Konfiguracja elektronowa

Wstęp do określania konfiguracji elektronowej na podstawie położenia pierwiastka w układzie okresowym

W ostatnich dwóch filmach przeanalizowaliśmy

konfiguracje elektronowe atomów, których elektrony

znajdują się na podpowłokach s i p.

Mamy ten oczywisty problem:

poza podpowłokami s i p istnieje też podpowłoka d,

o której będziemy mówić teraz. Ten dziwny kształt

I na końcu powiem o podpowłoce f

o jeszcze bardziej egzotycznych kształtach.

Te kształty są bardzo ciekawe, ale

nie są zbyt ważne

przy określaniu konfiguracji elektronowej atomów.

Postawmy więc pytanie:

Co się dzieje z konfiguracjami elektronowymi,

kiedy dochodzą podpowłoki d i f?

Tak ogólnie:

ilość powłok elektronowych

jest równa numerowi okresu

- spójrzmy na układ okresowy

[przesunę obraz, żeby mieścił się na ekranie].

Numery okresów pojawiałyby się tutaj po lewej stronie,

ale wtedy nie byłoby widać całego układu.

Więc to jest okres numer 1.

[Zapiszę to ciemniejszym kolorem.]

Okres 1, 2, 3, 4, 5, 6.

Myślę, że udało mi się zmieścić wszystko na ekranie.

Czyli każdy rząd pierwiastków to jest okres.

W celu ustalenia konfiguracji elektronowej

(zrobiliśmy to w poprzednim filmie)

przeniesiemy sobie hel

[wytnę go i wkleję tutaj]

przenieśmy hel do bloku s.

Przenosimy hel tutaj.

Zaspokoję twoją ciekawość i powiem,

że hel jest tutaj w układzie okresowym,

ponieważ ma bardzo podobne właściwości

do pierwiastków znajdujących się w tej kolumnie, tej grupie.

Każda kolumna w układzie okresowym nazywa się grupą.

Będziemy jeszcze mówić o elektronach walencyjnych

i dlaczego ich ilość ma wpływ na różne właściwości pierwiastków

Przy omawianiu konfiguracji elektronowych

hel możemy umieścić w bloku s

to nie jest trudne do zapamiętania,

bo to tylko jeden pierwiastek.

Poza tym ma to głęboki sens: 1s1, 1s2 itd.

Wszystko, co musisz zrobić, to podzielić układ okresowy na bloki.

To jest - mówiłem to już wielokrotnie:

to jest blok s.

Ten tutaj, po prawej stronie, to blok p.

To jest blok p.

Ta środkowa część układu to blok d.

To jest blok d.

Jeśli chcesz ustalać

konfiguracje elektronowe wszystkich pierwiastków,

musisz pamiętać,

że powłoki elektronowe zapełniają się w tej kolejności.

Przeanalizujmy teraz wapń.

Elektrony walencyjne wapnia to 4s2. Zgadza się? 4s1, 4s2.

Zatem czwarta powłoka elektronowa

wygląda tak:

Wapń to 4s2.

A następnie wypełnia się blok d.

Co powiedziałem? Chcę zrobić...

A więc to jest wapń.

A ja chcę zobaczyć, jaką konfigurację elektronową ma żelazo

Żelazo jest pierwiastkiem w bloku d.

I okazało się

to jest rodzaj rzeczy

Powiem więcej szczegółów na ten temat w następnym filmie, w przyszłości

że tak naprawdę to może zaczynać się

na trzeciej powłoce elektronowej

okazuje się, że orbitale 4s mają niższą energię niż 3d.

Więc najpierw wypełniamy orbitale 4s,

a później cofamy się na 3 powłokę i wypełniamy orbitale 3d.

Podsumowując, żeby wiedzieć, na której powłoce znajdują się elektrony walencyjne dla pierwiastków bloku d,

bierzesz numer okresu (N)

i odejmujesz od niego 1 (N - 1)

żeby wiedzieć, która powłoka na podpowłoce d jest wypełniona.

Dla żelaza to jest 3d. A ile jest tam elektronów? Żelazo ma 1, 2,... 6 elektronów na podpowłoce d trzeciej powłoki.

czyli ma 3d6.

Tylko pamiętaj, że nie będzie to 4d, tylko 3d!

Podkreślam to, bo łatwo się tu pomylić.

Ponieważ to jest czwarty okres i od niego odjąłem 1

Czyli tam jest 8 elektronów żelaza o najwyższej energii

4s2 3d6

Gdybym zapytał, ile elektronów

jest na najbardziej zewnętrznej powłoce,

powiedziałbyś, że są tam dwa elektrony

na najbardziej zewnętrznej powłoce dla żelaza

Ale jeśli zapytam, która powłoka ma elektrony o najwyższej energii,

powiesz, że to ta.

Przeanalizujmy teraz całą konfigurację elektronową dla...

Weźmy np. miedź.

Weźmy miedź

Zatem ile ona ma elektronów o największej energii?

To będzie: 1, 2, ..., 9 elektronów walencyjnych, czyli tych o najwyższej energii.

Chociaż właściwie może lepiej nie analizujmy miedzi w tym momencie.

Z miedzią jest trochę trudniej, to wyjątkowy przypadek w kontekście konfiguracji elektronowej.

Zróbmy inny przykład.

Przeanalizujmy jednak... żelazo. Tak dokładnie.

Przepraszam, że się tak nie mogę zdecydować.

Zapiszmy całą konfigurację elektronową żelaza.

To będzie 1s2 - to pierwsza powłoka elektronowa

teraz druga, [zapiszę to kolorem magenta].

Teraz druga [na pomarańczowo]: 2s2,

a do tego jeszcze mamy 6 elektronów z bloku p

Zatem: 2p6.

Teraz jesteśmy już na trzeciej powłoce elektronowej.

Trzecią powłokę zapiszę na niebiesko.

Wypełniam więc trzecią powłokę: 3s2 (pamiętaj: to jest blok s),

potem jeszcze elektrony z bloku p: 3p6.

To są te elektrony: 1, 2, ... , 6.

Teraz będę dopisywał te elektrony.

Zrobię to na zielono.

Czyli mamy 4s2.

4s2.

A teraz ta interesująca rzecz z blokiem d.

Blok d jest ciekawy

Zapełnię teraz podpowłokę d.

Jest tam 1, 2, ... , 6 elektronów.

Ale to nie jest podpowłoka powłoki czwartej!

To jest podpowłoka powłoki -1

To jest podpowłoka (4 - 1 = 3) powłoki trzeciej.

Czyli te sześć elektronów wygląda tak: 3d6.

To samo robiliśmy na początku tego filmu.

Ponieważ to jest powłoka trzecia,

wpiszę ją tutaj.

3d6

Skoro chciałem zapisać konfigurację zgodnie

ze wzrastającą energią powłok elektronowych,

zapisałem tak.

Ale mogłem to napisać też w ten sposób:

w kolejności wzrastającej energii elektronów.

Pamiętaj, powłoki pozwalają określić,

jest to najlepsze wyobrażenie

jak daleko dane elektrony są od jądra atomowego.

W tym przypadku te elektrony, o najwyższej energii,

byłyby dalej od jądra,

nawet jeśli one...

są na wyższym poziomie energetycznym.

Więc jeśli chciałbym zapisać to zgodnie z poziomami energetycznymi elektronów

- musiałbym przestawić te dwa elementy.

Ale w większości chemii

to co jest najważniejsze,

to co dzieje się na najbardziej zewnętrznej powłoce.

To jest interesujące, że chociaż wypełniamy podpowłokę 4s2

Kiedy dodajemy coraz więcej elektronów

zapełniamy podpowłokę o niższej energii!

W przypadku żelaza,

kiedy mówimy o elektronach

na zewnętrznej powłoce,

czyli elektronach walencyjnych,

mamy na myśli 4s2 3d6. To są elektrony, które biorą udział w reakcjach chemicznych żelaza.

Nazywają się: elektrony walencyjne.

Pozwól, że napiszę to lepszym kolorem

Elektrony walencyjne

Żelazo ma te dwa elektrony walencyjne

(bo najbardziej zewnętrzna powłoka to 4s2).

Mimo, że ma jeszcze...

Nawet po wypełnieniu 4s2 żelazo ma jeszcze 6 dodatkowych elektronów,

które zapełniają podpowłokę 3d - te elektrony też biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych.

To była podpowłoka d.

A co jeśli dochodzi jeszcze podpowłoka f?

Albo w ogóle blok f?

Blok f to te pierwiastki.

W większości układów okresowych

lantanowce i aktynowce są zapisane pod układem okresowym.

ale tak naprawdę ich miejsce jest tutaj.

To jest trudne do wyobrażenia sobie,

ale już tłumaczę, dlaczego tak się robi.

Bardzo łatwo zrobić układ okresowy z lantanowcami i aktynowcami

- wyglądałby tak.

Jeśli się je wstawi

wszystko przesuwa się w prawo

jeśli je wstawisz w środek

Ale oczywiście taki układ okresowy

nie jest wygodny.

Zrobimy teraz to samo, co robiliśmy dla bloku d.

To jest blok s, to jest blok f,

to jest blok d,

a to jest blok p.

Przeanalizujmy więc pierwiastki z bloku f,

powiedzmy, że chcemy sprawdzić...

nie wiem nawet, co to za pierwiastek

konfigurację elektronową lantanu o symbolu La.

Pierwsze, co robimy, to...

ostatni dodatkowy elektron uzupełnia blok f

Czyli piszemy f [zapiszę to małą literą].

Lantan ma 1 elektron na podpowłoce f.

Jest w szóstym okresie,

więc ta zapełniona podpowłoka f jest w powłoce (6 - 2 = 4) czwartej.

Odejmujesz 2 od numeru okresu, w którym jest dany pierwiastek.

Zatem będzie 4f1

Potem zapisujesz 6s2. To wynika z układu okresowego.

A potem się jeszcze cofasz

i zapisujesz elektrony z bloku p, czyli 5p6.

Zatem będzie 5p6

A na koniec jeszcze wypełniasz podpowłokę d,

czyli od tych pierwiastków.

Te pierwiastki są w piątym okresie,

ale w przypadku podpowłoki d odejmujesz 1, pamiętaj o tym. Czyli będzie 4d10.

Idziemy głębiej i zapisujemy 5s2.

I tak dalej - coraz bardziej cofasz się w układzie okresowym.

To wygląda skomplikowanie na początku, ale pamiętaj

Jeśli jesteś w bloku s lub p

patrzysz tylko na numer okresu, w którym jesteś

No i jeszcze, że kiedy zapełniasz podpowłokę d,

to odejmujesz od numeru okresu 1,

a kiedy zapełniasz podpowłokę f

- to już dla większych pierwiastków -

odejmujesz od numeru okresu 2.

Może w następnym filmie

rozwiążemy jeszcze kilka przykładów konfiguracji elektronowych.

Teraz czuję, że czas mi się skończył.

Pokażę ci w przyszłości inną drogę

do określania konfiguracji elektronowych,

które często są na lekcjach chemii.

Do zobaczenia wkrótce!