Как понять электронную конфигурацию атомов

Электронная конфигурация атома — это способ описания того, как его электроны распределены на различных энергетических уровнях и подуровнях вокруг ядра. Электронная конфигурация атома определяет многие его физические и химические свойства, такие как реакция с другими атомами, проводимость электричества и поведение в магнитном поле.

Что такое электрон?

Электрон — это отрицательно заряженная субатомная частица, которая обращается вокруг ядра атома. Ядро состоит из положительно заряженных протонов и нейтральных нейтронов. Количество протонов в ядре определяет атомный номер элемента, а количество электронов в нейтральном атоме равно количеству протонов.

Масса электронов по сравнению с протонами и нейтронами очень мала, и они движутся очень быстро по своим орбитам. Орбиты не являются круговыми путями, а скорее областями пространства, где электроны наиболее вероятно могут быть найдены. Эти области называются орбиталями или подоболочками, и они имеют разные формы и размеры в зависимости от их энергетического уровня.

Что такое энергетический уровень?

Энергетический уровень — это основная оболочка или орбита, содержащая одну или несколько подоболочек или орбиталей. Энергетический уровень орбитали определяется ее расстоянием от ядра: чем ближе она находится, тем ниже ее энергия; чем дальше, тем выше ее энергия.

Энергетические уровни пронумерованы от 1 до 7, начиная с ближайшего к ядру. Первый энергетический уровень может вместить до 2 электронов, второй — до 8, третий — до 18 и так далее. Формула для расчета максимального числа электронов на энергетическом уровне — 2n^2, где n — номер энергетического уровня.

Что такое подоболочка?

Подоболочка — это подразделение энергетического уровня, содержащее одну или несколько орбиталей с одинаковой формой и энергией. Подоболочки обозначаются буквами: s, p, d, f, g и т.д., соответствующими квантовым числам орбитали 0, 1, 2, 3, 4 и т.д. Количество подоболочек в энергетическом уровне равно номеру энергетического уровня: например, первый энергетический уровень имеет одну подоболочку (s), второй — две (s и p), третий — три (s, p и d) и так далее.

Максимальное число электронов, которое может поместиться в подоболочке, дается формулой 2(2l + 1), где l — квантовое число орбитали. Например, подоболочка s может содержать до 2 электронов, p — до 6, d — до 10, f — до 14.

Что такое орбиталь?

Орбиталь — это область пространства внутри подоболочки, где электрон может быть найден с определенной вероятностью. Форма и размер орбитали зависят от ее энергетического уровня и подоболочки: например, орбитали s сферические, p — гантелевидные, d — клеверообразные или сложные, f — еще более сложные.

Каждая орбиталь может вместить до 2 электронов с противоположными спинами: один вращающийся по часовой стрелке, другой — против. Спин — это еще одно свойство электронов, которое влияет на их магнитное поведение.

Как записать электронную конфигурацию атома?

Электронная конфигурация атома записывается путем перечисления всех занятых подоболочек с их числом электронов в надстрочной записи. Например, электронная конфигурация водорода (H) с одним электроном — 1s^1; электронная конфигурация гелия (He) с двумя электронами — 1s^2; электронная конфигурация лития (Li) с тремя электронами — 1s^2 2s^1; и так далее.

Порядок, в котором заполняются подоболочки, следует правилу, называемому принципом Ауфбау или принципом построения: электроны занимают доступные орбитали с наименьшей энергией прежде, чем переходят к орбиталям с большей энергией.

Как применить принцип Ауфбау?

Для записи электронной конфигурации атома, используя принцип Ауфбау, нужно следовать этим шагам:

1. Начните с орбитали с наименьшей энергией, которая является орбиталью 1s, и заполните ее до двух электронов.

2. Перейдите к следующей орбитали с наименьшей энергией, которая является орбиталью 2s, и заполните ее до двух электронов.

3. Перейдите к следующей орбитали с наименьшей энергией, которая является орбиталью 2p, и заполните ее до шести электронов.

4. Продолжайте этот процесс, пока все электроны атома не будут распределены по орбиталям.

Для упрощения записи электронных конфигураций можно использовать сокращенную запись, которая использует символ предыдущего благородного газа в квадратных скобках для представления внутренних электронов, находящихся в стабильной конфигурации. Например, вместо записи 1s^2 2s^2 2p^6 для неона (Ne) можно записать [He] 2s^2 2p^6, где [He] представляет конфигурацию гелия (He).

Также можно использовать диаграмму, называемую диаграммой орбиталей или диаграммой электронной конфигурации, чтобы показать распределение электронов в орбиталях с помощью стрелок или кругов. Стрелки представляют спин электронов, и они должны быть спарены с противоположными спинами в каждой орбитали. Круги представляют электроны без указания их спина.

Какие исключения есть у принципа Ауфбау?

Принцип Ауфбау хорошо работает для большинства элементов, но есть некоторые исключения, когда электроны не заполняют орбитали в соответствии с их энергетическими уровнями. Эти исключения происходят потому, что некоторые атомы более стабильны, когда у них есть половинчатые или полностью заполненные подоболочки, особенно в блоках d и f.

Например, хром (Cr) имеет атомный номер 24, что означает, что у него 24 электрона. Согласно принципу Ауфбау, его электронная конфигурация должна быть [Ar] 4s^2 3d^4, где [Ar] представляет конфигурацию аргона (Ar). Однако эта конфигурация не очень стабильна, потому что подоболочка 3d заполнена только четырьмя электронами. Более стабильная конфигурация — [Ar] 4s^1 3d^5, где обе подоболочки 4s и 3d полу充满电荷，分别有一个和五个电子。 另一个例子是铜（Cu），其原子序数为29，有29个电子。根据奥夫鲍原则，其电子构型应该是[Ar] 4s^2 3d^9，其中[Ar]代表氩（Ar）的构型。然而，这种构型并不稳定，因为3d亚层只有九个电子部分填充。更稳定的构型是[Ar] 4s^1 3d^10，其中4s和3d亚层分别完全填充了一个和十个电子。 在过渡金属（d区）和镧系、锕系元素（f区）中，还有其他违反奥夫鲍原则的例外情况。为了识别这些例外，我们需要查看它们的实际电子构型，并将其与基于能量水平预测的构型进行比较。 ### 为什么原子的电子构型很重要？ 原子的电子构型非常重要，因为它决定了许多物理和化学性质。例如： - **价电子的数量**，即外层壳或亚层中的电子，影响原子如何与其他原子形成键。原子倾向于获得或失去电子以达到八个价电子的稳定构型（氢和氦为两个），这被称为八隅规则。这个规则解释了为什么原子会形成离子、共价键或金属键。 - **轨道的形状和方向** 影响原子如何形成杂化轨道，这是轨道的不同组合，使原子能够在不同方向上形成键。例如，碳可以形成四个sp^3杂化轨道指向四面体的角，或者三个sp^2杂化轨道指向三角形的角，或者两个sp杂化轨道指向相反的方向。 - **杂化轨道的类型和数量** 取决于价电子的数量和分子的几何结构。例如，碳可以形成四个sp^3、三个sp^2或两个sp杂化轨道，分别取决于它与四个、三个或两个原子成键。 - **杂化轨道** 可以与其他原子上的其他轨道或杂化轨道重叠，形成σ键，这是一种具有围绕键轴圆柱对称性的强共价键。例如，甲烷有四个由碳上的四个sp^3杂化轨道与氢上的四个s轨道重叠形成的σ键。 - **未杂化的p轨道** 可以侧向与其他相邻原子上的p轨道重叠，形成π键，这是一种较弱的共价键，具有包含键轴的节点平面。例如，乙烯在两个碳原子之间有一个σ键和一个π键，由每个碳上的一个sp^2杂化轨道和一个p轨道重叠形成。 ### 结论 原子的电子构型是一个强大的工具，可以理解其物理和化学性质。通过应用奥夫鲍原则及其例外，我们可以使用任何元素的原子序数及其在周期表中的位置来写出其电子构型。通过使用杂化轨道及其重叠，我们可以根据价电子解释分子的形状和成键模式。原子的电子构型不仅是对其结构的描述，也是对其行为的反映。 声明：尊重原创，好文章值得分享，如有侵权请联系删除。