Tabel de configurare electronică. Cum se compune formula electronică a unui element chimic în chimia anorganică

Scrisă sub formă de așa-numite formule electronice. În formulele electronice, literele s, p, d, f indică subnivelurile energetice ale electronilor; numerele din fața literelor indică nivelul de energie în care se află electronul dat, iar indicele din dreapta sus indică numărul de electroni din subnivelul dat. Pentru a compune formula electronică a unui atom a oricărui element, este suficient să cunoașteți numărul acestui element din tabelul periodic și să îndepliniți prevederile de bază care guvernează distribuția electronilor în atom.

Structura învelișului de electroni a unui atom poate fi descrisă și ca o diagramă a distribuției electronilor în celulele energetice.

Pentru atomii de fier, o astfel de schemă este următoarea:

Această diagramă arată în mod clar îndeplinirea regulii Gund. La subnivelul 3d, numărul maxim de celule (patru) este umplut cu electroni nepereche. Imaginea structurii învelișului de electroni din atom sub formă de formule electronice și sub formă de diagrame nu reflectă în mod clar proprietățile undei electronului.

Formularea legii periodice cu modificările ulterioare DA. Mendeleev : proprietățile corpurilor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, sunt în dependență periodică de mărimea greutăților atomice ale elementelor.

Formularea modernă a Legii periodice: proprietățile elementelor, precum și formele și proprietățile compușilor acestora, depind periodic de mărimea sarcinii nucleului atomilor lor.

Astfel, sarcina pozitivă a nucleului (și nu masa atomică) s-a dovedit a fi un argument mai precis de care depind proprietățile elementelor și ale compușilor acestora.

Valenţă- este numărul de legături chimice prin care un atom este legat de altul.
Capacitățile de valență ale unui atom sunt determinate de numărul de electroni nepereche și de prezența orbitalilor atomici liberi la nivelul exterior. Structura nivelurilor exterioare de energie ale atomilor elementelor chimice și determină în principal proprietățile atomilor lor. Prin urmare, aceste niveluri sunt numite niveluri de valență. Electronii acestor niveluri, și uneori ai nivelurilor pre-externe, pot lua parte la formarea legăturilor chimice. Astfel de electroni sunt numiți și electroni de valență.

Valenta stoichiometrica element chimic - acesta este numărul de echivalenți pe care un anumit atom îi poate atașa sau este numărul de echivalenți dintr-un atom.

Echivalenții sunt determinați de numărul de atomi de hidrogen atașați sau substituiți; prin urmare, valența stoechiometrică este egală cu numărul de atomi de hidrogen cu care interacționează un anumit atom. Dar nu toate elementele interacționează liber, ci practic toate cu oxigenul, prin urmare valența stoechiometrică poate fi definită ca numărul dublat de atomi de oxigen atașați.

De exemplu, valența stoechiometrică a sulfului în hidrogenul sulfurat H 2 S este 2, în oxidul SO 2 - 4, în oxidul SO 3 - 6.

Când se determină valența stoechiometrică a unui element conform formulei unui compus binar, ar trebui să se ghideze după regula: valența totală a tuturor atomilor unui element trebuie să fie egală cu valența totală a tuturor atomilor celuilalt element.

Stare de oxidare de asemenea caracterizează compoziția unei substanțe și este egală cu valența stoechiometrică cu semnul plus (pentru un metal sau un element mai electropozitiv dintr-o moleculă) sau minus.

1. La substanțele simple, starea de oxidare a elementelor este zero.

2. Starea de oxidare a fluorului în toți compușii este -1. Restul halogenilor (clor, brom, iod) cu metale, hidrogen și alte elemente mai electropozitive au și ei o stare de oxidare de -1, dar în compușii cu elemente mai electronegative au stări de oxidare pozitive.

3. Oxigenul din compuși are o stare de oxidare de -2; excepția este peroxidul de hidrogen H 2 O 2 și derivații săi (Na 2 O 2, BaO 2 etc., în care oxigenul are o stare de oxidare de -1, precum și fluorura de oxigen OF 2, starea de oxidare a oxigenului în care este +2.

4. Elementele alcaline (Li, Na, K, etc.) și elementele subgrupului principal din a doua grupă a Tabelului periodic (Be, Mg, Ca etc.) au întotdeauna o stare de oxidare egală cu numărul grupului, care este, +1 și respectiv +2...

5. Toate elementele grupei a treia, cu excepția taliului, au o stare de oxidare constantă egală cu numărul grupului, adică. +3.

6. Cea mai mare stare de oxidare a unui element este egală cu numărul grupului sistemului periodic, iar cea mai mică este diferența: numărul grupului este 8. De exemplu, cea mai mare stare de oxidare a azotului (este situată în grupa a cincea) este +5 (în acidul azotic și sărurile sale), iar cel mai scăzut este -3 (în sărurile de amoniac și amoniu).

7. Stările de oxidare ale elementelor din compus se compensează reciproc astfel încât suma lor pentru toți atomii dintr-o moleculă sau unitate de formulă neutră este zero, iar pentru un ion - sarcina acestuia.

Aceste reguli pot fi utilizate pentru a determina starea de oxidare necunoscută a unui element dintr-un compus, dacă stările de oxidare ale celorlalți sunt cunoscute și pentru a formula compuși multi-element.

Gradul de oxidare (numarul oxidativ,) — valoare condiționată auxiliară pentru înregistrarea proceselor de oxidare, reducere și reacții redox.

Concept starea de oxidare este adesea folosit în chimia anorganică în locul conceptului valenţă... Starea de oxidare a unui atom este egală cu valoarea numerică a sarcinii electrice atribuită atomului, presupunând că perechile de electroni care fac legătura sunt complet polarizate către atomi mai electronegativi (adică, presupunând că compusul este compus numai din ioni). ).

Starea de oxidare corespunde numărului de electroni care trebuie atașați unui ion pozitiv pentru a-l reduce la un atom neutru, sau scăderea dintr-un ion negativ pentru a-l oxida la un atom neutru:

Al 3+ + 3e - → Al
S 2− → S + 2e - (S 2− - 2e - → S)

Proprietățile elementelor, în funcție de structura învelișului electronic al atomului, variază în funcție de perioade și grupe ale sistemului periodic. Deoarece într-un număr de elemente analoge structurile electronice sunt doar similare, dar nu identice, atunci când trec de la un element dintr-un grup la altul, ele observă nu o simplă repetare a proprietăților, ci schimbarea lor regulată mai mult sau mai puțin clar exprimată.

Natura chimică a unui element se datorează capacității atomului său de a pierde sau dobândi electroni. Această capacitate este cuantificată prin valorile energiilor de ionizare și ale afinității electronilor.

Energia de ionizare (E și) este cantitatea minimă de energie necesară pentru detașarea și îndepărtarea completă a unui electron dintr-un atom în fază gazoasă la T = 0

K fără a transfera energie cinetică electronului eliberat cu transformarea atomului într-un ion încărcat pozitiv: E + Ei = E + + e-. Energia de ionizare este o valoare pozitivă și are cele mai mici valori pentru atomii de metale alcaline și cele mai mari pentru atomii de gaz nobili (inerți).

Afinitatea electronică (Ee) este energia eliberată sau absorbită atunci când un electron se atașează de un atom în faza gazoasă la T = 0

K cu transformarea unui atom într-un ion încărcat negativ fără a transfera energie cinetică particulei:

E + e- = E- + Ee.

Halogenii, în special fluorul (Ee = -328 kJ/mol), au afinitatea electronică maximă.

Valorile lui Ei și Ee sunt exprimate în kilojulii pe mol (kJ/mol) sau în electron-volți per atom (eV).

Capacitatea unui atom legat de a muta electronii legăturilor chimice către el însuși, crescând densitatea electronilor în jurul său se numește electronegativitatea.

Acest concept a fost introdus în știință de L. Pauling. Electronegativitateanotat cu simbolul ÷ și caracterizează tendința unui atom dat de a atașa electroni atunci când formează o legătură chimică.

Potrivit lui R. Maliken, electronegativitatea unui atom este estimată prin jumătatea sumei energiilor de ionizare și afinitatea electronică a atomilor liberi ÷ = (Ee + Ei) / 2

În perioade, există o tendință generală de creștere a energiei de ionizare și a electronegativității cu o creștere a sarcinii nucleului atomic; în grupuri, aceste valori scad odată cu creșterea numărului ordinal al elementului.

Trebuie subliniat că o valoare constantă a electronegativității nu poate fi atribuită unui element, deoarece depinde de mulți factori, în special de starea de valență a elementului, tipul de compus în care intră, numărul și tipul de atomi învecinați.

Raze atomice și ionice. Dimensiunile atomilor și ionilor sunt determinate de dimensiunea învelișului de electroni. Conform conceptelor mecanicii cuantice, învelișul de electroni nu are granițe strict definite. Prin urmare, raza unui atom sau ion liber poate fi luată ca distanța calculată teoretic de la miez până la poziția maximului principal al densității norilor de electroni exteriori. Această distanță se numește raza orbitală. În practică, se folosesc de obicei valorile razelor atomilor și ionilor din compuși, calculate din date experimentale. În acest caz, se face o distincție între razele covalente și cele metalice ale atomilor.

Dependența razelor atomice și ionice de sarcina nucleului atomului elementului și este de natură periodică... În perioadele în care numărul atomic crește, razele tind să scadă. Cea mai mare scădere este tipică pentru elementele de perioade mici, deoarece nivelul lor electronic extern este umplut. La perioade mari din familiile de elemente d și f, această schimbare este mai puțin bruscă, deoarece în ele umplerea electronilor are loc în stratul pre-exterior. În subgrupe, razele atomilor și ionilor de același tip cresc în general.

Tabelul periodic al elementelor este un exemplu clar al manifestării diferitelor tipuri de periodicitate în proprietățile elementelor, care este observată orizontal (în perioada de la stânga la dreapta), vertical (într-un grup, de exemplu, de sus în jos). ), în diagonală, adică o anumită proprietate a atomului crește sau scade, dar periodicitatea rămâne.

În perioada de la stânga la dreapta (→), proprietățile oxidante și nemetalice ale elementelor cresc, în timp ce proprietățile reducătoare și metalice scad. Deci, dintre toate elementele din perioada a 3-a, sodiul va fi cel mai activ metal și cel mai puternic agent reducător, iar clorul va fi cel mai puternic agent oxidant.

Legătură chimică- este legătura reciprocă a atomilor dintr-o moleculă, sau rețea cristalină, ca rezultat al acțiunii dintre atomii forțelor electrice de atracție.

Aceasta este interacțiunea tuturor electronilor și a tuturor nucleelor, ducând la formarea unui sistem poliatomic stabil (radical, ion molecular, moleculă, cristal).

Legătura chimică este realizată de electroni de valență. Conform conceptelor moderne, o legătură chimică este de natură electronică, dar este realizată în moduri diferite. Prin urmare, există trei tipuri principale de legături chimice: covalent, ionic, metalicÎntre molecule există legătură de hidrogen,și se întâmplă interacțiunile van der Waals.

Principalele caracteristici ale legăturii chimice includ:

- lungimea legăturii - este distanța internucleară dintre atomii legați chimic.

Depinde de natura atomilor care interacționează și de multiplicitatea legăturii. Odată cu creșterea multiplicității, lungimea legăturii scade și, în consecință, rezistența acesteia crește;

- multiplicitatea legăturii - este determinată de numărul de perechi de electroni care leagă doi atomi. Cu o creștere a multiplicității, energia de legare crește;

- unghi de conectare- unghiul dintre liniile drepte imaginare care trec prin nucleele a doi atomi vecini interconectați chimic;

Energie de legare E CB - aceasta este energia care este eliberată în timpul formării acestei legături și este cheltuită pentru ruperea acesteia, kJ / mol.

Legătură covalentă - O legătură chimică formată prin împărțirea unei perechi de electroni cu doi atomi.

Explicația legăturii chimice prin apariția perechilor de electroni comuni între atomi a stat la baza teoriei spin a valenței, al cărei instrument este metoda legăturii de valență (MVS) descoperit de Lewis în 1916. Pentru descrierea mecanică cuantică a legăturii chimice și a structurii moleculelor, se mai folosește o metodă - metoda orbitală moleculară (MMO) .

Metoda legăturii de valență

Principiile de bază ale formării unei legături chimice conform MFM:

1. O legătură chimică este formată din electroni de valență (nepereche).

2. Electronii cu spin antiparalel aparținând a doi atomi diferiți devin comuni.

3. O legătură chimică se formează numai dacă, atunci când doi sau mai mulți atomi se apropie unul de celălalt, energia totală a sistemului scade.

4. Principalele forte care actioneaza in molecula sunt de origine electrica, coulombiana.

5. Legătura este mai puternică, cu atât norii de electroni care interacționează se suprapun.

Există două mecanisme pentru formarea unei legături covalente:

Mecanism de schimb. Legătura se formează prin socializarea electronilor de valență ai doi atomi neutri. Fiecare atom dă un electron nepereche unei perechi de electroni comune:

Orez. 7. Mecanismul de schimb al formării legăturilor covalente: A- nepolar; b- polar

Mecanismul donor-acceptor. Un atom (donator) oferă o pereche de electroni, iar un alt atom (acceptor) oferă un orbital liber pentru această pereche.

conexiuni, educat prin mecanism donor-acceptor, referiți la compuși complecși

Orez. 8. Mecanismul donor-acceptor al formării legăturilor covalente

Legătura covalentă are anumite caracteristici.

Saturabilitatea - proprietatea atomilor de a forma un număr strict definit de legături covalente. Datorită saturației legăturilor, moleculele au o anumită compoziție.

Directivitate - t ... Adică, legătura se formează în direcția suprapunerii maxime a norilor de electroni . În ceea ce privește linia care leagă centrele atomilor care formează legătura, există: σ și π (Fig. 9): σ-legatură - formată prin suprapunerea AO de-a lungul liniei care leagă centrele atomilor care interacționează; O legătură π este o legătură care are loc în direcția axei liniei perpendiculare care leagă nucleele atomului. Direcționalitatea legăturii determină structura spațială a moleculelor, adică forma lor geometrică.

Hibridare - este o modificare a formei unor orbitali în timpul formării unei legături covalente pentru a realiza o suprapunere mai eficientă a orbitalilor. Legătura chimică formată cu participarea electronilor din orbitalii hibrizi este mai puternică decât legătura cu participarea electronilor din orbitalii s și p nehibrizi, deoarece există mai multă suprapunere. Există următoarele tipuri de hibridizare (Fig. 10, Tabelul 31): sp-hibridare - un orbital s și un orbital p se transformă în doi orbitali „hibrizi” identici, al căror unghi dintre axe este de 180 °. Moleculele în care se realizează hibridizarea sp au o geometrie liniară (BeCl 2).

sp 2 -hibridare- un orbital s și doi orbitali p se transformă în trei orbitali „hibrizi” identici, al căror unghi dintre axe este egal cu 120 °. Moleculele în care se realizează hibridizarea sp 2 au o geometrie plană (BF 3, AlCl 3).

sp 3-hibridizare- un orbital s și trei orbitali p se transformă în patru orbitali „hibrizi” identici, al căror unghi dintre axe este de 109 ° 28". Moleculele în care se realizează hibridizarea sp 3 au o geometrie tetraedrică (CH 4 ). , NH3).

Orez. 10. Tipuri de hibridizări ale orbitalilor de valență: a - sp-hibridarea orbitalilor de valență; b - sp 2 - hibridizarea orbitalilor de valență; v - sp 3-hibridarea orbitalilor de valență

Compoziția atomilor.

Un atom este format din nucleul atomicși carcasa electronica.

Nucleul unui atom este format din protoni ( p +) și neutroni ( n 0). Majoritatea atomilor de hidrogen au un singur nucleu de proton.

Numărul de protoni N(p +) este egal cu sarcina nucleară ( Z) și numărul ordinal al elementului din seria naturală a elementelor (și din tabelul periodic al elementelor).

N(p +) = Z

Suma numărului de neutroni N(n 0), notat simplu prin litera N, și numărul de protoni Z numit număr masivși notat prin literă A.

A = Z + N

Învelișul de electroni a unui atom este format din electroni care se mișcă în jurul nucleului ( e -).

Numărul de electroni N(e-) în învelișul de electroni a unui atom neutru este egal cu numărul de protoni Zîn miezul ei.

Masa unui proton este aproximativ egală cu masa unui neutron și este de 1840 de ori mai mare decât masa unui electron, deci masa unui atom este practic egală cu masa unui nucleu.

Forma atomului este sferică. Raza nucleului este de aproximativ 100.000 de ori mai mică decât raza atomului.

Element chimic- felul de atomi (un set de atomi) cu aceeași sarcină nucleară (cu același număr de protoni în nucleu).

Izotop- un set de atomi ai unui element cu același număr de neutroni în nucleu (sau tipul de atomi cu același număr de protoni și același număr de neutroni în nucleu).

Diferiții izotopi diferă unul de celălalt prin numărul de neutroni din nucleele atomilor lor.

Desemnarea unui singur atom sau izotop: (E este simbolul unui element), de exemplu:.

Structura învelișului de electroni a unui atom

Orbital atomic- starea unui electron într-un atom. Simbol orbital -. Fiecărui orbital îi corespunde un nor de electroni.

Orbitalii atomilor reali în starea fundamentală (neexcitată) sunt de patru tipuri: s, p, dși f.

Nor electronic- o parte a spațiului în care un electron poate fi detectat cu o probabilitate de 90 (sau mai mult) la sută.

Notă: uneori conceptele de „orbital atomic” și „nor de electroni” nu se disting, numindu-le pe ambele „orbital atomic”.

Învelișul de electroni a unui atom este stratificat. Stratul electronic format din nori de electroni de aceeași dimensiune. Se formează orbitalii unui singur strat nivel electronic („energie”), energiile lor sunt aceleași pentru un atom de hidrogen, dar diferite pentru alți atomi.

Orbitali similari de același nivel sunt grupați în electronic (energie) subnivele:
s-subnivel (constă dintr-un singur s-orbital), simbol -.
p-subnivel (constă din trei p
d-subnivel (constă din cinci d-orbitali), simbol -.
f-subnivel (constă din șapte f-orbitali), simbol -.

Energiile orbitalilor unui subnivel sunt aceleași.

La desemnarea subnivelurilor, numărul stratului (stratul electronic) este adăugat la simbolul subnivelului, de exemplu: 2 s, 3p, 5d mijloace s-subnivelul celui de-al doilea nivel, p-subnivelul celui de-al treilea nivel, d-subnivelul celui de-al cincilea nivel.

Numărul total de subniveluri dintr-un nivel este egal cu numărul nivelului n... Numărul total de orbitali la un nivel este n 2. În consecință, numărul total de nori dintr-un strat este de asemenea n 2 .

Denumiri: - orbital liber (fără electroni), - orbital cu un electron nepereche, - orbital cu o pereche de electroni (cu doi electroni).

Ordinea de umplere a orbitalilor unui atom cu electroni este determinată de trei legi ale naturii (formulările sunt date într-o manieră simplificată):

1. Principiul energiei minime - electronii umplu orbitalii în ordinea creșterii energiei orbitalilor.

2. Principiul lui Pauli - într-un orbital nu pot exista mai mult de doi electroni.

3. Regula lui Hund - în cadrul subnivelului, electronii umplu mai întâi orbitalii liberi (câte unul) și abia apoi formează perechi de electroni.

Numărul total de electroni în nivelul electronic (sau în stratul electronic) este 2 n 2 .

Distribuția subnivelurilor în funcție de energie este exprimată astfel (în ordinea creșterii energiei):

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...

Această secvență este clar exprimată într-o diagramă energetică:

Distribuția electronilor unui atom pe niveluri, subniveluri și orbitali (configurația electronică a unui atom) poate fi descrisă sub forma unei formule electronice, a unei diagrame de energie sau, pur și simplu, sub forma unei diagrame a straturilor electronice (" circuit electronic").

Exemple de structura electronică a atomilor:

electroni de valență- electronii atomului, care pot lua parte la formarea legăturilor chimice. Pentru orice atom, aceștia sunt toți electronii exteriori plus acei electroni pre-exteriori, a căror energie este mai mare decât cea a celor exteriori. De exemplu: un atom de Ca are electroni externi - 4 s 2, sunt și valență; atomul de Fe are electroni exteriori - 4 s 2, dar are 3 d 6, prin urmare atomul de fier are 8 electroni de valență. Formula electronică de valență a atomului de calciu este 4 s 2, iar atomul de fier - 4 s 2 3d 6 .

Tabelul periodic al elementelor chimice al lui D. I. Mendeleev
(sistemul natural de elemente chimice)

Legea periodică a elementelor chimice(formulare modernă): proprietățile elementelor chimice, precum și substanțele simple și complexe formate de acestea, depind periodic de valoarea sarcinii din nucleele atomice.

Sistem periodic- exprimarea grafică a legii periodice.

Gama naturală de elemente chimice- o serie de elemente chimice, dispuse în funcție de numărul crescând de protoni din nucleele atomilor lor, sau, ceea ce este același, în funcție de sarcinile crescânde ale nucleelor acestor atomi. Numărul ordinal al unui element din acest rând este egal cu numărul de protoni din nucleul oricărui atom al acestui element.

Tabelul elementelor chimice este construit prin „decuparea” seriei naturale de elemente chimice în perioade(rânduri orizontale ale tabelului) și grupări (coloane verticale ale tabelului) de elemente cu o structură electronică similară a atomilor.

În funcție de metoda de combinare a elementelor în grupuri, tabelul poate fi perioada lunga(elementele cu același număr și tip de electroni de valență sunt colectate în grupuri) și perioadă scurtă(elementele cu același număr de electroni de valență sunt colectate în grupuri).

Grupurile din tabelul cu perioade scurte sunt împărțite în subgrupe ( principalulși colateral) care se potrivesc cu grupurile tabelului cu perioade lungi.

Toți atomii elementelor aceleiași perioade au același număr de straturi electronice, egal cu numărul perioadei.

Numărul elementelor în perioade: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Majoritatea elementelor perioadei a opta sunt obținute artificial, ultimele elemente ale acestei perioade nefiind încă sintetizate. Toate perioadele, cu excepția primei, încep cu un element care formează un metal alcalin (Li, Na, K etc.) și se termină cu un element care formează un gaz nobil (He, Ne, Ar, Kr etc.). ).

În tabelul cu perioade scurte sunt opt grupe, fiecare dintre ele împărțite în două subgrupe (principal și secundar), în tabelul cu perioade lungi există șaisprezece grupuri, care sunt numerotate cu cifre romane cu literele A sau B, pt. exemplu: IA, IIIB, VIA, VIIB. Grupa IA a tabelului cu perioade lungi corespunde subgrupului principal al primei grupe a tabelului cu perioade scurte; grupa VIIB - un subgrup lateral al celui de-al șaptelea grup: restul sunt similare.

Caracteristicile elementelor chimice se schimbă în mod natural în grupuri și perioade.

Pe perioade (cu o creștere a numărului de serie)

sarcina nucleului crește,
numărul de electroni externi crește,
raza atomilor scade,
puterea de legătură a electronilor cu nucleul (energia de ionizare) crește,
electronegativitatea crește,
proprietățile oxidante ale substanțelor simple sunt îmbunătățite ("nemetalice"),
proprietățile reducătoare ale substanțelor simple ("metalicitatea") slăbesc,
slăbește caracterul de bază al hidroxizilor și al oxizilor corespunzători,
caracterul acid al hidroxizilor și al oxizilor corespunzători crește.

În grupuri (cu numărul de serie din ce în ce mai mare)

sarcina nucleului crește,
raza atomilor crește (numai în grupele A),
puterea legăturii electronilor cu nucleul scade (energia de ionizare; numai în grupurile A),
scade electronegativitatea (numai în grupele A),
proprietățile oxidante ale substanțelor simple slăbesc ("nemetalice"; numai în grupele A),
proprietățile reducătoare ale substanțelor simple sunt îmbunătățite ("metalicitatea"; numai în grupele A),
caracterul de bază al hidroxizilor și al oxizilor corespunzători crește (numai în grupele A),
natura acidă a hidroxizilor și a oxizilor corespunzători slăbește (numai în grupele A),
stabilitatea compușilor cu hidrogen scade (activitatea reductivă a acestora crește; numai în grupele A).

Probleme și teste pe tema „Tema 9.” Structura atomului. Legea periodică a lui DI Mendeleev și tabelul periodic al elementelor chimice (PSKhE) "."

Legea periodică - Legea periodică și structura atomilor de gradul 8-9
Ar trebui să știți: legile umplerii orbitalilor cu electroni (principiul energiei minime, principiul lui Pauli, regula lui Hund), structura tabelului periodic al elementelor.
Trebuie să fii capabil: să determine compoziția unui atom după poziția unui element în sistemul periodic și, invers, să găsești un element în sistemul periodic, cunoscându-i compoziția; descrieți diagrama structurii, configurația electronică a unui atom, ion și, invers, determinați poziția unui element chimic în PSCE conform diagramei și configurației electronice; să caracterizeze elementul și substanțele formate de acesta în funcție de poziția sa în PSCE; determina modificările razei atomilor, proprietățile elementelor chimice și substanțele formate de acestea într-o perioadă și un subgrup principal al sistemului periodic.
Exemplul 1. Determinați numărul de orbitali la al treilea nivel electronic. Care sunt acești orbitali?
Pentru a determina numărul de orbitali, folosim formula N orbitali = n 2, unde n- numărul nivelului. N orbitali = 3 2 = 9. Unu 3 s-, trei 3 p- și cinci 3 d-orbitali.
Exemplul 2. Determinați care atom din care element are formula electronică 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
Pentru a determina ce element este, este necesar să aflați numărul său de serie, care este egal cu numărul total de electroni ai atomului. În acest caz: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Acesta este aluminiu.
După ce vă asigurați că tot ce aveți nevoie este învățat, treceți la sarcini. Vă dorim mult succes.

Lectură recomandată:
- OS Gabrielyan și alții.Chimie clasa 11. M., Butarda, 2002;
- G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. Chimie 11 cl. M., Educație, 2001.

Algoritm pentru elaborarea unei formule electronice pentru un element:

1. Determinați numărul de electroni dintr-un atom folosind Tabelul periodic al elementelor chimice ale D.I. Mendeleev.

2. După numărul perioadei în care se află elementul, determinați numărul de niveluri de energie; numărul de electroni de pe ultimul nivel electronic corespunde numărului de grup.

3. Împărțiți nivelurile în subnivele și orbitali și umpleți-le cu electroni în conformitate cu regulile de umplere a orbitalilor:

Trebuie reținut că există maxim 2 electroni la primul nivel. 1s 2, pe al doilea - maximum 8 (două s si sase R: 2s 2 2p 6), pe a treia - maximum 18 (două s, șase pși zece d: 3s 2 3p 6 3d 10).

Numărul cuantic principal n ar trebui să fie minimă.
Mai întâi umplut s- subnivel atunci p-, d- b f- subniveluri.
Electronii umplu orbitalii în ordinea creșterii energiei orbitalilor (regula lui Klechkovsky).
În cadrul subnivelului, electronii ocupă mai întâi orbitali liberi pe rând și abia apoi formează perechi (regula lui Hund).
Nu pot exista mai mult de doi electroni într-un orbital (principiul lui Pauli).

Exemple.

1. Să compunem formula electronică a azotului. În tabelul periodic, azotul este la numărul 7.

2. Să compunem formula electronică a argonului. Argonul se află pe locul 18 în tabelul periodic.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Să compunem formula electronică a cromului. Cromul se găsește la numărul 24 în tabelul periodic.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Diagrama energiei zincului.

4. Să compunem formula electronică a zincului. Zincul se găsește la numărul 30 în tabelul periodic.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Rețineți că o parte a formulei electronice, și anume 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, este formula electronică a argonului.

Formula electronică a zincului poate fi reprezentată ca.

Sarcina de a elabora formula electronică a unui element chimic nu este cea mai ușoară.

Deci, algoritmul pentru compilarea formulelor electronice ale elementelor este următorul:

În primul rând, notăm semnul chimic. element, unde mai jos în stânga semnului indicăm numărul de serie al acestuia.
În plus, după numărul perioadei (din care elementul), determinăm numărul de niveluri de energie și desenăm un astfel de număr de arce lângă semnul elementului chimic.
Apoi, în funcție de numărul grupului, numărul de electroni la nivelul exterior, notăm sub arc.
La nivelul 1 maximul posibil este 2e, la al doilea este deja 8, la al treilea - până la 18. Începem să punem numere sub arcurile corespunzătoare.
Numărul de electroni la penultimul nivel trebuie calculat astfel: numărul de electroni deja atașați se scade din numărul ordinal al elementului.
Rămâne să ne transformăm circuitul într-o formulă electronică:

Iată formulele electronice pentru unele dintre elementele chimice:

1. Scriem un element chimic și numărul său de serie.Numărul arată numărul de electroni dintr-un atom.
2. Elaborăm o formulă. Pentru a face acest lucru, trebuie să aflați numărul de niveluri de energie, baza pentru determinare este numărul perioadei elementului.
3. Împărțim nivelurile în subnivele.
Mai jos puteți vedea un exemplu despre cum să compuneți corect formulele electronice ale elementelor chimice.

Trebuie să compuneți formulele electronice ale elementelor chimice în acest fel: trebuie să vă uitați la numărul elementului din tabelul periodic, aflând astfel câți electroni are. Apoi trebuie să aflați numărul de niveluri, care este egal cu perioada. Apoi se scriu și se completează subnivelurile:

În primul rând, trebuie să determinați numărul de atomi conform tabelului periodic.

Pentru a elabora o formulă electronică, veți avea nevoie de sistemul periodic al lui Mendeleev. Găsește-ți elementul chimic acolo și vezi perioada - va fi egală cu numărul de niveluri de energie. Numărul grupului va corespunde numeric cu numărul de electroni din ultimul nivel. Numărul unui element va fi cantitativ egal cu numărul de electroni ai acestuia.De asemenea, trebuie să știți clar că la primul nivel există maximum 2 electroni, la al doilea - 8, la al treilea - 18.

Acestea sunt cele mai importante. În plus, pe Internet (inclusiv site-ul nostru) puteți găsi informații cu o formulă electronică gata făcută pentru fiecare element, astfel încât să vă puteți verifica singur.

Compilarea formulelor electronice ale elementelor chimice este un proces foarte complicat, nu se poate face fără tabele speciale și trebuie folosite o mulțime de formule. Pe scurt, pentru a compila, trebuie să parcurgeți aceste etape:

Este necesar să se întocmească o diagramă orbitală, în care să existe conceptul diferenței dintre electroni unul de celălalt. Orbitalii și electronii sunt evidențiați în diagramă.

Electronii sunt umpluți în niveluri, de jos în sus, și au mai multe subniveluri.

Deci, mai întâi aflăm numărul total de electroni ai unui atom dat.

Completam formula conform unei anumite scheme și o notăm - aceasta va fi formula electronică.

De exemplu, pentru azot, această formulă arată astfel, mai întâi ne ocupăm de electroni:

Și scriem formula:

A întelege principiul întocmirii formulei electronice a unui element chimic, mai întâi trebuie să determinați numărul total de electroni din atom după numărul din tabelul periodic. După aceea, trebuie să determinați numărul de niveluri de energie, luând ca bază numărul perioadei în care se află elementul.

După aceea, nivelurile sunt împărțite în subniveluri, care sunt umplute cu electroni, pe baza principiului energiei minime.

Puteți verifica corectitudinea raționamentului dvs., căutând, de exemplu, aici.

După ce ați compilat formula electronică a unui element chimic, puteți afla câți electroni și straturi electronice sunt într-un anumit atom, precum și ordinea distribuției lor pe straturi.

Pentru început, determinăm numărul ordinal al elementului conform tabelului periodic, acesta corespunde numărului de electroni. Numărul de straturi de electroni indică numărul perioadei, iar numărul de electroni de pe ultimul strat al atomului corespunde numărului de grup.

mai întâi completăm subnivelul s, iar apoi subnivelurile p-, d- b f;
conform regulii Klechkovsky, electronii umplu orbitalii în ordinea creșterii energiei acestor orbitali;
conform regulii lui Hund, electronii dintr-un subnivel ocupă orbitali liberi unul câte unul și apoi formează perechi;
conform principiului Pauli, nu există mai mult de 2 electroni într-un orbital.

Formula electronică a unui element chimic arată câte straturi electronice și câți electroni sunt conținuți într-un atom și cum sunt distribuiti peste straturi.
Pentru a elabora formula electronică a unui element chimic, trebuie să vă uitați la tabelul periodic și să utilizați informațiile obținute pentru acest element. Numărul ordinal al unui element din tabelul periodic corespunde numărului de electroni dintr-un atom. Numărul de straturi electronice corespunde numărului perioadei, numărul de electroni de pe ultimul strat electronic corespunde numărului grupului.
Trebuie amintit că pe primul strat sunt maxim 2 electroni 1s2, pe al doilea - maximum 8 (două s și șase p: 2s2 2p6), pe al treilea - maximum 18 (două s, șase). p, și zece d: 3s2 3p6 3d10).
De exemplu, formula electronică a carbonului: С 1s2 2s2 2p2 (numărul de serie 6, numărul de perioadă 2, numărul de grup 4).
Formula electronică a sodiului: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (numărul de serie 11, numărul de perioadă 3, numărul de grup 1).
Pentru a verifica corectitudinea ortografiei formulei electronice, puteți consulta site-ul web www.alhimikov.net.
La prima vedere, elaborarea unei formule electronice pentru elemente chimice poate părea o sarcină destul de complicată, dar totul va deveni clar dacă respectați următoarea schemă:
- scrieți mai întâi orbitalii
- introduceți numere în fața orbitalilor care indică numărul nivelului de energie. Nu uitați de formula pentru determinarea numărului maxim de electroni la nivelul energiei: N = 2n2
Cum știi numărul de niveluri de energie? Uită-te doar la tabelul periodic: acest număr este egal cu numărul perioadei în care se află acest element.
- deasupra pictogramei orbital, scrieți un număr care indică numărul de electroni care se află în acest orbital.
De exemplu, formula electronică pentru scandiu ar arăta astfel.

Electronii

Conceptul de atom a apărut în lumea antică pentru a desemna particule de materie. Tradus din greacă, atom înseamnă „indivizibil”.

Fizicianul irlandez Stoney, pe baza unor experimente, a ajuns la concluzia că electricitatea este transportată de cele mai mici particule care există în atomii tuturor elementelor chimice. În 1891, Stoney a sugerat numirea acestor particule electroni, care în greacă înseamnă „chihlimbar”. La câțiva ani după ce electronul și-a primit numele, fizicianul englez Joseph Thomson și fizicianul francez Jean Perrin au demonstrat că electronii poartă o sarcină negativă. Aceasta este cea mai mică sarcină negativă, care în chimie este luată ca unitate (-1). Thomson a reușit chiar să determine viteza de mișcare a unui electron (viteza unui electron pe o orbită este invers proporțională cu numărul orbitei n. Razele orbitelor cresc proporțional cu pătratul numărului orbitei. Pe prima orbită a atomului de hidrogen (n = 1; Z = 1), viteza este ≈ 2,2 · 106 m / c, adică de aproximativ o sută de ori mai mică decât viteza luminii c = 3 · 108 m / s .) și masa unui electron (este de aproape 2000 de ori mai mică decât masa unui atom de hidrogen).

Starea electronilor într-un atom

Starea unui electron într-un atom este înțeleasă ca un set de informații despre energia unui anumit electron și spațiul în care se află... Un electron dintr-un atom nu are o traiectorie de mișcare, adică se poate vorbi doar despre probabilitatea de a-l găsi în spațiul din jurul nucleului.

Poate fi situat în orice parte a acestui spațiu care înconjoară nucleul, iar combinația diferitelor sale poziții este considerată ca un nor de electroni cu o anumită densitate de sarcină negativă. Figurat, acest lucru poate fi imaginat după cum urmează: dacă s-ar putea fotografia poziția unui electron într-un atom după sutimi sau milionatimi de secundă, ca în finisajul foto, atunci electronul din astfel de fotografii ar fi reprezentat ca puncte. Suprapunerea a nenumărate astfel de fotografii ar avea ca rezultat o imagine a norului de electroni cu cea mai mare densitate, acolo unde există cele mai multe dintre aceste puncte.

Spațiul din jurul nucleului atomic, în care electronul este cel mai probabil să se găsească, se numește orbital. Conține aproximativ 90% e-cloud, și asta înseamnă că aproximativ 90% din timp electronul se află în această parte a spațiului. Distingeți în formă 4 tipuri de orbitali cunoscute în prezent, care sunt notate prin latină s, p, d și f... O reprezentare grafică a unor forme de orbitali de electroni este prezentată în figură.

Cea mai importantă caracteristică a mișcării unui electron într-un anumit orbital este energia conexiunii sale cu miezul... Electronii cu valori energetice apropiate formează un singur strat electronic, sau nivel de energie. Nivelurile de energie sunt numerotate începând de la nucleu - 1, 2, 3, 4, 5, 6 și 7.

Numărul întreg n, care indică numărul nivelului de energie, se numește număr cuantic principal. Caracterizează energia electronilor care ocupă un anumit nivel de energie. Cea mai scăzută energie este deținută de electronii din primul nivel de energie, care este cel mai aproape de nucleu.În comparație cu electronii primului nivel, electronii nivelurilor ulterioare se vor caracteriza printr-o cantitate mare de energie. În consecință, electronii de la nivelul exterior sunt cei mai puțin ferm legați de nucleul atomic.

Cel mai mare număr de electroni la nivel de energie este determinat de formula:

N = 2n 2,

unde N este numărul maxim de electroni; n este numărul nivelului sau numărul cuantic principal. În consecință, la primul nivel energetic cel mai apropiat de nucleu nu pot exista mai mult de doi electroni; pe al doilea - nu mai mult de 8; pe a treia - nu mai mult de 18; pe a patra - nu mai mult de 32.

Începând de la al doilea nivel de energie (n = 2), fiecare dintre niveluri este subdivizat în subniveluri (substraturi), diferind puțin unele de altele în energia de legare cu nucleul. Numărul de subniveluri este egal cu valoarea numărului cuantic principal: primul nivel de energie are un subnivel; al doilea - doi; al treilea - trei; al patrulea - patru subniveluri. Subnivelurile, la rândul lor, sunt formate din orbitali. La fiecare valoaren corespunde numărului de orbitali egal cu n.

Se obișnuiește să se desemneze subnivelurile cu litere latine, precum și forma orbitalilor din care sunt compuși: s, p, d, f.

Protoni și neutroni

Atomul oricărui element chimic este comparabil cu sistemul solar minuscul. Prin urmare, se numește un astfel de model al atomului, propus de E. Rutherford planetar.

Nucleul atomic, în care este concentrată întreaga masă a unui atom, este format din două tipuri de particule - protoni si neutroni.

Protonii au o sarcină egală cu sarcina electronilor, dar opus în semn (+1), și o masă egală cu masa unui atom de hidrogen (este luat ca unitate în chimie). Neutronii nu poartă nicio sarcină, sunt neutri și au masa egală cu cea a unui proton.

Protonii și neutronii sunt numiți colectiv nucleoni (din latină nucleus - nucleus). Suma numărului de protoni și neutroni dintr-un atom se numește număr de masă... De exemplu, numărul de masă al unui atom de aluminiu:

13 + 14 = 27

numărul de protoni 13, numărul de neutroni 14, numărul de masă 27

Deoarece masa electronului, care este neglijabilă, poate fi neglijată, este evident că întreaga masă a atomului este concentrată în nucleu. Electronii reprezintă e -.

Din moment ce atomul neutru din punct de vedere electric, este, de asemenea, evident că numărul de protoni și electroni dintr-un atom este același. Este egal cu numărul ordinal al unui element chimic atribuit acestuia în Tabelul Periodic. Masa unui atom este formată din masa de protoni și neutroni. Cunoscând numărul ordinal al elementului (Z), adică numărul de protoni și numărul de masă (A), egal cu suma numerelor de protoni și neutroni, putem afla numărul de neutroni (N) prin formulă:

N = A - Z

De exemplu, numărul de neutroni dintr-un atom de fier este:

56 — 26 = 30

Izotopi

Se numesc o varietate de atomi ai aceluiași element, care au aceeași sarcină nucleară, dar numere de masă diferite izotopi... Elementele chimice care apar în mod natural sunt un amestec de izotopi. Deci, carbonul are trei izotopi cu mase 12, 13, 14; oxigen - trei izotopi cu mase de 16, 17, 18 etc. De obicei, dată în Tabelul periodic, masa atomică relativă a unui element chimic este valoarea medie a maselor atomice ale amestecului natural de izotopi ai unui element dat, luând ţinând cont de abundenţa lor relativă în natură. Proprietățile chimice ale izotopilor majorității elementelor chimice sunt exact aceleași. Cu toate acestea, izotopii de hidrogen diferă foarte mult în proprietăți datorită unei creșteri multiple puternice a masei lor atomice relative; li s-au dat chiar nume individuale și mărci chimice.

Elemente ale primei perioade

Diagrama structurii electronice a atomului de hidrogen:

Diagramele structurii electronice a atomilor arată distribuția electronilor peste straturile electronice (nivelurile de energie).

Formula electronică grafică a atomului de hidrogen (arată distribuția electronilor pe niveluri și subniveluri de energie):

Formulele electronice grafice ale atomilor arată distribuția electronilor nu numai pe niveluri și subniveluri, ci și pe orbiti.

Într-un atom de heliu, primul strat de electroni este complet - sunt 2 electroni în el. Hidrogen și heliu - elemente s; orbitalul s al acestor atomi este umplut cu electroni.

Toate elementele celei de-a doua perioade primul strat de electroni este plin, iar electronii umplu orbitalii s și p ai celui de-al doilea strat de electroni în conformitate cu principiul energiei minime (întâi s și apoi p) și cu regulile Pauli și Hund.

În atomul de neon, al doilea strat de electroni este complet - conține 8 electroni.

Pentru atomii elementelor din a treia perioadă, primul și al doilea strat de electroni sunt completați, prin urmare, al treilea strat de electroni este umplut, în care electronii pot ocupa subnivelurile 3s, 3p și 3d.

La atomul de magneziu, orbitalul 3s-electron este în curs de finalizare. Na și Mg sunt elemente s.

În aluminiu și elementele ulterioare, subnivelul 3p este umplut cu electroni.

Pentru elementele perioadei a treia, orbitalii 3d rămân neumpluți.

Toate elementele de la Al la Ar sunt elemente p. Elementele s și p formează principalele subgrupe din Tabelul Periodic.

Elemente ale perioadei a patra - a șaptea

Atomii de potasiu și calciu au un al patrulea strat de electroni, subnivelul 4s este umplut, deoarece are o energie mai mică decât subnivelul 3d.

K, Ca - s-elemente incluse în principalele subgrupe. În atomii de la Sc la Zn, subnivelul 3d este umplut cu electroni. Acestea sunt elemente 3D. Sunt incluse în subgrupuri laterale, stratul lor electronic pre-extern este umplut, sunt denumite elemente de tranziție.

Acordați atenție structurii învelișurilor de electroni ale atomilor de crom și cupru. În ele, există o „scădere” a unui electron de la nivelul 4s la subnivelul 3d, care se explică prin stabilitatea energetică mai mare a configurațiilor electronice rezultate 3d 5 și 3d 10:

În atomul de zinc, al treilea strat electronic este complet - toate subnivelurile 3s, 3p și 3d sunt umplute în el, cu un total de 18 electroni pe ele. În elementele care urmează zincului, al patrulea strat de electroni, subnivelul 4p, continuă să fie umplut.

Elementele de la Ga la Kr sunt elemente p.

La atomul de cripton, stratul exterior (al patrulea) este complet, are 8 electroni. Dar pot fi 32 de electroni în total în al patrulea strat de electroni; Pentru atomul de cripton, subnivelurile 4d și 4f sunt încă neumplute.Pentru elementele perioadei a cincea, umplerea este efectuată de niveluri în următoarea ordine: 5s - 4d - 5p. Și există și excepții legate de " eșec»Electroni, pentru 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

În perioadele a șasea și a șaptea apar elemente f, adică elemente în care sunt umplute subnivelurile 4f și, respectiv, 5f ale celui de-al treilea strat de electroni exterior.

Elementele 4f se numesc lantanide.

Elementele 5f se numesc actinide.

Ordinea de umplere a subnivelurilor electronice în atomii elementelor din perioada a șasea: 55 Cs și 56 Ba - 6s elemente; 57 La… 6s 2 5d x - 5d-element; 58 Ce - 71 Lu - 4f-elemente; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemente; 81 Т1 - 86 Rn - 6d-elemente. Dar chiar și aici există elemente în care ordinea de umplere a orbitalilor de electroni este „încălcată”, ceea ce, de exemplu, este asociat cu o stabilitate energetică mai mare a subnivelurilor f jumătate și complet umplute, adică nf 7 și nf 14. În funcție de subnivelul atomului umplut cu electroni, toate elementele sunt împărțite în patru familii electronice sau blocuri:

s-elemente... Subnivelul s al nivelului exterior al atomului este umplut cu electroni; Elementele s includ hidrogen, heliu și elemente din principalele subgrupe ale grupelor I și II.

p-elemente... Subnivelul p al nivelului exterior al atomului este umplut cu electroni; Elementele p includ elemente ale principalelor subgrupe ale grupurilor III-VIII.

d-elemente... Subnivelul d al nivelului pre-exterior al atomului este umplut cu electroni; Elementele d includ elemente ale subgrupurilor secundare ale grupelor I-VIII, adică elemente ale deceniilor inserate de perioade mari situate între elementele s- și p. Se mai numesc și elemente de tranziție.

elemente f... Subnivelul f al celui de-al treilea nivel exterior al atomului este umplut cu electroni; acestea includ lantanide și antinoide.

Fizicianul elvețian W. Pauli în 1925 a stabilit că într-un atom dintr-un orbital nu pot exista mai mult de doi electroni având spini opuși (antiparaleli) (tradus din engleză - „fus”), adică posedă astfel de proprietăți încât, în mod convențional, poate imagina cum este rotirea unui electron în jurul axei sale imaginare: în sensul acelor de ceasornic sau în sens invers acelor de ceasornic.

Acest principiu se numește principiul lui Pauli... Dacă există un electron în orbital, atunci se numește nepereche, dacă doi, atunci aceștia sunt electroni perechi, adică electroni cu spini opuși. Figura prezintă o diagramă a împărțirii nivelurilor de energie în subniveluri și succesiunea umplerii acestora.

Foarte des, structura învelișurilor de electroni ale atomilor este descrisă folosind celule de energie sau cuantice - sunt scrise așa-numitele formule electronice grafice. Pentru această notație se folosește următoarea notație: fiecare celulă cuantică este desemnată de o celulă care corespunde unui orbital; fiecare electron este indicat printr-o săgeată corespunzătoare direcției spinului. Când scrieți o formulă electronică grafică, trebuie reținute două reguli: Principiul lui Pauli și regula lui F. Hund, conform căreia electronii ocupă celulele libere mai întâi pe rând și au aceeași valoare de spin și abia apoi se perechează, dar spinii, în acest caz, conform principiului Pauli, vor fi deja direcționați opus.

regula lui Hund și principiul lui Pauli

regula lui Hund- regula chimiei cuantice, care determină ordinea de umplere a orbitalilor unui anumit substrat și se formulează astfel: valoarea totală a numărului cuantic de spin al electronilor unui substrat dat trebuie să fie maximă. Formulat de Friedrich Hund în 1925.

Aceasta înseamnă că în fiecare dintre orbitalii de substrat, primul electron este umplut și numai după ce orbitalul gol a fost epuizat, un al doilea electron este adăugat la acest orbital. În acest caz, într-un orbital există doi electroni cu spini semiîntregi de semn opus, care se perechează (formează un nor cu doi electroni) și, ca urmare, spinul total al orbitalului devine egal cu zero.

O altă formulare: Mai scăzut în energie se află termenul atomic pentru care sunt îndeplinite două condiții.

Multiplicitatea este maximă
Când multiplicitățile coincid, momentul unghiular orbital total L este maxim.

Să analizăm această regulă folosind exemplul de umplere a orbitalilor subnivelului p p-elementele perioadei a doua (adică de la bor la neon (în diagrama de mai jos, liniile orizontale indică orbitali, săgețile verticale indică electronii, iar direcția săgeții indică orientarea spinului).

domnia Klechkovsky

regula lui Klechkovsky - pe măsură ce numărul total de electroni din atomi crește (cu creșterea sarcinilor nucleelor lor sau a numerelor ordinale ale elementelor chimice), orbitalii atomici sunt populați în așa fel încât apariția electronilor într-un orbital de energie mai mare depinde numai de numărul cuantic principal n și nu depinde de toate celelalte numere cuantice, inclusiv de la l. Din punct de vedere fizic, aceasta înseamnă că într-un atom asemănător hidrogenului (în absența repulsiei electron-electron) energia orbitală a unui electron este determinată doar de distanța spațială a densității de sarcină a electronului față de nucleu și nu depinde de caracteristicile mișcarea sa în câmpul nucleului.

Regula empirică a lui Klechkovsky și schema de priorități consecventă contrazic oarecum succesiunea energetică reală a orbitalilor atomici doar în două cazuri de același tip: atomi de Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au au un „eșec” de electroni cu s -subnivelul stratului exterior până la subnivelul d al stratului anterior, ceea ce duce la o stare energetic mai stabilă a atomului și anume: după umplerea cu doi electroni a orbitalului 6 s