Электрон конфигураци: ауфбау дараалал, Хундын дүрэм ба ионууд

Бүрхүүл, дэд бүрхүүл ба орбиталын багтаамж

Атом дахь электрон бүрийг дөрвөн квант тоогоор тодорхойлно. Үндсэн квант тоо n (1, 2, 3, …) бүрхүүлийг тогтооно. Орбиталын момент квант тоо l нь 0-ээс n − 1 хүртэл ажиллаж дэд бүрхүүлийг тогтооно: l = 0, 1, 2, 3 нь s, p, d, f гэж тэмдэглэгддэг. Соронзон квант тоо mₗ нь −l-ээс +l хүртэл ажилладаг тул дэд бүрхүүл 2l + 1 орбитал агуулна. Спин квант тоо mₛ нь +½ эсвэл −½.

Орбитал бүр хамгийн ихдээ хоёр электрон агуулдаг тул s дэд бүрхүүл 2, p нь 6, d нь 10, f нь 14 агуулна. Бүрэн бүрхүүл 2n² электрон агуулна: n = 1-д 2, n = 2-т 8, n = 3-т 18. Эдгээр багтаамж нь үелэх системийн блокууд яагаад 2, 6, 10, 14 баганатай байдгийн шалтгаан.

Ауфбау дүүргэлтийн дараалал ба үелэх систем

Үндсэн төлөвт электронууд боломжтой хамгийн бага энергитэй дэд бүрхүүлүүдийг эзэлнэ; энэ бол ауфбау зарчим. Олон электронт атомд дэд бүрхүүлийн энерги n-ээс гадна l-ээс хамаарна, учир нь s электрон ойролцоо n-тэй p эсвэл d электроноос цөмд ойртон нэвтэрдэг ба дотоод электронуудаар бага хамгаалагддаг. Саармаг атомуудын гарсан дараалал: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

n + l дүрэм энэ дарааллыг гаргана: дэд бүрхүүлүүдийг n + l өсөх дарааллаар дүүргэ, хоёр дэд бүрхүүл тэнцвэл n бага нь түрүүлж дүүрнэ. Иймээс 4s (4 + 0 = 4) нь 3d (3 + 2 = 5)-ээс өмнө дүүрнэ. Дарааллыг үелэх системээс бас уншиж болно. Үеийг дайрахдаа s блок, байвал f блок, дараа нь d блок, дараа нь p блокоор дамжина; d дэд бүрхүүл үеийн дугаараас нэг бүрхүүлээр, f дэд бүрхүүл хоёроор хоцорч байдаг.

Дараалал нь нэг элементээс нөгөөд дараагийн электрон аль дэд бүрхүүлд орохыг хэлнэ. Энэ нь 4s үргэлж 3d-ээс бага энергитэй гэсэн үг биш. 3d дүүрсний дараа түүний энерги 4s-ийнхээс буурдаг бөгөөд иймээс шилжилтийн металлын катионууд 4s электронуудаа түрүүлж алддаг.

Паулигийн хориглол, Хундын дүрэм ба орбиталын диаграмм

Паулигийн хориглолын зарчим нь атом дахь хоёр электрон ижил дөрвөн квант тоог хуваалцахгүй гэж заадаг. Нэг орбитал дахь хоёр электрон n, l, mₗ-ийг аль хэдийн хуваалцдаг тул эсрэг спинтэй байх ёстой бөгөөд ямар ч орбитал гурав дахь электрон агуулж чадахгүй.

Хундын дүрэм нь дегенерат орбиталуудад, өөрөөр хэлбэл нэг дэд бүрхүүл доторх ижил энергитэй орбиталуудад хамаарна. Электронууд хосолж эхлэхээс өмнө тэдгээрийг параллель спинтэйгээр ганц ганцаар эзэлнэ. Хосолт энергийг ихэсгэдэг, учир нь нэг орбитал дахь хоёр электрон илүү хүчтэй түлхэлцдэг, харин тусдаа орбиталууд дахь параллель спинүүд солилцооны тогтворжилт олдог. Иймээс азотын 2p³-д гурван хосгүй электрон, хүчилтөрөгчийн 2p⁴-д нэг хос ба хоёр хосгүй электрон байна.

Орбиталын диаграммд орбитал бүрт нэг нүд зурж, дэд бүрхүүлийг ауфбау дарааллаар дүүргэж, дэд бүрхүүл дотор нүд бүрт нэг сум тавьсны дараа л хоёр дахийг нэм. Хосгүй электронтой атомууд парамагнит бөгөөд соронзон орон руу татагдана; бүх электрон нь хосолсон атомууд диамагнит.

Бодит жишээ: селен ба цирконий

Жишээ 1: селен, Z = 34. 34 электрон байрлах хүртэл ауфбау дарааллаар дүүргэ: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. Нийлбэрийг шалга: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. Язгуур хийн тэмдэглэгээнд эхний 18 электроныг өмнөх үеийг төгсгөдөг язгуур хий [Ar]-аар солино: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. Энд шиг дэд бүрхүүлүүдийг бүрхүүлийн дугаараар жагсаах нь түгээмэл заншил; [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ нь дүүргэлтийн дарааллаар ижил конфигурацийг тодорхойлно.

Селений дөрвөн 4p электрон гурван орбиталд тархана. Хундын дүрэм тус бүрт нэгийг тавьж дөрөв дэх нь хосолж, хоёр хосгүй электрон үлдээнэ. Түүний зургаан валентын электрон 4s² 4p⁴ нь 16-р бүлгийн хүчилтөрөгч ба хүхрийн гаднах хэв маягтай таарах бөгөөд иймээс селен нь криптонтой изоэлектрон селенидийн ион Se²⁻ үүсгэдэг.

Жишээ 2: цирконий, Z = 40. 36 электроныг тооцдог [Kr]-ийн дараа дөрөв үлдэнэ. Дараагийн дэд бүрхүүлүүд нь 5s, дараа нь 4d бөгөөд [Kr] 4d² 5s² гарна, энэ нь NIST-ийн үндсэн төлөвийн өгөгдөлтэй таарна. Хоёр 4d электрон параллель спинтэйгээр тусдаа орбиталуудыг эзэлдэг тул цирконий хоёр хосгүй электронтой.

Хром, зэс ба энгийн дүрэмд захирагддаггүй үл хамаарах тохиолдлууд

Ауфбау дараалал хромд [Ar] 3d⁴ 4s², зэсэд [Ar] 3d⁹ 4s² гэж таамагладаг. Спектроскопи [Ar] 3d⁵ 4s¹ ба [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ гэж харуулдаг. Эдгээр атомуудад 4s ба 3d энергиэрээ ойр тул нэг электроныг 3d рүү шилжүүлэх нь хагас дүүрсэн эсвэл дүүрсэн d дэд бүрхүүлийн солилцооны тогтворжилтоор тусалж нийт энергийг бууруулна. Молибден [Kr] 4d⁵ 5s¹ ба мөнгө [Kr] 4d¹⁰ 5s¹ нь өөрсдөөс нь дээр байгаа элементүүдтэй ижил хэв маягийг дагана.

Хагас дүүрсэн дэд бүрхүүлийн тайлбар нь ерөнхий дүрэм биш. Ниобий нь [Kr] 4d⁴ 5s¹ бөгөөд түүний 4d дэд бүрхүүл хагас дүүрсэн ч, дүүрсэн ч биш; палладий нь 5s электронгүй [Kr] 4d¹⁰; молибденээс шууд доор байгаа вольфрам нь [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s². Курсийн шаардсан үл хамаарах тохиолдлуудыг ерөнхийлөгддөггүй дүрмээс гаргахын оронд өгөгдлөөс сур.

Нэг атомт ионуудын конфигураци

Анионы хувьд электроныг дараагийн боломжит дэд бүрхүүлд нэм: хлор [Ne] 3s² 3p⁵ нь аргонтой изоэлектрон Cl⁻, [Ne] 3s² 3p⁶ болно. Катионы хувьд n хамгийн их дэд бүрхүүлээс эхлэн электроныг хас, тэр бүрхүүл дотроо s-ээс өмнө p-ээс хас. Эхний мөрийн шилжилтийн металлын хувьд энэ нь 3d электронуудаас өмнө 4s электронуудыг авна.

Жишээ 3: төмрийн ионууд. Төмөр [Ar] 3d⁶ 4s². Fe²⁺ хоёр 4s электроноо алдаж [Ar] 3d⁶ болно, Fe³⁺ 3d-ээс дахин нэгийг алдаж [Ar] 3d⁵ болно. Тоог шалга: төмөр 26 электронтой, Fe²⁺ 18 + 6 = 24, Fe³⁺ 18 + 5 = 23 электронтой. Чөлөөт Fe³⁺ ион 3d орбитал бүрт нэг, нийт таван хосгүй электронтой.

Ижил логик p блокод хамаарна. Цагаан тугалга [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p², Sn²⁺ хоёр 5p электроноо алдаж [Kr] 4d¹⁰ 5s² болно. Зэс(I) нь [Ar] 3d¹⁰, учир нь зэсийн ганц 4s электрон түрүүлж гардаг.

Конфигураци бичихэд гардаг түгээмэл алдаа

Конфигурацийн ихэнх алдаа цөөн хэв маягт хуваагдах бөгөөд тус бүрийг цааш явахаасаа өмнө хурдан шалгаж барьж болно.

Асуулт хосгүй электрон асуувал конфигурацийн мөрөөс дүгнэхийн оронд хэсэгчлэн дүүрсэн дэд бүрхүүлийн орбиталын диаграммыг зур. Ион асуувал эхлээд саармаг атомыг бичиж, дараа нь электрон нэм эсвэл хас.

• 3d электроныг 4s-ээс өмнө хасах: Fe²⁺ нь [Ar] 3d⁴ 4s² биш [Ar] 3d⁶. Fe²⁺, Co²⁺, Cu⁺ зэрэг эхний мөрийн түгээмэл катионууд 4s электронгүй.
• Язгуур хийн цөмийг буруу авах: цөм нь өмнөх үеийн язгуур хий, 19-36 элементүүдэд [Ar].
• Электроныг буруу тоолох: дээд индексүүдийн нийлбэр атомын хувьд Z, ионы хувьд Z хасах цэнэгтэй тэнцүү байх ёстой.
• Дэд бүрхүүлийг хэт дүүргэх, жишээлбэл 2p⁷ эсвэл 3d¹¹.
• p эсвэл d дэд бүрхүүлд орбитал бүр нэгийг агуулахаас өмнө электроныг хосолуулах.
• d блокийг буруу бүрхүүлд байрлуулах: 4-р үе 4d биш 3d-ийг дүүргэнэ.
• Cr ба Cu-ийн хэв маягийг өгөгдөл шалгалгүйгээр тэдгээрээс доош байгаа бүх элементэд хэрэглэх.