Transcript: Configurația electronică a elementelor din primele 3 perioade (Z 1-18)

După cum am mai precizat până acum, ne va ajuta foarte mult în lecțiile viitoare să întelegem ce se întâmplă cu electronii din învelișul electronic,
adică să cunoaștem configurația electronică a unui atom.
Deja știm că electronii unui atom se află în niveluri energetice specifice, adică în stratul, pe care le putem numerota cu cifre 1, 2, 3, 4 sau cu litere KLMN.
Aceste straturi se găsesc la diferite distanțe față de nucleu.
Cu cât e mai mare numărul nivelului energetic, cu atât e mai departe de nucleu și, în general, cu atât mai mult crește și energia de care are nevoie electronul pentru a se afla acolo.
Deci, electronii caută să se afle pe nivelul energetic cel mai scăzut posibil.
Această distribuție a electronilor în straturi, substraturi și orbitali,
care formează învelișul electronic al atomului, se numește configurație electronică.
Însă distribuția electronilor ține cont de anumite reguli.
Oamenii de știință au observat că electronii respectă anumite comportamente, așa că le-au enunțat sub formă de principii,
făcând lucrurile mult mai ușoare pentru noi.
Primul principiu de care trebuie să ținem cont atunci când vorbim despre configurații electronice e acela al stabilității sau al minimei energii.
Principiul stabilității spune că electronii preferă să ocupe niveluri de energie cât mai joase, adică acelea unde cheltuialea lor de energie e cât mai mică,
astfel că orbitalii sunt ocupați în ordinea creșterii energiei lor.
Să ne reamintim că orbitalii S au cea mai joasă energie, iar orbitalii de tip F au cea mai înaltă energie.
Al doilea principiu este principiul lui Pauli, sau principiul de exclusiune, care spune că fiecare orbital al unui atom poate fi ocupat cu maximum 2 electroni de spin opus.
Iar regula lui Hund se referă la faptul că orbitalii primesc câte un electron cu același spin, adică cu spin paralel,
și numai după ce toți orbitalii substratului sunt astfel ocupați cu câte un electron, se trece la completarea cu cel de-al doilea electron de spin opus.
Să luăm, de exemplu, substratul 2P, care știm că are 3 orbitali de tip P.
Completarea substratului 2P în cazul unui atom care are acest substrat complet ocupat se face în acest fel.
Mai întâi se ocupă cu electronii de spin paralel și abia apoi se realizează cuplarea lor cu electronul de spin opus.
În continuare, haideți să analizăm diagrama nivelurilor de energie care ne poate ajuta să completăm corect configurația electronică a oricărui atom avem nevoie.
Asta ținând cont de primul principiu, cel al minimei energii.
Am reprezentat în diagramă orbitalii cu linii pe care pot fi plasați electronii, maxim 2 pe fiecare orbital.
Reprezentarea e făcută în funcție de nivelul de energie al fiecărui orbital.
Orbitalul 1S este cel mai apropiat de nucleu și are cea mai joasă energie.
Este, de asemenea, singurul orbital în nivelul de energie 1 sau K.
În nivelul de energie 2 sunt atât orbitali de tip S cât și P cu orbitalul 2S având energie mai joasă decât orbitalii 2P.
Cei trei orbitali din substratul 2P sunt reprezentați prin trei linii de aceeași energie.
Mai este comună și reprezentarea prin căsuțe, dar aici am ales-o pe aceasta cu linii fiind un pic mai simplu de reprezentat.
De asemenea, am reprezentat și nivelurile energetice 3, 4 și 5.
Observăm că orbitalul 4S are o energie mai joasă decât orbitalii 3D.
Aceasta e o excepție de la ceea ce am discutat până acum, însă este ceea ce s-a observat în natură.
Această diagramă corespunde cu reprezentarea schematică a straturilor din umbelișul electronic pe care am folosit-o și mai devreme.
Deci avem stratul cu numărul 1, stratul 2, 3, 4 și 5.
Haideți să vedem care este configurația electronică a atomului dehidrogen, atomul dehidrogen fiind cel mai simplu atom.
Nucleul său conține un proton a cărui sarcină electrică este neutralizată de un singur electron.
Acest unic electron se găsește în orbitalul 1S din stratul K, adică stratul 1, pentru că orbitalul 1S este cel mai apropiat de nucleu pe nivelul cu energia cea mai mică.
Configurația electronică a atomului se scrie în acest fel, 1S1, sau se mai poate reprezenta schematic și astfel.
În această reprezentare, cifra 1 corespunde numărului stratului sau a nivelului energetic N.
Litera S corespunde tipului de orbital în care se află electronul, iar cifra care se scrie deasupra literei reprezintă numărul de electron din substrat.
Următorul element este heliul, care are 2 electroni în învelișul său electronic.
Configurația sa electronică este 1S2, sau reprezentarea schematică.
După cum e foarte ușor de observat, configurația electronică a atomului de heliul se deosebește de configurația hidrogenului numai prin prezenta celui de-al doilea electron.
Acest electron se numește electron distintiv.
Deci, învelișul electronic al fiecărui atom diferă de învelișul electronic al atomului precedent numai printr-un electron distintiv.
Așadar, învelișul electronic al următorului element conține 3 electroni. Acest element este heliul.
2 din 3 electroni ocupă orbitalul 1S.
Al 3-le electron nu mai intră aici, deoarece 1S este complet ocupat.
El se va plasa în următorul orbital liber, respectând primul principiu, adică acela al minimei energii.
Din diagrama energetică putem vedea că acesta este orbitalul 2S.
Orbitalul 2S este tot sferic, însă are un volum mai mare decât orbitalul 1S.
Acest lucru este evalabil și pe măsură ce trecem la următoarele niveluri energetice.
Haideți să reprezentăm configurația lichidului și în acest fel, orbitalul 1S complet ocupat și cu orbitalul 2S, cu energie ceva mai mare, cu un singur electron.
Să luăm acum atomul de bor cu simbolul B.
Acesta are în înveliș 5 electroni.
Configurația borului, 1S2, 2S2, iar ultimul electron, adică electronul distinctiv, va fi plasat în orbitalul liber imediat următor,
care este unul dintre cei trei orbitali de tip P din substratul 2P.
Deci 2P1.
Sau mai putem reprezenta configurația și în acest fel, orbitalul 1S complet ocupat, 2S, la fel, complet ocupat,
și cei trei orbitali P din substratul 2P, unde avem un singur electron.
În cazul atomului de carbon, care are șase electroni în înveliș, configurația este următoare.
1S2, 2S2, 2P2.
Iar în reprezentarea schematică avem orbitalul 1S complet ocupat, 2S, la fel, complet ocupat.
Și haideți să vedem acum cum sunt repartizați cei doi electroni din substratul 2P.
Există trei posibilități.
Însă, dacă ne amintim de regula lui Hund, știm că numai una dintre cele trei posibilități este valabilă,
și anume aceasta, deoarece, conform regulii lui Hund, orbitalii unui substrat se ocupă cu câte un singur electron pus prin paralel
și abia apoi are loc puplarea lor cu electronul destin ocpus.
Acești orbitali care au câte un singur electron se numesc orbitali monoelectronici.
Mai târziu, când vom vorbi despre chimia organică, vom vedea cât de important sunt acești doi electroni,
care plăsați în câte un orbital.
Datorită lor și a celorlalți doi electroni din substratul 2S, carbonul este un element special.
Chimia organică studiază numai compuși cu carbon.
La ora actuală se cunosc aproximativ 16 milioane de compuși organici și încă mulți alții mai pot fi descoperiți.
Dar până atunci, haideți să vedem care este configurația electronică a următoarelor elemente din perioada carbonului
și câți orbitali monoelectronici au acestea.
E foarte important să știm cum sunt electronii așezați în orbital și care sunt orbitalii monoelectronici,
pentru că asta explică reactivitatea chimică a elementelor respective.
Uitându-ne în tabelul periodic, vedem aici perioada a doua, unde se găsește și carbonul.
Deci azot, oxigen, flori și neoli.
Azotul are șapte electroni în învelișul său electronic, iar configurația sa este 1s², 2s², 2p³.
Și scriind configurația și în acest fel, observăm mai ușor orbitalii monoelectronici.
Deci azotul are trei astfel de orbitali.
Oxigenul are opt electroni, iar configurația sa electronică este următoarea, 1s², 2s², 2p³.
Și vedem că oxigenul are doi orbitali monoelectronici.
Florul, cu nouă electroni, are următoarea configurație, 1s², 2s², 2p³.
Și un singur orbital monoelectronic.
Și neonul cu zece electroni, 1s², 2s², 2p³.
Observăm că neonul are orbitalii din stratul 2, ocupați cu numărul maxim de electron, adică 8.
Structura de 8 electroni pe ultimul strat se numește octet.
Această structură face că atomul să fie foarte stabil, adică să aibă o reactivitate foarte, foarte redusă.
Deci elementul neon, cu configurația sa de octet pe ultimul strat, încheie perioada a doua.
În cazul elementelor din perioada a treia, începe ocuparea cu electron a stratului cu numărul 3.
Primul element din perioada a treia este sodiul și are 11 electroni în înveliș, urmat de magneziu, care are 12 electroni în învelișul electronic.
Configurația electronică a sodiului este următoarea, 1s², 2s², 2p³.
Iar electronul distinctiv intră în orbitalul 3s din stratul cu numărul 3.
Observăm că până aici, configurația sodiului este identică cu cea a neonului.
Deci mai putem scrie configurația electronică a sodiului în acest fel.
Neon, între paranteze pătrate, 3s¹.
La fel în cazul magneziului.
Neon, 3s².
Acesta este stratul exterior.
Electronii din stratul exterior se numesc electroni de valență.
Ei determină proprietățile chimice ale atomilor, deci sunt foarte importanti și vor reveni asupra lor.
După ce se ocupă substratul 3s, urmează completarea substratului 3p până la argon, care, la fel ca neonul, are configurație stabilă de 8 pe ultimul strat.
1s², 2s², 2p³, 3s², 3p³.
Sau configurația argonului mai poate fi scrisă în acest fel.
Configurația neonului, 3s², 3p³.
Cu argonul se încheie perioada a treia a tabelului periodic.
În lecția viitoare vom discuta despre configurația în velișul electronic a elementelor din perioada a patra, adică a elementelor cu numărul atomic Z mai mare decât 18.