УНИВЕРЗИТЕТ „ГОЦЕ ДЕЛЧЕВ“ ШТИП

Факултет за ____________________

ПРЕДМЕТ:

ХЕМИЈА

СЕМИНАРСКА РАБОТА:

ЕЛЕКТРОНСКА КОНФИГУРАЦИЈА НА ЕЛЕМЕНТИТЕ

Ментор: Кандидат:

Бојана Христова

Професор/Доктор редовен студент

Штип, Декември, 2012 година

СОДРЖИНА:

ВОВЕД------------------------------------------------------------------------------------------------------3

1. КАРАКТЕРИСТИКИ НА ЕЛЕКТРОНСКАТА КОНФИГУРАЦИЈА------------------5

2. ПОИМ ЗА ЕЛЕКТРОНСКА ОБВИВКА-------------------------------------------------------6

3. ПРВИОТ ПЕРИОДИЧЕН СИСТЕМ НА ЕЛЕМЕНТИТЕ--------------------------------8

4. ПРИМЕР ЗА ЕЛЕКТРОНСКА КОНФИГУРАЦИЈА НА ЕЛЕМЕНТИТЕ КАЈ

АЛКАЛНИТЕ МЕТАЛИ--------------------------------------------------------------------------10

ЗАКЛУЧОК------------------------------------------------------------------------------------------------12

КОРИСТЕНА ЛИТЕРАТУРА-------------------------------------------------------------------------14

ВОВЕД

2 |

Електронската конфигурација го означува распоредот на електроните

во орбиталите по растење на нивната енергија. При запишувањето на

електронската конфигурација важат правилата за пополнување на орбиталите,

како што се:

Орбиталите се пополнуваат со електрони со растењето на нивната енергија

(од оние со пониска кон оние со повисока енергија). Енергијата, пак, на

орбиталите е пропорционална на збирот на главниот и орбиталниот квантен број,

односно n + l. Колку што е овој збир помал, орбиталата има помала енергија.

Доколку за две орбитали овој збир е еднаков, пониска по енергија е онаа која има

помала вредност за главниот квантен број. Орбиталите со исти вредности за n и

за l се еднакви по енергија и се наречени дегенерирани.

Паулиев принцип: Во еден атом не е можно да постојат два електрона со

исти вредности за сите четири квантни броеви. Ако за два електрона првите три

од четирите квантни броеви се еднакви, тие мора да се разликуваат за

четвртиот, спински квантен број. Бидејќи за последниов се можни само две

вредности, во една орбитала не може да има повеќе од два електрона. Тие два

електрона се со различни спинови.

Хундово правило: Дегенерираните орбитали се пополнуваат најнапред

сите со по еден електрон, а потоа со уште еден.

Електронската конфигурација се претставува на три начини:

Во долга форма, каде што се пишуваат сите орбитали: На пример,

електронската конфигурација на азотот е 7N:1s22s22px12py

12p z1

Во скратена форма, така што се пишува вкупниот број електрони во

дегенерираните орбитали:

На пример, за азотот, скратена конфигурација би била 7N:1s22s22p3 или

во уште поскратена верзија, каде што се пишува конфигурацијата на

највисокото енергетско ниво, а пред неа се наведува симболот на инертниот гас,

3 |

ставен во средни загради, што му претходи на елементот во периодниот

систем: S:[10Ne]3s23p4

Графичко претставување, при што електроните се претставуваат со

стрелки, а орбиталите со квадратчиња, а се претставуваат само електроните

во орбиталите на највисокото енергетско ниво. Дегенерираните орбитали се

запишуваат со споени квадратчиња.

4 |

1. КАРАКТЕРИСТИКИ НА ЕЛЕКТРОНСКАТА КОНФИГУРАЦИЈА

Во атомската физика и квантната хемија, електронската конфигурација е

распоредот на електрони во атомот, молекулата, или на некоја друга физичка

структура (на пример: кристалот). Како и другите елементарни честички, електрон

е предмет на законот за квантна  механика. Формално, квантната состојба на

одреден електрон е дефиниран по неговата брановидна функција, комплексно-

вредносната функција на просторот и времето.

Според толкувањето за квантна механика во Копенхаген, позицијата на

одреден електрон не може добро да се дефинира се додека чинот на мерење

предизвикува тој да биде откриен.

Веројатноста дека чинот на мерење ќе открие електрон во одредена точка

во просторот е пропорционална на квадратот на апсолутната вредност на

функцијата на бранот во тој момент. Електроните имаат способност да се движат

од едно ниво на енергија до друго ниво од страна на апсорцијата на квантната

енергија во форма на фотон.

Поради исклучувањето на принципот на Паули (принцип во квантната

механика) не повеќе од два електрони може да постојат во дадена атомска

орбитала, па затоа еден електрон може да се префрли во друга орбитала доколку

таму има слободно место. Познавањето на електронската конфигурација на

различни атоми е корисно за да може да се разбере структурата на периодичниот

систем на елементи. Концептот исто така е важен за опишување на хемиските

врски што ги држат атомите заедно.

Во поголемиот дел на материјали, истата оваа идеја помага да се

објаснат карактеристичните својства на ласерите и полупроводниците.

5 |

2. ПОИМ ЗА ЕЛЕКТРОНСКА ОБВИВКА

Електронската обвивка може да се замисли како орбита по која се

движат електрони, распространета околу јадрото на атомот. Таа се состои

од електронски слоеви. Најблискиот слој до јадрото е познат како „прв слој“

(наречен и „К-слој“), по кој следува „втор слој“ (или „L-слој“), потоа „трет

слој“ (или „М-слој“) итн. Буквите од слоевите К, L, M се наредени по

алфабетски редослед.

Секој слој може да содржи само одреден број на електрони: првиот слој

може да содржи до два електрони, вториот слој може да има до осум електрони,

третиот до 18 итн. Бидејќи електроните се електрично привлечени за јадрото,

електроните на даден атом ќе ги пополнуваат понадворешните (подалечни)

слоеви само доколку повнатрешните слоеви се веќе целосно пополнети со други

електрони. Меѓутоа, ова не е строг услов: атомите можат да поседуваат два или

три надворешни слоеви кои се само делумно пополнети со електрони (види

го Правилото на Клечковски). За објаснување на тоа зошто овие електрони

постојат во овие слоеви, види електронска конфигурација.

Електроните во делумно пополнетиот надворешен слој (или слоеви) ги

одредуваат хемиските својства на атомот; овој слоеј е познат како валентна

обвивка. Секој слој се состои од еден или повеќе подслоеви, а секој подслој е

изграден од една или повеќе атомски орбитали.

Одејќи од највнатрешниот кон најнадворешниот, електронските слоеви

се означени со K, L, M, N, O, P и Q; или 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7. Електроните во

надворешните слоеви имаат повисока просечна енергија и се движат

подалеку од јадрото отколку оние од повнатрешните слоеви. Ова ги прави

поважни при одредувањето на тоа како атомот ќе реагира хемиски и ќе се

однесува како спроводник, бидејќи атомското јадро нема толку јако влијание

на нив, па така тие лесно се откинуваат. Според ова, реактивноста на

даден елемент многу зависи од неговата електронска конфигурација.

Електронските слоеви на атомот се пополнуваат според следните

теоретски формулации:

6 |

Секој s подслој содржи најмногу 2 електрони

Секој p подслој содржи најмногу 6 електрони

Секој d подслој содржи најмногу 10 електрони

Секој f подслој содржи најмногу 14 електрони

Секој g подслој содржи најмногу 18 електрони

Затоа К-слојот, кој содржи само s-подслој, може да има до 2 електрони; L-

слојот, кој има s и p, може да содржи до 2+6=8 електрони; итн. Општата формула

е дека n-тиот слој може во принцип да има до 2n2 електрони.

7 |

3. ПРВИОТ ПЕРИОДИЧЕН СИСТЕМ НА ЕЛЕМЕНТИТЕ

Димитриј Менделеев го објави првиот периодичен систем во 1869 година.

Тој покажа дека кога елементите се наредени според атомска тежина, следува

шема каде што сличните особини на елементите се повторуваат периодично. Врз

основа на работата на физичарот Хенри Мозри, периодичниот систем бил

реорганизиран според зголемувањето на атомскиот број, а не според

зголемувањето на атомската маса. Изменетиот систем може да ги предвиди

особините на елементите кои  допрва треба да бидат откриени. Многу од тие

предвидувања подоцна, со експериментирањето се покажале точни. Ова доведе

до формулирање на периодичниот закон кој вели дека хемиските својства на

елементите се зависни од нивните атомски броеви.

8 |

Елементите во периодичниот систем се подредени во периоди (редови) и

групи (колони). Секоја од седумте периоди е потполнет секвенцијално со атомски

број.  Групите вклучуваат елементи кои имаат иста електронска конфигурација,

кое што резултира во група на елементи кои имаат слични хемиски својства.

Електроните кои што се наоѓаат во последната орбита се нарекуваат валентни

електрони. Тие ги одредуваат својствата и хемиската реактивност на елементите

исто така и учествуваат во хемиските врски. Со Римските броеви кои што се

наоѓаат над секоја група е наведен бројот на валентни електрони.

Постојат две групи. Групата А имаат s и p орбитали. Групата Б имаат

делумно потполнети d или f орбитали. Римските броеви и ознаките со букви ја

даваат електронската конфигурација за валентните електрони.

9 |

4. ПРИМЕР ЗА ЕЛЕКТРОНСКА КОНФИГУРАЦИЈА НА ЕЛЕМЕНТИТЕ КАЈ

АЛКАЛНИТЕ МЕТАЛИ

Алкалните метали содржат во последното енергетско ниво по

еден електрон во s-орбиталата. Таквата електронска конфигурација е причината

за нивните карактеристични општи својства. Слично како кај благородните гасови,

овие елементи се јавуваат по определен број елементи периодично.

Периодичноста се јавува по 8, 8, 18, 18, 32 елементи.

Алкалните метали се составни елементи во групата 1, а тие во

периодниот систем се: Литиум(Li), Натриум(Na),Калај(K), Рубидиум(Rb),

цезиум(Cs) и франциум(Fr). Водородот иако номинално припаѓа на првата

група тој многу ретко се однесува како алкалните метали. Алкалните метали

даваат најдобри примери во групата за својствата во периодниот систем со

квалитетното однесување на карактеристиките на хомологните групи.

Алкалните метали се многу реактивни и никогаш не е пронајден случаен

примерок во природата. Како резултат на тоа во лабароториите се зачувани под

минерално масло. Тие се , истотака имаат светла боја и ниска точка на топење и

вриење. Калајот и рубидиумот поседуваат слаби радиоактивни карактеристики

(безбедни) порати присуството на долгото траење на радиоактивните изотопи

Алкалните метали имаат среберена боја (цезиумот има златеста боја), тие

се меки, метали со мала густина, кои се спремни да реагираат со халогени јонски

соли и водата во вид на јаки алкални (основни) хидроксиди. Овие елементи имаат

само еден електрон во нивната најоддалечена орбита, па затоа лесно се оддава

електронот и се постигнува стабилана електронска конфигурација и формираат

позитивен електричлен полнеж т. е. катјон.

Водородот, со еден електрон обично е сместен на почетокот на првата

група во периодниот систем, но тој не се смета за алкален метал, туку како

гас.Отстранувањето на еден електрон бара многу поголема енергија отколку

оддавањето на надворешен електрон кај алкалните метали. Како во халогената

група само еден додаден електрон е потребен за да ја исполни најоддалечената

група од атомот на водородот, така водородот може во некои прилики да се

10 |

однесува како халоген елемент, формирање на негативни јони на хидрит. Под

голем притисок, како што е пронајден во јадрото на Јупитер, водородот не станува

метал и се однесува како алкален метал.

Електронската конфигурација на алкалните метали:

Хемиски елемент Електронска конфигурација Атомски број

Литиум (Li) [He]: 2s1 3

Натриум (Na) [Ne]: 3s1 11

Калиум (K) [Ar]: 4s1 19

Рубидиум (Rb) [Kr]: 5s1 37

Цезиум (Cs) [Xe]: 6s1 55

Франциум (Fr) [Rn]: 7s1 87

Алкалните метали имаат најнизок јонизирачки потенцијал во нивниот

период како и отфрлање на еден електрон од последнта орбита која им дава

конфигурација на стабилен инертен гас. Другте јонизирачки потенијали се многу

високи кога оддават електрон од нив и имаат конфигурација на племенит гас.

Алкалните метали се познати за нивните енергетски реакции со водата.

Реакцијата со водата е прикажана на следниов начин: Алкални+вода

→хидроксиди+водород

ЗАКЛУЧОК

11 |

Група е секоја вертикална колона во периодниот систем. Групите се сметаат за

најважен метод во класификацијата на елементите. Кај некои групи, елементите

имаат многу слични својства и покажуваат јасен тренд во својствата одејќи надолу

по групата. Според меѓународниот систем на именување, групите се нумерирани

од 1 до 18 од најлевата колона (алкалните метали) до најдесната колона

(благородните гасови).

На некои од овие групи им се дадени тривијални (несистематски)

имиња, како алкални метали, земноалкални метали, халкогени, халогени и

благородни гасови. Современите квантномеханички теории за градбата на

атомот даваат свое објаснување на трендовите во групите. Според нив,

елементите од иста група генерално имаат исти електронски конфигурации

на нивните валентни слоеви, што е најважен фактор за нивните слични

својства.

Елементите од иста група покажуваат закономерности во атомскиот радиус,

јонизационата енергија и електронегативноста. Од горе надолу во дадена група,

атомските радиуси на елементите се зголемуваат. Бидејќи има повеќе

пополнети енергетски нивоа, валентните електрони се наоѓаат подалеку од

јадрото. Од горе, секој последователен елемент поседува пониска јонизациона

енергија бидејќи е полесно да се отстрани електрон поради тоа што атомите не се

12 |

врзани толку силно. На сличен начин се намалува електронегативноста, поради

зголеменото растојание меѓу валентните електрони и јадрото.

Периоди

Периода е хоризонтален ред во периодниот систем. Иако групите се најчест

начин за класифицирање на елементите, постојат региони каде хоризонталните

трендови се позначителни отколку вертикалните трендови во групите, како што е

f-блокот, каде лантанидите и актинидите образуваат две посебни редови на

елементи.

Елементите од иста периода покажуваат тренд во атомскиот радиус,

јонизационата енергија, афинитетите кон електроните иелектронегативноста.

Од лево надесно во една периода, атомскиот радиус најчесто се намалува.

Тоа е така бидејќи секој последователен елемент има додаден протон и

електрон кој го предизвикува електронот да биде повлечен поблиску до

јадрото. Ова намалување на атомскиот радиус исто така предизвикува

зголемување на јонизационата енергија одејќи од лево кон десно долж

периода.

КОРИСТЕНА ЛИТЕРАТУРА

13 |

1. http://istrazidoznaj.com

2. Fundamental Concepts in Biophysics“. Berlin: Springer. стр. 33

3. http://www26.brinkster.com/uptable/Mak/ups5.htm

4. http://www.moje-instrukcije.com/index.php?

option=com_content&view=article&id=1926:halkogeni-

elementi&catid=124&Itemid=146

14 |