilai bilangan bulat apa pun dari –l hingga +l, termasuk 0, yaitu. total nilai yang mungkin sama dengan (2l+1). Jadi, misalnya untuk l = 0 m l = 0 (satu nilai), untuk l = 1 m l = -1, 0, +1 (tiga nilai), untuk l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (lima nilai bilangan kuantum magnetik), dst.
Jadi, misalnya, orbital p, mis. orbital dengan bilangan kuantum orbital l = 1, berbentuk "angka tiga dimensi delapan", sesuai dengan tiga nilai bilangan kuantum magnetik (-1, 0, +1), yang, pada gilirannya, sesuai dengan tiga arah yang tegak lurus satu sama lain dalam ruang.
4) Bilangan kuantum spin (atau hanya spin) - m s - secara kondisional dapat dianggap bertanggung jawab atas arah rotasi elektron dalam atom; ia dapat mengambil nilai. Elektron dengan spin berbeda ditandai dengan panah vertikal yang diarahkan ke arah berbeda: ↓ dan .
Himpunan semua orbital dalam suatu atom yang mempunyai bilangan kuantum utama yang sama disebut tingkat energi atau kulit elektron. Setiap tingkat energi sembarang dengan bilangan n terdiri dari n 2 orbital.
Himpunan orbital dengan nilai bilangan kuantum utama dan bilangan kuantum orbital yang sama mewakili sublevel energi.
Setiap tingkat energi, yang sesuai dengan bilangan kuantum utama n, berisi n sublevel. Pada gilirannya, setiap sublevel energi dengan bilangan kuantum orbital l terdiri dari orbital (2l+1). Jadi, sublevel s terdiri dari satu orbital s, sublevel p terdiri dari tiga orbital p, sublevel d terdiri dari lima orbital d, dan sublevel f terdiri dari tujuh orbital f. Karena, sebagaimana telah disebutkan, satu orbital atom sering dilambangkan dengan satu sel persegi, sublevel s-, p-, d- dan f dapat direpresentasikan secara grafis sebagai berikut:
Setiap orbital berhubungan dengan himpunan tiga bilangan kuantum n, l, dan ml yang ditentukan secara ketat.
Distribusi elektron antar orbital disebut konfigurasi elektron.
Pengisian orbital atom dengan elektron terjadi sesuai dengan tiga kondisi:
- Prinsip energi minimum: Elektron mengisi orbital mulai dari sublevel energi terendah. Urutan sublevel menurut kenaikan energinya adalah sebagai berikut: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Untuk memudahkan mengingat urutan pengisian sublevel elektronik, ilustrasi grafis berikut sangat berguna:
- Prinsip Pauli: Setiap orbital dapat berisi tidak lebih dari dua elektron.
Jika terdapat satu elektron dalam suatu orbital maka disebut tidak berpasangan, dan jika terdapat dua maka disebut pasangan elektron.
- aturan Hund: keadaan paling stabil suatu atom adalah keadaan di mana, dalam satu sublevel, atom tersebut memiliki jumlah elektron tidak berpasangan maksimum yang mungkin. Keadaan atom yang paling stabil ini disebut keadaan dasar.
Artinya, misalnya penempatan elektron ke-1, ke-2, ke-3, dan ke-4 pada tiga orbital sublevel p akan dilakukan sebagai berikut:
Pengisian orbital atom dari hidrogen yang bermuatan nomor 1 ke kripton (Kr) yang bermuatan nomor 36 dilakukan sebagai berikut:
Representasi urutan pengisian orbital atom seperti itu disebut diagram energi. Berdasarkan diagram elektronik masing-masing unsur, dimungkinkan untuk menuliskan apa yang disebut rumus elektronik (konfigurasi). Jadi, misalnya, suatu unsur dengan 15 proton dan, sebagai konsekuensinya, 15 elektron, yaitu. fosfor (P) akan memiliki diagram energi berikut:
Jika diubah menjadi rumus elektronik, atom fosfor akan berbentuk:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Angka ukuran normal di sebelah kiri simbol sublevel menunjukkan nomor tingkat energi, dan superskrip di sebelah kanan simbol sublevel menunjukkan jumlah elektron pada sublevel yang bersangkutan.
Di bawah ini adalah rumus elektronik 36 unsur pertama tabel periodik menurut D.I. Mendeleev.
| periode | Barang no. | simbol | Nama | rumus elektronik |
| SAYA | 1 | H | hidrogen | 1 detik 1 |
| 2 | Dia | helium | 1s 2 | |
| II | 3 | Li | litium | 1s 2 2s 1 |
| 4 | Menjadi | berilium | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | B | boron | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | karbon | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | nitrogen | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | HAI | oksigen | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | fluor | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Tidak | neon | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| AKU AKU AKU | 11 | Tidak | sodium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | mg | magnesium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Al | aluminium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Ya | silikon | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | P | fosfor | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | sulfur | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Kl | klorin | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ar | argon | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | K | kalium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | kalsium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | skandium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | titanium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | vanadium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Kr | kromium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 disini kita mengamati lompatan satu elektron dengan S pada D subtingkat | |
| 25 | M N | mangan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | besi | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Bersama | kobalt | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Tidak | nikel | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | tembaga | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 disini kita mengamati lompatan satu elektron dengan S pada D subtingkat | |
| 30 | Zn | seng | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | galium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | Jerman | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | Sebagai | arsenik | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Ya | selenium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Sdr | brom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Kr | kripton | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Seperti telah disebutkan, dalam keadaan dasarnya, elektron dalam orbital atom ditempatkan menurut prinsip energi terkecil. Namun, dengan adanya orbital p kosong dalam keadaan dasar atom, seringkali dengan memberikan energi berlebih padanya, atom dapat dipindahkan ke keadaan tereksitasi. Misalnya, atom boron dalam keadaan dasarnya mempunyai konfigurasi elektronik dan diagram energi dalam bentuk berikut:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
Dan dalam keadaan tereksitasi (*), yaitu. Ketika sejumlah energi diberikan ke atom boron, konfigurasi elektron dan diagram energinya akan terlihat seperti ini:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
Tergantung pada sublevel atom mana yang terakhir diisi, unsur kimia dibagi menjadi s, p, d atau f.
Menemukan unsur s, p, d dan f pada tabel D.I. Mendeleev:
- Elemen s memiliki sublevel s terakhir yang harus diisi. Unsur-unsur tersebut meliputi unsur-unsur subkelompok utama (di sebelah kiri sel tabel) golongan I dan II.
- Untuk elemen p, sublevel p diisi. Unsur p meliputi enam unsur terakhir setiap periode, kecuali unsur pertama dan ketujuh, serta unsur subkelompok utama golongan III-VIII.
- Unsur d terletak di antara unsur s dan p dalam periode yang besar.
- f-Elemen disebut lantanida dan aktinida. Mereka tercantum di bagian bawah tabel D.I. Mendeleev.
Saat menulis rumus elektronik untuk atom suatu unsur, tunjukkan tingkat energi (nilai bilangan kuantum utama N dalam bentuk angka - 1, 2, 3, dst.), sublevel energi (nilai bilangan kuantum orbital aku dalam bentuk huruf - S, P, D, F) dan angka di atas menunjukkan jumlah elektron pada sublevel tertentu.
Elemen pertama dalam tabel adalah D.I. Mendeleev adalah hidrogen, oleh karena itu muatan inti atom N sama dengan 1, sebuah atom hanya mempunyai satu elektron per atom S-sublevel dari tingkat pertama. Oleh karena itu, rumus elektronik atom hidrogen berbentuk:
Unsur kedua adalah helium; atomnya mempunyai dua elektron, sehingga rumus elektronik atom helium adalah 2 Bukan 1S 2. Periode pertama hanya mencakup dua unsur, karena tingkat energi pertama diisi oleh elektron, yang hanya dapat ditempati oleh 2 elektron.
Unsur ketiga secara berurutan - litium - sudah berada pada periode kedua, oleh karena itu, tingkat energi kedua mulai diisi dengan elektron (kita membicarakannya di atas). Pengisian tingkat kedua dengan elektron dimulai dengan S-sublevel, oleh karena itu rumus elektronik atom litium adalah 3 Li 1S 2 2S 1 . Atom berilium selesai diisi dengan elektron S-subtingkat: 4 Ve 1S 2 2S 2 .
Pada unsur-unsur periode ke-2 berikutnya, tingkat energi kedua terus terisi elektron, hanya sekarang terisi elektron R-subtingkat: 5 DI DALAM 1S 2 2S 2 2R 1 ; 6 DENGAN 1S 2 2S 2 2R 2 … 10 Tidak 1S 2 2S 2 2R 6 .
Atom neon menyelesaikan pengisiannya dengan elektron R-sublevel, unsur ini mengakhiri periode kedua, ia memiliki delapan elektron, karena S- Dan R-sublevel hanya dapat mengandung delapan elektron.
Unsur-unsur periode ke-3 memiliki urutan pengisian sublevel energi tingkat ketiga yang serupa dengan elektron. Rumus elektronik atom-atom beberapa unsur pada periode ini adalah sebagai berikut:
11 Tidak 1S 2 2S 2 2R 6 3S 1 ; 12 mg 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 ; 13 Al 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 1 ;
14 Ya 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 2 ;…; 18 Ar 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 .
Periode ketiga, seperti periode kedua, diakhiri dengan suatu unsur (argon), yang terisi penuh dengan elektron R-sublevel, meskipun level ketiga mencakup tiga sublevel ( S, R, D). Menurut urutan pengisian sublevel energi di atas sesuai dengan aturan Klechkovsky, energi sublevel 3 D lebih banyak energi sublevel 4 S, oleh karena itu, atom kalium di sebelah argon dan atom kalsium di belakangnya diisi dengan elektron 3 S– sublevel dari tingkat keempat:
19 KE 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 ; 20 Sa 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 .
Mulai dari unsur ke-21 - skandium, sublevel 3 pada atom unsur mulai terisi elektron D. Rumus elektronik atom unsur-unsur tersebut adalah:
21 Sc 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 1 ; 22 Ti 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 2 .
Pada atom unsur ke-24 (kromium) dan unsur ke-29 (tembaga), terjadi fenomena yang disebut “kebocoran” atau “kegagalan” elektron: elektron dari 4 terluar S– sublevel “jatuh” sebesar 3 D– sublevel, menyelesaikan pengisian setengahnya (untuk kromium) atau seluruhnya (untuk tembaga), yang berkontribusi pada stabilitas atom yang lebih besar:
24 Kr 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 5 (bukannya...4 S 2 3D 4) dan
29 Cu 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 1 3D 10 (bukannya...4 S 2 3D 9).
Mulai dari unsur ke-31 - galium, pengisian tingkat ke-4 dengan elektron berlanjut, sekarang - R– subtingkat:
31 Ga 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 1 …; 36 Kr 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 6 .
Unsur ini mengakhiri periode keempat yang sudah mencakup 18 unsur.
Urutan pengisian sublevel energi yang serupa dengan elektron terjadi pada atom unsur periode ke-5. Untuk dua yang pertama (rubidium dan strontium) diisi S– sublevel level 5, untuk sepuluh elemen berikutnya (dari yttrium hingga kadmium) terisi D– sublevel dari tingkat ke-4; Periode ini diselesaikan oleh enam unsur (dari indium hingga xenon), yang atom-atomnya diisi dengan elektron R– sublevel dari eksternal, tingkat kelima. Ada juga 18 unsur dalam satu periode.
Untuk unsur periode keenam, urutan pengisian ini dilanggar. Pada awal periode, seperti biasa, ada dua unsur yang atomnya terisi elektron S– sublevel dari tingkat eksternal, keenam. Unsur berikutnya di belakangnya, lantanum, mulai terisi elektron D– sublevel dari level sebelumnya, mis. 5 D. Ini menyelesaikan pengisian dengan elektron 5 D-sublevel berhenti dan 14 elemen berikutnya - dari cerium hingga lutetium - mulai terisi F-sublevel dari tingkat ke-4. Semua elemen ini dimasukkan dalam satu sel tabel, dan di bawahnya terdapat deretan elemen yang diperluas, yang disebut lantanida.
Mulai dari unsur ke-72 - hafnium - hingga unsur ke-80 - merkuri, pengisian elektron berlanjut 5 D-sublevel, dan periode berakhir, seperti biasa, dengan enam unsur (dari talium hingga radon), yang atomnya diisi dengan elektron R– sublevel dari tingkat eksternal, keenam. Ini adalah periode terbesar, mencakup 32 unsur.
Dalam atom-atom unsur periode ketujuh, tidak lengkap, urutan pengisian sublevel yang sama terlihat seperti dijelaskan di atas. Kami membiarkan siswa menulis sendiri rumus elektronik atom unsur periode 5 – 7, dengan mempertimbangkan semua hal di atas.
Catatan:Dalam beberapa buku teks, urutan penulisan rumus elektronik atom suatu unsur diperbolehkan berbeda: bukan sesuai urutan pengisiannya, tetapi sesuai dengan jumlah elektron pada setiap tingkat energi yang diberikan dalam tabel. Misalnya, rumus elektronik atom arsenik mungkin terlihat seperti: As 1S 2 2S 2 2R 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 3 .
Struktur kulit elektron atom unsur empat periode pertama: $s-$, $p-$ dan $d-$elemen. Konfigurasi elektronik suatu atom. Keadaan atom dasar dan tereksitasi
Konsep atom muncul di dunia kuno untuk menunjukkan partikel materi. Diterjemahkan dari bahasa Yunani, atom berarti “tidak dapat dibagi.”
elektron
Fisikawan Irlandia Stoney, berdasarkan eksperimen, sampai pada kesimpulan bahwa listrik dibawa oleh partikel terkecil yang ada di atom semua unsur kimia. Pada $1891, Mr. Stoney mengusulkan untuk menamai partikel-partikel ini elektron, yang berarti "kuning" dalam bahasa Yunani.
Beberapa tahun setelah elektron mendapatkan namanya, fisikawan Inggris Joseph Thomson dan fisikawan Perancis Jean Perrin membuktikan bahwa elektron membawa muatan negatif. Ini adalah muatan negatif terkecil, yang dalam kimia dianggap sebagai satuan $(–1)$. Thomson bahkan berhasil menentukan kecepatan elektron (sama dengan kecepatan cahaya - $300.000 km/s) dan massa elektron ($1836$ kali lebih kecil dari massa atom hidrogen).
Thomson dan Perrin menghubungkan kutub sumber arus dengan dua pelat logam - katoda dan anoda, disolder ke dalam tabung kaca tempat udara dievakuasi. Ketika tegangan sekitar 10 ribu volt diterapkan ke pelat elektroda, pelepasan cahaya muncul di dalam tabung, dan partikel terbang dari katoda (kutub negatif) ke anoda (kutub positif), yang pertama kali disebut oleh para ilmuwan. sinar katoda, dan kemudian menemukan bahwa itu adalah aliran elektron. Elektron yang mengenai zat tertentu, seperti yang ada di layar TV, akan menyebabkan cahaya.
Kesimpulannya diambil: elektron lepas dari atom bahan pembuat katoda.
Elektron bebas atau alirannya dapat diperoleh dengan cara lain, misalnya dengan memanaskan kawat logam atau dengan menyinari logam yang dibentuk oleh unsur-unsur subkelompok utama golongan I tabel periodik (misalnya sesium).
Keadaan elektron dalam suatu atom
Keadaan elektron dalam suatu atom dipahami sebagai totalitas informasi tentang energi elektron tertentu masuk ruang angkasa, di mana ia berada. Kita telah mengetahui bahwa elektron dalam suatu atom tidak mempunyai lintasan gerak, yaitu. kita hanya bisa membicarakannya probabilitas lokasinya di ruang sekitar inti. Ia dapat terletak di bagian mana pun dari ruang yang mengelilingi inti, dan kumpulan posisi yang berbeda dianggap sebagai awan elektron dengan kerapatan muatan negatif tertentu. Secara kiasan, hal ini dapat dibayangkan sebagai berikut: jika dimungkinkan untuk memotret posisi elektron dalam atom setelah seperseratus atau sepersejuta detik, seperti pada hasil foto, maka elektron dalam foto tersebut akan direpresentasikan sebagai sebuah titik. Jika foto-foto seperti itu ditumpangkan dalam jumlah yang tak terhitung jumlahnya, gambarnya akan berupa awan elektron dengan kepadatan terbesar di mana terdapat titik-titik terbanyak.
Gambar tersebut menunjukkan “potongan” kerapatan elektron pada atom hidrogen yang melewati inti, dan garis putus-putus membatasi lingkup di mana kemungkinan mendeteksi elektron adalah $90%$. Kontur yang paling dekat dengan inti mencakup wilayah ruang yang peluangnya mendeteksi elektron adalah $10%$, peluang mendeteksi elektron di dalam kontur kedua dari inti adalah $20%$, di dalam kontur ketiga adalah $≈30% $, dll. Ada beberapa ketidakpastian dalam keadaan elektron. Untuk mengkarakterisasi keadaan khusus ini, fisikawan Jerman W. Heisenberg memperkenalkan konsep prinsip ketidakpastian, yaitu. menunjukkan bahwa tidak mungkin menentukan energi dan lokasi elektron secara bersamaan dan akurat. Semakin tepat energi suatu elektron ditentukan, maka semakin tidak pasti posisinya, dan sebaliknya, setelah menentukan posisinya, energi elektron tidak mungkin ditentukan. Kisaran probabilitas untuk mendeteksi elektron tidak memiliki batasan yang jelas. Namun, dimungkinkan untuk memilih ruang yang kemungkinan menemukan elektronnya maksimum.
Ruang di sekitar inti atom tempat elektron paling mungkin ditemukan disebut orbital.
Ia mengandung sekitar $90%$ awan elektron, yang berarti sekitar $90%$ waktu elektron berada di bagian ruang ini. Berdasarkan bentuknya, ada empat jenis orbital yang diketahui, yang ditandai dengan huruf latin $s, p, d$ dan $f$. Representasi grafis dari beberapa bentuk orbital elektron disajikan pada gambar.
Ciri terpenting gerak elektron pada orbital tertentu adalah energi pengikatannya dengan inti. Elektron dengan nilai energi yang sama membentuk satuan lapisan elektron, atau tingkat energi. Tingkat energi diberi nomor mulai dari inti: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ dan $7$.
Bilangan bulat $n$ yang menyatakan bilangan tingkat energi disebut bilangan kuantum utama.
Ini mencirikan energi elektron yang menempati tingkat energi tertentu. Elektron pada tingkat energi pertama, yang paling dekat dengan inti, memiliki energi paling rendah. Dibandingkan dengan elektron tingkat pertama, elektron tingkat berikutnya dicirikan oleh sejumlah besar energi. Akibatnya, elektron-elektron pada tingkat terluar terikat paling lemah pada inti atom.
Jumlah tingkat energi (lapisan elektronik) dalam suatu atom sama dengan jumlah periode dalam sistem D.I.Mendeleev dimana unsur kimia tersebut berada: atom unsur periode pertama memiliki satu tingkat energi; periode kedua - dua; periode ketujuh - tujuh.
Jumlah elektron terbesar pada suatu tingkat energi ditentukan dengan rumus:
dimana $N$ adalah jumlah elektron maksimum; $n$ adalah bilangan level, atau bilangan kuantum utama. Oleh karena itu: pada tingkat energi pertama yang paling dekat dengan inti, tidak boleh terdapat lebih dari dua elektron; pada yang kedua - tidak lebih dari $8$; pada yang ketiga - tidak lebih dari $18$; pada hari keempat - tidak lebih dari $32$. Dan bagaimana, pada gilirannya, tingkat energi (lapisan elektronik) diatur?
Mulai dari tingkat energi kedua $(n = 2)$, masing-masing tingkat dibagi menjadi subtingkat (sublapisan), sedikit berbeda satu sama lain dalam energi pengikatan dengan inti.
Jumlah sublevel sama dengan nilai bilangan kuantum utama: tingkat energi pertama mempunyai satu subtingkat; yang kedua - dua; ketiga - tiga; keempat - empat. Sublevel, pada gilirannya, dibentuk oleh orbital.
Setiap nilai $n$ sesuai dengan jumlah orbital yang sama dengan $n^2$. Berdasarkan data yang disajikan dalam tabel, seseorang dapat menelusuri hubungan antara bilangan kuantum utama $n$ dan jumlah sublevel, jenis dan jumlah orbital, serta jumlah maksimum elektron pada sublevel dan level tersebut.
Bilangan kuantum utama, jenis dan jumlah orbital, jumlah elektron maksimum pada sublevel dan level.
| Tingkat energi $(n)$ | Jumlah sublevel sama dengan $n$ | Tipe orbital | Jumlah orbital | Jumlah elektron maksimum | ||
| di subtingkat | di level yang sama dengan $n^2$ | di subtingkat | pada tingkat yang sama dengan $n^2$ | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ | ||||
Sublevel biasanya dilambangkan dengan huruf latin, serta bentuk orbital penyusunnya: $s, p, d, f$. Jadi:
- $s$-sublevel - sublevel pertama dari setiap tingkat energi yang paling dekat dengan inti atom, terdiri dari satu orbital $s$;
- $p$-sublevel - sublevel kedua dari masing-masing, kecuali yang pertama, tingkat energi, terdiri dari tiga orbital $p$;
- $d$-sublevel - sublevel ketiga dari masing-masing sublevel, mulai dari tingkat energi ketiga, terdiri dari lima orbital $d$;
- Sublevel $f$ masing-masing, mulai dari tingkat energi keempat, terdiri dari tujuh orbital $f$.
Inti atom
Namun tidak hanya elektron yang merupakan bagian dari atom. Fisikawan Henri Becquerel menemukan bahwa mineral alami yang mengandung garam uranium juga memancarkan radiasi yang tidak diketahui, sehingga memperlihatkan film fotografi yang terlindung dari cahaya. Fenomena ini disebut radioaktivitas.
Ada tiga jenis sinar radioaktif:
- $α$-rays, yang terdiri dari $α$-partikel yang bermuatan $2$ kali lebih besar dari muatan elektron, tetapi bertanda positif, dan bermassa $4$ kali lebih besar dari massa atom hidrogen;
- $β$-sinar mewakili aliran elektron;
- $γ$-sinar adalah gelombang elektromagnetik dengan massa yang dapat diabaikan dan tidak membawa muatan listrik.
Akibatnya, atom memiliki struktur yang kompleks - terdiri dari inti dan elektron yang bermuatan positif.
Bagaimana struktur atom?
Pada tahun 1910, di Cambridge, dekat London, Ernest Rutherford dan mahasiswa serta rekannya mempelajari hamburan partikel $α$ yang melewati lapisan emas tipis dan jatuh di layar. Partikel alfa biasanya menyimpang dari arah aslinya hanya satu derajat, seolah-olah menegaskan keseragaman dan keseragaman sifat atom emas. Dan tiba-tiba para peneliti menyadari bahwa beberapa partikel $α$ tiba-tiba mengubah arah jalurnya, seolah-olah menghadapi semacam rintangan.
Dengan menempatkan layar di depan kertas timah, Rutherford mampu mendeteksi bahkan kasus yang jarang terjadi ketika partikel $α$, yang dipantulkan dari atom emas, terbang ke arah yang berlawanan.
Perhitungan menunjukkan bahwa fenomena yang diamati dapat terjadi jika seluruh massa atom dan seluruh muatan positifnya terkonsentrasi dalam inti pusat yang kecil. Jari-jari inti ternyata 100.000 kali lebih kecil dari jari-jari seluruh atom, yaitu wilayah di mana elektron bermuatan negatif berada. Jika kita menerapkan perbandingan kiasan, maka seluruh volume atom dapat diibaratkan seperti stadion di Luzhniki, dan inti atom dapat diibaratkan seperti bola sepak yang terletak di tengah lapangan.
Sebuah atom dari unsur kimia apa pun sebanding dengan tata surya yang kecil. Oleh karena itu, model atom yang dikemukakan oleh Rutherford disebut model atom planet.
Proton dan Neutron
Ternyata inti atom kecil, tempat seluruh massa atom terkonsentrasi, terdiri dari dua jenis partikel - proton dan neutron.
proton memiliki muatan yang sama dengan muatan elektron, tetapi berlawanan tanda $(+1)$, dan massa sama dengan massa atom hidrogen (dianggap sebagai kesatuan dalam kimia). Proton ditandai dengan tanda $↙(1)↖(1)p$ (atau $p+$). Neutron tidak membawa muatan, mereka netral dan memiliki massa yang sama dengan massa proton, mis. $1$. Neutron ditandai dengan tanda $↙(0)↖(1)n$ (atau $n^0$).
Proton dan neutron bersama-sama disebut nukleon(dari lat. inti- inti).
Jumlah jumlah proton dan neutron dalam suatu atom disebut nomor massa. Misalnya, nomor massa atom aluminium adalah:
Karena massa elektron, yang sangat kecil, dapat diabaikan, jelaslah bahwa seluruh massa atom terkonsentrasi di dalam inti. Elektron ditetapkan sebagai berikut: $e↖(-)$.
Karena atom bersifat netral secara listrik, jelas juga bahwa bahwa jumlah proton dan elektron dalam suatu atom adalah sama. Itu sama dengan nomor atom suatu unsur kimia, ditugaskan padanya dalam Tabel Periodik. Misalnya, inti atom besi mengandung $26$ proton, dan $26$ elektron berputar mengelilingi inti. Bagaimana cara menentukan jumlah neutron?
Seperti diketahui, massa suatu atom terdiri dari massa proton dan neutron. Mengetahui nomor seri elemen $(Z)$, mis. jumlah proton, dan nomor massa $(A)$ sama dengan jumlah jumlah proton dan neutron, jumlah neutron $(N)$ dapat dicari dengan rumus:
Misalnya, jumlah neutron dalam atom besi adalah:
$56 – 26 = 30$.
Tabel tersebut menyajikan ciri-ciri utama partikel elementer.
Ciri-ciri dasar partikel elementer.
Isotop
Varietas atom dari unsur yang sama yang mempunyai muatan inti yang sama tetapi nomor massanya berbeda disebut isotop.
Kata isotop terdiri dari dua kata Yunani: iso- identik dan topos- tempat, artinya “menempati satu tempat” (sel) dalam Tabel Periodik Unsur.
Unsur kimia yang terdapat di alam merupakan campuran isotop. Jadi, karbon memiliki tiga isotop dengan massa $12, 13, 14$; oksigen - tiga isotop dengan massa $16, 17, 18, dll.
Biasanya, massa atom relatif suatu unsur kimia yang diberikan dalam Tabel Periodik adalah nilai rata-rata massa atom campuran alami isotop suatu unsur, dengan mempertimbangkan kelimpahan relatifnya di alam, oleh karena itu nilai atom massa seringkali bersifat pecahan. Misalnya, atom klor alami adalah campuran dua isotop - $35$ (ada $75%$ di alam) dan $37$ (ada $25%$ di alam); oleh karena itu, massa atom relatif klorin adalah $35,5$. Isotop klorin ditulis sebagai berikut:
$↖(35)↙(17)(Cl)$ dan $↖(37)↙(17)(Cl)$
Sifat kimia isotop klor sama persis, begitu pula isotop sebagian besar unsur kimia, misalnya kalium, argon:
$↖(39)↙(19)(K)$ dan $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ dan $↖(40)↙(18 )(Ar)$
Namun, sifat isotop hidrogen sangat bervariasi karena peningkatan massa atom relatifnya yang berlipat ganda; mereka bahkan diberi nama individu dan simbol kimia: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuterium - $↖(2)↙(1)(H)$, atau $↖(2)↙(1)(D)$; tritium - $↖(3)↙(1)(H)$, atau $↖(3)↙(1)(T)$.
Sekarang kita dapat memberikan definisi unsur kimia yang modern, lebih ketat dan ilmiah.
Unsur kimia adalah kumpulan atom-atom yang mempunyai muatan inti yang sama.
Struktur kulit elektron atom unsur empat periode pertama
Mari kita perhatikan tampilan konfigurasi elektronik atom unsur menurut periode sistem D.I.Mendeleev.
Elemen periode pertama.
Diagram struktur elektronik atom menunjukkan distribusi elektron melintasi lapisan elektronik (tingkat energi).
Rumus elektronik atom menunjukkan distribusi elektron melintasi tingkat dan sublevel energi.
Grafik rumus elektronik atom menunjukkan distribusi elektron tidak hanya antar level dan sublevel, tetapi juga antar orbital.
Dalam atom helium, lapisan elektron pertama sudah lengkap - lapisan ini mengandung $2$ elektron.
Hidrogen dan helium adalah unsur $s$; orbital $s$ atom-atom ini diisi dengan elektron.
Elemen periode kedua.
Untuk semua unsur periode kedua, lapisan elektron pertama terisi, dan elektron mengisi orbital $s-$ dan $p$ pada lapisan elektron kedua sesuai dengan prinsip energi terkecil (pertama $s$ dan kemudian $p$ ) dan aturan Pauli dan Hund.
Pada atom neon, lapisan elektron kedua sudah lengkap - lapisan ini mengandung $8$ elektron.
Elemen periode ketiga.
Untuk atom unsur periode ketiga, lapisan elektron pertama dan kedua telah selesai, sehingga terisi lapisan elektron ketiga, yang di dalamnya elektron dapat menempati subtingkat 3s-, 3p- dan 3d.
Struktur kulit elektron atom unsur periode ketiga.
Atom magnesium menyelesaikan orbital elektron $3,5$. $Na$ dan $Mg$ adalah elemen $s$.
Dalam aluminium dan unsur-unsur berikutnya, sublevel $3d$ diisi dengan elektron.
| $↙(18)(Ar)$Argon |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
Sebuah atom argon memiliki $8$ elektron di lapisan terluarnya (lapisan elektron ketiga). Karena lapisan terluar sudah selesai, tetapi secara total pada lapisan elektron ketiga, seperti yang telah Anda ketahui, mungkin terdapat 18 elektron, yang berarti unsur-unsur periode ketiga memiliki orbital $3d$ yang tidak terisi.
Semua elemen dari $Al$ hingga $Ar$ adalah $р$ -elemen.
$s-$ dan $p$ -elemen membentuk subgrup utama dalam Tabel Periodik.
Elemen periode keempat.
Atom kalium dan kalsium mempunyai lapisan elektron keempat dan sublevel $4s$ terisi, karena ia memiliki energi yang lebih rendah daripada sublevel $3d$. Untuk menyederhanakan grafik rumus elektronik atom unsur periode keempat:
- Mari kita nyatakan rumus elektronik grafis konvensional argon sebagai berikut: $Ar$;
- Kami tidak akan menggambarkan sublevel yang tidak terisi atom-atom ini.
$K, Ca$ - $s$ -elemen, termasuk dalam subkelompok utama. Untuk atom dari $Sc$ hingga $Zn$, sublevel 3d diisi dengan elektron. Ini adalah elemen $3d$. Mereka termasuk dalam subgrup samping, lapisan elektron terluarnya terisi, mereka diklasifikasikan sebagai elemen transisi.
Perhatikan struktur kulit elektron atom kromium dan tembaga. Di dalamnya, satu elektron “gagal” dari sublevel $4s-$ ke sublevel $3d$, yang dijelaskan oleh stabilitas energi yang lebih besar dari konfigurasi elektronik $3d^5$ dan $3d^(10)$ yang dihasilkan:
$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$ 
$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$ 
| Simbol elemen, nomor seri, nama | Diagram struktur elektronik | Rumus elektronik | Rumus elektronik grafis |
| $↙(19)(K)$ Kalium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ Kalsium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ Skandium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ atau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ Titanium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ atau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ Vanadium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ atau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$ |  |
| $↙(24)(Kr)$ Krom |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ atau $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$ |  |
| $↙(29)(Cu)$ Krom |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ atau $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ Seng |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ atau $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Ga)$ Galium |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ atau $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(Kr)$ Krypton |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ atau $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
Dalam atom seng, lapisan elektron ketiga selesai - semua sublevel $3s, 3p$ dan $3d$ terisi di dalamnya, dengan total $18$ elektron.
Pada unsur-unsur setelah seng, lapisan elektron keempat, sublevel $4p$, terus terisi. Elemen dari $Ga$ hingga $Кr$ - $р$ -elemen.
Lapisan terluar (keempat) atom kripton sudah lengkap dan memiliki elektron $8$. Namun secara total pada lapisan elektron keempat, seperti yang Anda ketahui, mungkin terdapat $32$ elektron; atom kripton masih memiliki sublevel $4d-$ dan $4f$ yang belum terisi.
Untuk elemen periode kelima, sublevel diisi dengan urutan sebagai berikut: $5s → 4d → 5p$. Dan ada juga pengecualian yang terkait dengan “kegagalan” elektron di $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46 ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ muncul di periode keenam dan ketujuh -elemen, yaitu. elemen yang masing-masing mengisi sublevel $4f-$ dan $5f$ dari lapisan elektronik luar ketiga.
$4f$ -elemen ditelepon lantanida.
$5f$ -elemen ditelepon aktinida.
Urutan pengisian sublevel elektronik pada atom unsur periode keenam: $↙(55)Cs$ dan $↙(56)Ba$ - $6s$ unsur; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-elemen; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-elemen; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elemen; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elemen. Namun di sini juga terdapat unsur-unsur yang urutan pengisian orbital elektroniknya dilanggar, yang, misalnya, dikaitkan dengan stabilitas energi yang lebih besar pada setengah dan sublevel $f$ yang terisi penuh, yaitu. $nf^7$ dan $nf^(14)$.
Bergantung pada sublevel atom mana yang terakhir diisi elektron, semua unsur, seperti yang telah Anda pahami, dibagi menjadi empat keluarga elektron, atau blok:
- $s$ -elemen; sublevel $s$ dari tingkat terluar atom diisi dengan elektron; $s$-elemen termasuk hidrogen, helium dan unsur-unsur subkelompok utama golongan I dan II;
- $p$ -elemen; sublevel $p$ dari tingkat terluar atom diisi dengan elektron; $p$-elements mencakup elemen subgrup utama grup III–VIII;
- $d$ -elemen; sublevel $d$ dari level pra-eksternal atom diisi dengan elektron; $d$-elements mencakup elemen subgrup sekunder dari grup I–VIII, yaitu elemen dekade kabisat dari periode besar yang terletak di antara elemen $s-$ dan $p-$. Mereka juga dipanggil elemen transisi;
- $f$ -elemen; elektron mengisi sublevel $f-$ dari tingkat terluar ketiga atom; ini termasuk lantanida dan aktinida.
Konfigurasi elektronik suatu atom. Keadaan atom dasar dan tereksitasi
Fisikawan Swiss W. Pauli pada $1925 menemukan hal itu sebuah atom tidak boleh memiliki lebih dari dua elektron dalam satu orbital, mempunyai punggung yang berlawanan (antiparalel) (diterjemahkan dari bahasa Inggris sebagai spindel), yaitu. memiliki sifat yang secara konvensional dapat dibayangkan sebagai rotasi elektron di sekitar sumbu imajinernya searah jarum jam atau berlawanan arah jarum jam. Prinsip ini disebut Prinsip Pauli.
Jika terdapat satu elektron dalam suatu orbital, disebut tidak berpasangan, jika dua, maka ini elektron berpasangan, yaitu. elektron dengan spin berlawanan.
Gambar tersebut menunjukkan diagram pembagian tingkat energi menjadi sublevel.
$s-$ orbital, seperti yang sudah Anda ketahui, memiliki bentuk bulat. Elektron atom hidrogen $(n = 1)$ terletak di orbital ini dan tidak berpasangan. Untuk alasan ini rumus elektronik, atau konfigurasi elektronik, ditulis seperti ini: $1s^1$. Dalam rumus elektronik, bilangan tingkat energi ditunjukkan dengan angka di depan huruf $(1...)$, huruf latin menunjukkan sublevel (jenis orbital), dan angka ditulis di kanan atas huruf (sebagai eksponen) menunjukkan jumlah elektron pada sublevel.
Untuk atom helium He, yang memiliki dua pasangan elektron dalam satu orbital $s-$, rumusnya adalah: $1s^2$. Kulit elektron atom helium lengkap dan sangat stabil. Helium adalah gas mulia. Pada tingkat energi kedua $(n = 2)$ terdapat empat orbital, satu $s$ dan tiga $p$. Elektron pada orbital $s$ tingkat kedua ($2s$-orbital) mempunyai energi yang lebih tinggi, karena berada pada jarak yang lebih jauh dari inti dibandingkan elektron pada orbital $1s$ $(n = 2)$. Secara umum, untuk setiap nilai $n$ terdapat satu orbital $s-$, namun dengan suplai energi elektron yang sesuai padanya dan, oleh karena itu, dengan diameter yang sesuai, akan bertambah seiring dengan meningkatnya nilai $n$. s-$Orbital, seperti yang telah Anda ketahui, memiliki bentuk bola. Elektron atom hidrogen $(n = 1)$ terletak di orbital ini dan tidak berpasangan. Oleh karena itu, rumus elektroniknya, atau konfigurasi elektroniknya, ditulis sebagai berikut: $1s^1$. Dalam rumus elektronik, bilangan tingkat energi ditunjukkan dengan angka di depan huruf $(1...)$, huruf latin menunjukkan sublevel (jenis orbital), dan angka ditulis di kanan atas huruf (sebagai eksponen) menunjukkan jumlah elektron pada sublevel.
Untuk atom helium $He$, yang memiliki dua pasangan elektron dalam satu orbital $s-$, rumusnya adalah: $1s^2$. Kulit elektron atom helium lengkap dan sangat stabil. Helium adalah gas mulia. Pada tingkat energi kedua $(n = 2)$ terdapat empat orbital, satu $s$ dan tiga $p$. Elektron pada orbital $s-$ tingkat kedua ($2s$-orbital) mempunyai energi yang lebih tinggi, karena berada pada jarak yang lebih jauh dari inti dibandingkan elektron pada orbital $1s$ $(n = 2)$. Secara umum, untuk setiap nilai $n$ terdapat satu orbital $s-$, tetapi dengan pasokan energi elektron yang sesuai di atasnya dan, oleh karena itu, dengan diameter yang sesuai, tumbuh seiring dengan meningkatnya nilai $n$. 
$p-$ orbital memiliki bentuk halter, atau angka delapan yang besar. Ketiga orbital $p$ terletak dalam atom yang saling tegak lurus sepanjang koordinat spasial yang ditarik melalui inti atom. Perlu ditekankan sekali lagi bahwa setiap tingkat energi (lapisan elektronik), mulai dari $n= 2$, memiliki tiga orbital $p$. Ketika nilai $n$ meningkat, elektron menempati orbital $p$ yang terletak pada jarak yang jauh dari inti dan diarahkan sepanjang sumbu $x, y, z$.
Untuk elemen periode kedua $(n = 2)$, orbital $s$ pertama terisi, dan kemudian tiga orbital $p$; rumus elektronik $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Elektron $2s^1$ terikat lebih lemah pada inti atom, sehingga atom litium dapat dengan mudah melepaskannya (seperti yang Anda ingat, proses ini disebut oksidasi), berubah menjadi ion litium $Li^+$ .
Pada atom berilium Be, elektron keempat juga terletak pada orbital $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. Dua elektron terluar atom berilium mudah terlepas - $B^0$ dioksidasi menjadi kation $Be^(2+)$.
Dalam atom boron, elektron kelima menempati orbital $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Selanjutnya, atom $C, N, O, F$ diisi dengan orbital $2p$, yang diakhiri dengan neon gas mulia: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.
Untuk unsur periode ketiga, orbital $3s-$ dan $3p$ masing-masing terisi. Lima orbital $d$ tingkat ketiga tetap bebas:
$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,
$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,
$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
Terkadang diagram yang menggambarkan distribusi elektron dalam atom hanya menunjukkan jumlah elektron pada setiap tingkat energi, yaitu. tuliskan rumus elektronik yang disingkat atom-atom unsur kimia, berbeda dengan rumus elektronik lengkap yang diberikan di atas, misalnya:
$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
Untuk unsur-unsur periode besar (keempat dan kelima), dua elektron pertama masing-masing menempati orbital $4s-$ dan $5s$: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Mulai dari unsur ketiga setiap periode mayor, sepuluh elektron berikutnya akan menuju ke orbital $3d-$ dan $4d-$ sebelumnya (untuk unsur subgrup samping): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, $2. Sebagai aturan, ketika sublevel $d$ sebelumnya terisi, sublevel terluar ($4р-$ dan $5р-$) $р-$ akan mulai terisi: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$$ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.
Untuk unsur-unsur periode besar - keenam dan ketujuh tidak lengkap - level dan sublevel elektronik diisi dengan elektron, sebagai aturan, seperti ini: dua elektron pertama memasuki sublevel $s-$ terluar: $↙(56)Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$$↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; satu elektron berikutnya (untuk $La$ dan $Ca$) ke sublevel $d$ sebelumnya: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ dan $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.
Kemudian elektron $14$ berikutnya akan menuju tingkat energi terluar ketiga, masing-masing ke orbital $4f$ dan $5f$ lantanida dan aktinida: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $$↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.
Kemudian tingkat energi eksternal kedua ($d$-sublevel) dari unsur-unsur subkelompok samping akan mulai terbentuk lagi: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. Dan terakhir, hanya setelah sublevel $d$ terisi penuh dengan sepuluh elektron, sublevel $p$ akan terisi kembali: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
Sangat sering, struktur kulit elektron atom digambarkan menggunakan energi atau sel kuantum - yang disebut rumus elektronik grafis. Untuk notasi ini, notasi berikut digunakan: setiap sel kuantum ditentukan oleh sel yang sesuai dengan satu orbital; Setiap elektron ditandai dengan panah yang sesuai dengan arah putaran. Saat menulis rumus elektronik grafis, Anda harus mengingat dua aturan: Prinsip Pauli, yang menurutnya tidak boleh ada lebih dari dua elektron dalam satu sel (orbital), tetapi dengan spin antiparalel, dan Aturan F. Hund, yang menurutnya elektron menempati sel bebas terlebih dahulu satu per satu dan memiliki nilai putaran yang sama, dan baru kemudian berpasangan, tetapi putarannya, menurut prinsip Pauli, akan berada dalam arah yang berlawanan.
Algoritma penyusunan rumus elektronik suatu unsur:
1. Menentukan jumlah elektron dalam suatu atom menggunakan Tabel Periodik Unsur Kimia D.I. Mendeleev.
2. Dengan menggunakan nomor periode di mana suatu unsur berada, tentukan jumlah tingkat energinya; jumlah elektron pada tingkat elektronik terakhir sesuai dengan nomor golongan.
3. Bagilah tingkat-tingkat menjadi subtingkat dan orbital dan isi dengan elektron sesuai dengan aturan pengisian orbital:
Harus diingat bahwa tingkat pertama mengandung maksimal 2 elektron 1s 2, pada detik - maksimal 8 (dua S dan enam R: 2s 2 2p 6), pada tanggal ketiga - maksimal 18 (dua S, enam P, dan sepuluh d: 3s 2 3p 6 3d 10).
- Bilangan kuantum utama N harus minimal.
- Pertama untuk mengisi S- sublevel, kalau begitu р-, d- b f- sublevel.
- Elektron mengisi orbital berdasarkan kenaikan energi orbital (aturan Klechkovsky).
- Dalam sublevel, elektron mula-mula menempati orbital bebas satu per satu, dan baru setelah itu elektron membentuk pasangan (aturan Hund).
- Tidak boleh ada lebih dari dua elektron dalam satu orbital (prinsip Pauli).
Contoh.
1. Mari kita buat rumus elektronik untuk nitrogen. Nitrogen adalah nomor 7 pada tabel periodik.
2. Mari kita buat rumus elektronik untuk argon. Argon adalah nomor 18 pada tabel periodik.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.
3. Mari kita buat rumus elektronik kromium. Kromium adalah nomor 24 pada tabel periodik.
1 detik 2 2 detik 2 2p 6 3 detik 2 3p 6 4 detik 1 3d 5
Diagram energi seng.
4. Mari kita buat rumus elektronik seng. Seng adalah nomor 30 pada tabel periodik.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
Perlu diketahui bahwa bagian dari rumus elektronik yaitu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 merupakan rumus elektronik argon.
Rumus elektronik seng dapat direpresentasikan sebagai: