Turinys

• Žengti
• 1 dalis iš 2: įprasta elemento elektronų konfigūracija
• 2 dalis iš 2: Tauriųjų dujų elektronų konfigūracija
• Įspėjimai

Elemento konfigūracijos surašymas yra geras būdas pažvelgti į elektronų pasiskirstymą atome. Atsižvelgiant į elementą, formulė gali būti labai ilga. Todėl mokslininkai sukūrė trumpą užrašą, kuris naudoja kilniąsias dujas elektronams, kurie nėra valentiniai, atvaizduoti. Tai supaprastina elektronų konfigūraciją ir palengvina cheminių elemento savybių supratimą.

Žengti

1 dalis iš 2: įprasta elemento elektronų konfigūracija

1. Nustatykite elemente esančių elektronų skaičių. Elemento atominis skaičius nurodo protonų skaičių. Kadangi neutralioje būsenoje esantys elementai turi tą patį protonų ir elektronų skaičių, atominį skaičių taip pat galite naudoti kaip ir elementų turinčių elektronų skaičių. Atomo numeris, kurį galite rasti periodinėje lentelėje, yra skaičius, esantis tiesiai virš elemento simbolio.
   • Pavyzdžiui, natrio simbolis yra Na. Na atominis skaičius yra 11.
2. Žinios apie elektronų apvalkalus ir energijos lygius. Pirmasis elektronų apvalkalas turi tik s energijos lygį, antrasis elektronų apvalkalas turi ir s, ir p energijos lygį. Trečiasis elektronų apvalkalas turi s, p ir d energijos lygį. Ketvirtasis elektronų apvalkalas turi s, p, d ir f energijos lygį. Yra daugiau nei keturi elektronų apvalkalai, tačiau vidurinės mokyklos chemijoje paprastai susidursite tik su pirmais keturiais.
   • Kiekviename energijos lygyje gali būti iki 2 elektronų.
   • Kiekviename p energijos lygyje gali būti iki 6 elektronų.
   • Kiekviename d energijos lygyje gali būti iki 10 elektronų.
   • Kiekviename f energijos lygyje gali būti iki 14 elektronų.
3. Sužinokite apie elektronų užpildymo taisykles. Pagal Aufbau principą, prieš elektroną pridedant prie aukštesnio energijos lygio, turite pridėti elektronus prie žemiausių energijos lygių. Kiekvienas energijos lygis gali turėti keletą suborbitalių, tačiau kiekviename suborbitale vienu metu gali būti iki dviejų elektronų. S energijos lygis turi vieną suborbitalą, p turi 3 suborbitalus, d turi 5 suborbitalus ir f turi 7 suborbitalius.
   • D energijos lygis turi šiek tiek didesnę energiją nei apatinio elektrono apvalkalo energijos lygis, todėl didesnė tikimybė, kad s energijos lygis bus užpildytas nei žemesnis d energijos lygis. Rašant elektronų konfigūraciją, tai reiškia, kad jis atrodys taip: 1s2s2p3s3p4s3d.
4. Naudokite įstrižainės konfigūracijos grafiką elektronų konfigūracijoms rašyti. Lengviausias būdas prisiminti, kaip užpildomi elektronai, yra konfigūracijos schemos naudojimas. Tuo jūs užrašote kiekvieną apvalkalą ir energijos lygius. Kiekvienos eilutės brėžkite įstrižas linijas nuo viršutinės dešinės iki apatinės kairės pusės. Konfigūravimo schema yra tokia:
   • 1s
     2s 2p
     3s 3p 3d
     4s 4p 4d 4f
     5s 5p 5d 5f
     6s 6p 6d
     7s 7p
   • Pvz .: Natrio (11 elektronų) elektronų konfigūracija yra: 1s2s2p3s.
5. Nustatykite paskutinę kiekvienos konfigūracijos orbitą. Pažvelgę ​​į periodinę lentelę, galite nustatyti, koks bus paskutinis elektronų konfigūracijos apvalkalas ir paskutinis energijos lygis. Pirmiausia nustatykite, į kurią bloką elementas patenka (s, p, d ar f). Tada suskaičiuokite, kurioje eilutėje yra elementas. Galiausiai suskaičiuokite, kuriame stulpelyje yra elementas.
   • Pavyzdžiui, natris yra s bloke, taigi paskutinė jo elektronų konfigūracijos orbita yra s. Jis yra trečioje eilutėje ir pirmame stulpelyje, taigi paskutinė orbita yra 3 s. Tai yra geras būdas patikrinti savo galutinį atsakymą.
   • D orbitos taisyklė šiek tiek skiriasi. Pirmoji d-blokų elementų eilutė prasideda ketvirtoje eilėje, tačiau jūs turite atimti 1 iš eilutės skaičiaus, nes s lygių energija yra mažesnė nei d lygių. Pavyzdžiui: vanadis baigiasi 3d.
   • Kitas būdas patikrinti savo darbą yra pridėti visus antraštes. Jie turi būti lygūs elektronų skaičiui elemente. Jei turite per mažai arba per daug elektronų, turėtumėte permąstyti savo darbą ir bandyti dar kartą.

2 dalis iš 2: Tauriųjų dujų elektronų konfigūracija

1. Nustatykite tauriųjų dujų elektronų konfigūraciją. Tauriųjų dujų elektronų konfigūracija yra tam tikras sutrumpintas būdas užrašyti visą elemento elektronų konfigūraciją. Tauriųjų dujų stenografija naudojama apibendrinti elemento elektronų konfigūraciją, kartu pateikiant svarbiausią informaciją apie to elemento valentinius elektronus.
   • Tauriosios dujos pakeičia visos elektronus, kurie nėra valentiniai elektronai.
   • Tauriosios dujos yra helis, neonas, argonas, kriptonas, ksenonas ir radonas ir yra paskutinėje periodinės lentelės skiltyje.
2. Nustatykite kilmingąsias dujas savo elemento laikotarpiu. Elemento laikotarpis yra horizontali eilutė, kurioje yra elementas. Jei elementas yra ketvirtoje periodinės lentelės eilutėje, jis yra ketvirtame laikotarpyje. Tauriosios dujos, kurias naudosite, yra trečiame laikotarpyje. Žemiau pateikiamas tauriųjų dujų ir jų laikotarpių sąrašas:
   • 1: helis
   • 2: Neonas
   • 3: argonas
   • 4: kriptonas
   • 5: Ksenonas
   • 6: Radonas
   • Pavyzdžiui, natris yra 3 laikotarpyje. Tauriųjų dujų konfigūracijai naudosime neoną, nes jis yra 2 laikotarpyje.
3. Kietąsias dujas pakeiskite tuo pačiu elektronų skaičiumi, kurį turi tauriosios dujos. Šiam kitam žingsniui atlikti yra keli būdai. Galite išrašyti elektroninių dujų formų konfigūraciją ir pakeisti tą pačią konfigūraciją jus dominančiame elemente. Alternatyva yra pašalinti tą patį elektronų skaičių, kurį turi tauriosios dujos, iš elemento, kuriam rašote konfigūraciją.
   • Pavyzdžiui, natris turi 11 elektronų, o neonas - 10 elektronų.
   • Pilna natrio elektronų konfigūracija yra: 1s22p3s, o neonas - 1s22p. Kaip matote, natris turi 3, kurių neonas neturi - todėl natrio tauriųjų dujų konfigūracija tampa [Ne] 3.
   • Arba galite suskaičiuoti energijos lygių užrašus, kol turite dešimt. Pašalinkite šiuos energijos lygius ir ką jau kalbėti apie tai, kas liko. Jei natrio elektronų konfigūracijai rašyti naudojate neoną, jums lieka vienas elektronas: [Ne] 3.

Įspėjimai

• Tik neutraliame atome atominis skaičius yra lygus elektronų skaičiui. Jone yra skirtingas elektronų skaičius. Jei jono krūvis yra -1, jis turi vieną papildomą elektroną. Įkrova -2 turi du papildomus elektronus ir kt.