ატომი- ელექტრულად ნეიტრალური ნაწილაკი, რომელიც შედგება დადებითად დამუხტული ბირთვისა და უარყოფითად დამუხტული ელექტრონებისგან. ატომის ცენტრში არის დადებითად დამუხტული ბირთვი. ის იკავებს ატომის შიგნით სივრცის უმნიშვნელო ნაწილს; მასში კონცენტრირებულია მთელი დადებითი მუხტი და ატომის თითქმის მთელი მასა.

ბირთვი შედგება ელემენტარული ნაწილაკებისგან - პროტონისა და ნეიტრონისგან; ელექტრონები მოძრაობენ ატომის ბირთვის გარშემო დახურულ ორბიტალებში.

პროტონი (r)- ელემენტარული ნაწილაკი, რომლის ფარდობითი მასაა 1,00728 ატომური მასის ერთეული და მუხტი +1 ჩვეულებრივი ერთეული. ატომის ბირთვში პროტონების რაოდენობა უდრის D.I-ის პერიოდულ სისტემაში ელემენტის სერიულ რაოდენობას. მენდელეევი.

ნეიტრონი (n)- ელემენტარული ნეიტრალური ნაწილაკი ფარდობითი მასით 1,00866 ატომური მასის ერთეული (a.m.u.).

N ბირთვში ნეიტრონების რაოდენობა განისაზღვრება ფორმულით:

სადაც A არის მასის რიცხვი, Z არის ბირთვის მუხტი, პროტონების რაოდენობის ტოლი (სერიული ნომერი).

ჩვეულებრივ, ატომის ბირთვის პარამეტრები იწერება შემდეგნაირად: ბირთვული მუხტი მოთავსებულია ელემენტის სიმბოლოს ქვედა მარცხენა მხარეს, ხოლო მასის რიცხვი მოთავსებულია ზედა, მაგალითად:

ეს ჩანაწერი აჩვენებს, რომ ბირთვული მუხტი (აქედან გამომდინარე პროტონების რაოდენობა) ფოსფორის ატომისთვის არის 15, მასის რიცხვი არის 31, ხოლო ნეიტრონების რაოდენობა არის 31 - 15 = 16. ვინაიდან პროტონისა და ნეიტრონის მასები ძალიან ცოტა განსხვავდება. ერთმანეთისგან, რიცხვის მასა დაახლოებით უდრის ბირთვის ფარდობით ატომურ მასას.

ელექტრონი (e -)- ელემენტარული ნაწილაკი მასით 0,00055 ა. ე.მ და პირობითი გადასახადი –1. ატომში ელექტრონების რაოდენობა უდრის ატომის ბირთვის მუხტს (ელემენტის რიგითი ნომერი D.I. მენდელეევის პერიოდულ სისტემაში).

ელექტრონები მოძრაობენ ბირთვის გარშემო მკაცრად განსაზღვრულ ორბიტებში და ქმნიან ეგრეთ წოდებულ ელექტრონულ ღრუბელს.

ატომის ბირთვის ირგვლივ სივრცის რეგიონი, სადაც ელექტრონის ყველაზე დიდი ალბათობაა ნაპოვნი (90% ან მეტი), განსაზღვრავს ელექტრონული ღრუბლის ფორმას.

s-ელექტრონის ელექტრონულ ღრუბელს აქვს სფერული ფორმა; s-ენერგეტიკული ქვედონე შეიძლება ჰქონდეს მაქსიმუმ ორი ელექტრონი.

p-ელექტრონის ელექტრონული ღრუბელი ჰანტელის ფორმისაა; სამ p-ორბიტალს შეუძლია მაქსიმუმ ექვს ელექტრონს იტევს.

ორბიტალები გამოსახულია კვადრატის სახით, რომლის ზემოთ ან ქვემოთ ისინი წერენ ამ ორბიტალის აღწერის ძირითადი და მეორადი კვანტური რიცხვების მნიშვნელობებს. ასეთ ჩანაწერს ეწოდება გრაფიკული ელექტრონული ფორმულა, მაგალითად:

ამ ფორმულაში ისრები აღნიშნავენ ელექტრონს, ხოლო ისრის მიმართულება შეესაბამება სპინის მიმართულებას - ელექტრონის შინაგან მაგნიტურ მომენტს. საპირისპირო სპინების მქონე ელექტრონებს ↓ უწოდებენ დაწყვილებულს.

ელემენტების ატომების ელექტრონული კონფიგურაციები შეიძლება წარმოდგენილი იყოს ელექტრონული ფორმულების სახით, რომლებშიც მითითებულია ქვედონის სიმბოლოები, ქვედონის სიმბოლოს წინ კოეფიციენტი აჩვენებს მის კუთვნილებას ამ დონეს, ხოლო სიმბოლოს ხარისხი გვიჩვენებს რიცხვს. ამ ქვედონის ელექტრონების.

ცხრილი 1 გვიჩვენებს D.I-ს ქიმიური ელემენტების პერიოდული ცხრილის პირველი 20 ელემენტის ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურას. მენდელეევი.

ქიმიურ ელემენტებს, რომელთა ატომებში გარე დონის s-ქვედონე ივსება ერთი ან ორი ელექტრონით, ეწოდება s-ელემენტები. ქიმიურ ელემენტებს, რომელთა ატომებშიც ივსება p-ქვედონე (ერთიდან ექვს ელექტრონამდე), ეწოდება p-ელემენტებს.

ქიმიური ელემენტის ატომში ელექტრონული ფენების რაოდენობა უდრის პერიოდის რიცხვს.

Შესაბამისად ჰუნდის წესიელექტრონები განლაგებულია იმავე ტიპის იმავე ენერგეტიკული დონის ორბიტალებში ისე, რომ მთლიანი სპინი მაქსიმალური იყოს. შესაბამისად, ენერგეტიკული ქვედონის შევსებისას ყოველი ელექტრონი პირველ რიგში იკავებს ცალკეულ უჯრედს და მხოლოდ ამის შემდეგ იწყება მათი დაწყვილება. მაგალითად, აზოტის ატომისთვის ყველა p-ელექტრონი იქნება ცალკეულ უჯრედებში, ხოლო ჟანგბადისთვის დაიწყება მათი დაწყვილება, რომელიც მთლიანად დასრულდება ნეონით.

იზოტოპებიეწოდება ერთი და იგივე ელემენტის ატომებს, რომლებიც შეიცავს მათ ბირთვებში პროტონების იგივე რაოდენობას, მაგრამ ნეიტრონების განსხვავებულ რაოდენობას.

იზოტოპები ცნობილია ყველა ელემენტისთვის. მაშასადამე, პერიოდულ სისტემაში ელემენტების ატომური მასები არის იზოტოპების ბუნებრივი ნარევების მასური რიცხვების საშუალო მნიშვნელობა და განსხვავდება მთელი რიცხვებისგან. ამრიგად, იზოტოპების ბუნებრივი ნარევის ატომური მასა არ შეიძლება იყოს ატომის და, შესაბამისად, ელემენტის მთავარი მახასიათებელი. ატომის ასეთი მახასიათებელია ბირთვული მუხტი, რომელიც განსაზღვრავს ატომის ელექტრონულ გარსში ელექტრონების რაოდენობას და მის სტრუქტურას.

მოდით გადავხედოთ ამ სექციაში არსებულ რამდენიმე ტიპურ ამოცანას.

მაგალითი 1რომელი ელემენტის ატომს აქვს ელექტრონული კონფიგურაცია 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1?

ამ ელემენტს აქვს ერთი 4s ელექტრონი მის გარე ენერგეტიკულ დონეზე. აქედან გამომდინარე, ეს ქიმიური ელემენტი არის მთავარი ქვეჯგუფის პირველი ჯგუფის მეოთხე პერიოდში. ეს ელემენტია კალიუმი.

ამ პასუხის მიღება სხვაგვარად შეიძლება. ყველა ელექტრონის ჯამური რაოდენობის შეკრებით მივიღებთ 19. ელექტრონების საერთო რაოდენობა უდრის ელემენტის ატომურ რაოდენობას. პერიოდულ სისტემაში კალიუმი მე-19 ნომერია.

მაგალითი 2ყველაზე მაღალი ოქსიდი RO 2 შეესაბამება ქიმიურ ელემენტს. ამ ელემენტის ატომის გარე ენერგიის დონის ელექტრონული კონფიგურაცია შეესაბამება ელექტრონულ ფორმულას:

1. ns 2 np 4
2. ns 2 np 2
3. ns 2 np 3
4. ns 2 np 6

უმაღლესი ოქსიდის ფორმულის მიხედვით (შეხედეთ პერიოდულ სისტემაში ყველაზე მაღალი ოქსიდების ფორმულებს), ვადგენთ, რომ ეს ქიმიური ელემენტი არის მთავარი ქვეჯგუფის მეოთხე ჯგუფში. ამ ელემენტებს აქვთ ოთხი ელექტრონი გარე ენერგეტიკულ დონეზე - ორი s და ორი p. ამიტომ სწორი პასუხია 2.

სასწავლო ამოცანები

1. კალციუმის ატომში s-ელექტრონების საერთო რაოდენობაა

1) 20
2) 40
3) 8
4) 6

2. აზოტის ატომში დაწყვილებული p-ელექტრონების რაოდენობაა

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

3. აზოტის ატომში დაუწყვილებელი s-ელექტრონების რაოდენობაა

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

4. არგონის ატომის გარე ენერგეტიკულ დონეზე ელექტრონების რაოდენობა არის

1) 18
2) 6
3) 4
4) 8

5. პროტონების, ნეიტრონების და ელექტრონების რაოდენობა ატომში 9 4 Be არის

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. ელექტრონების განაწილება ელექტრონულ ფენებზე 2; რვა; 4 - შეესაბამება ატომს, რომელიც მდებარეობს (in)

1) მე-3 პერიოდი, IA ჯგუფი
2) მე-2 პერიოდი, IVA ჯგუფი
3) მე-3 პერიოდი, IVA ჯგუფი
4) მე-3 პერიოდი, VA ჯგუფი

7. VA ჯგუფის მე-3 პერიოდში მდებარე ქიმიური ელემენტი შეესაბამება ატომის ელექტრონული სტრუქტურის სქემას.

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. ქიმიური ელემენტი ელექტრონული კონფიგურაციით 1s 2 2s 2 2p 4 ქმნის აქროლად წყალბადის ნაერთს, რომლის ფორმულა არის

1) EN
2) EN 2
3) EN 3
4) EN 4

9. ქიმიური ელემენტის ატომში ელექტრონული ფენების რაოდენობაა

1) მისი სერიული ნომერი
2) ჯგუფის ნომერი
3) ნეიტრონების რაოდენობა ბირთვში
4) პერიოდის ნომერი

10. ძირითადი ქვეჯგუფების ქიმიური ელემენტების ატომებში გარე ელექტრონების რაოდენობაა

1) ელემენტის სერიული ნომერი
2) ჯგუფის ნომერი
3) ნეიტრონების რაოდენობა ბირთვში
4) პერიოდის ნომერი

11. ორი ელექტრონი არის სერიის თითოეული ქიმიური ელემენტის ატომების გარე ელექტრონულ შრეში

1) ის, იყოს, ბა
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) ბა, სრ, ბ

12. ქიმიური ელემენტი, რომლის ელექტრონული ფორმულა არის 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1, ქმნის შემადგენლობის ოქსიდს.

1) Li 2 O
2) MgO
3) K2O
4) Na 2 O

13. ელექტრონული ფენების რაოდენობა და p-ელექტრონების რაოდენობა გოგირდის ატომში არის

1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10

14. ელექტრონული კონფიგურაცია ns 2 np 4 შეესაბამება ატომს

1) ქლორი
2) გოგირდი
3) მაგნიუმი
4) სილიციუმი

15. ნატრიუმის ატომის ვალენტური ელექტრონები ძირითად მდგომარეობაში არიან ენერგიის ქვედონეზე

1) 2 წმ
2) 2გვ
3) 3 წმ
4) 3გვ

16. აზოტისა და ფოსფორის ატომებს აქვთ

1) ნეიტრონების იგივე რაოდენობა
2) პროტონების იგივე რაოდენობა
3) გარე ელექტრონული ფენის იგივე კონფიგურაცია

17. კალციუმის ატომებს აქვთ იგივე რაოდენობის ვალენტური ელექტრონები

1) კალიუმი
2) ალუმინი
3) ბერილიუმი
4) ბორი

18. ნახშირბადის და ფტორის ატომები აქვთ

1) ნეიტრონების იგივე რაოდენობა
2) პროტონების იგივე რაოდენობა
3) ელექტრონული ფენების იგივე რაოდენობა
4) ელექტრონების იგივე რაოდენობა

19. ნახშირბადის ატომში ძირითადი მდგომარეობაშია დაუწყვილებელი ელექტრონების რაოდენობა

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. ჟანგბადის ატომში ძირითადი მდგომარეობაშია დაწყვილებული ელექტრონების რაოდენობა

ელექტრონების ღრუბელში ელექტრონების განაწილების პირობითი გამოსახულება დონეების, ქვედონეების და ორბიტალების მიხედვით ე.წ. ატომის ელექტრონული ფორმულა.

წესები ეფუძნება|დაფუძნებული| რომელი | რომელი | შედგენა | ჩაბარება | ელექტრონული ფორმულები

1. მინიმალური ენერგიის პრინციპი: რაც ნაკლები ენერგია აქვს სისტემას, მით უფრო სტაბილურია ის.

2. კლეჩკოვსკის წესი: ელექტრონების განაწილება ელექტრონული ღრუბლის დონეებსა და ქვედონეებზე ხდება ძირითადი და ორბიტალური კვანტური რიცხვების ჯამის აღმავალი წესით (n + 1). მნიშვნელობების ტოლობის შემთხვევაში (n + 1), ჯერ ივსება ქვედონე, რომელსაც აქვს n-ის უფრო მცირე მნიშვნელობა.

1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f დონის ნომერი n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 0 1 2 0 7 ან 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 კვანტური რიცხვი

n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

კლეჩკოვსკის სერია

1* - იხილეთ ცხრილი No2.

3. ჰუნდის წესი: როდესაც ერთი ქვედონის ორბიტალები ივსება, ყველაზე დაბალი ენერგეტიკული დონე შეესაბამება ელექტრონების განთავსებას პარალელური სპინებით.

შედგენა|ჩაბარება| ელექტრონული ფორმულები

პოტენციური მწკრივი: 1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

კლეჩკოვსკის სერია

შევსების შეკვეთა Electroni 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 ..

(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.

ელექტრონული ფორმულა

(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

ელექტრონული ფორმულების ინფორმატიულობა

1. ელემენტის მდებარეობა პერიოდულ|პერიოდულში| სისტემა.

2. შესაძლო ხარისხები| ელემენტის დაჟანგვა.

3. ელემენტის ქიმიური ბუნება.

4. შემადგენლობა|საწყობი| და ელემენტის შეერთების თვისებები.

ელემენტის პოზიცია პერიოდულში|პერიოდული|D.I. მენდელეევის სისტემა:

ა) პერიოდის ნომერი, რომელშიც ელემენტი მდებარეობს, შეესაბამება იმ დონეების რაოდენობას, რომელზედაც განთავსებულია ელექტრონები;

ბ) ჯგუფის ნომერი, რომელსაც ეკუთვნის ეს ელემენტი, უდრის ვალენტური ელექტრონების ჯამს. s- და p- ელემენტების ატომების ვალენტური ელექტრონები არის გარე დონის ელექტრონები; d-ელემენტებისთვის ეს არის გარე დონის ელექტრონები და წინა დონის შეუვსებელი ქვედონე.

in) ელექტრონული ოჯახიგანისაზღვრება იმ ქვედონის სიმბოლოთი, რომელშიც შედის ბოლო ელექტრონი (s-, p-, d-, f-).

გ) ქვეჯგუფიგანისაზღვრება ელექტრონული ოჯახის კუთვნილების მიხედვით: s - და p - ელემენტები იკავებენ ძირითად ქვეჯგუფებს, ხოლო d - ელემენტებს - მეორად, f - ელემენტებს პერიოდული სისტემის ქვედა ნაწილში ცალკეული განყოფილებები (აქტინიდები და ლანთანიდები).

2. შესაძლო ხარისხები| ელემენტის დაჟანგვა.

ჟანგვის მდგომარეობაარის მუხტი, რომელსაც ატომი იძენს ელექტრონების მიცემის ან მიღებისას.

ატომები, რომლებიც ელექტრონებს აბარებენ, იძენენ დადებით მუხტს, რომელიც უდრის შემოწირული ელექტრონების რაოდენობას (ელექტრონის მუხტი (-1)

Z E 0 – ne  Z E + n

ხდება ატომი, რომელმაც ელექტრონები შესწირა კატიონი(დადებითად დამუხტული იონი). ატომიდან ელექტრონის ამოღების პროცესს ეწოდება იონიზაციის პროცესი.ამ პროცესის განსახორციელებლად საჭირო ენერგიას ე.წ იონიზაციის ენერგია (ეონი, eB).

ატომიდან პირველები გამოეყოფა გარე დონის ელექტრონები, რომლებსაც ორბიტალში წყვილი არ აქვთ – დაუწყვილებელი. იმავე დონეზე თავისუფალი ორბიტალების არსებობისას, გარეგანი ენერგიის მოქმედებით, ელექტრონები, რომლებიც ამ დონეზე ქმნიდნენ წყვილებს, დაუწყვილდებიან და შემდეგ ცალ-ცალკე შორდებიან. გაფუჭების პროცესს, რომელიც წარმოიქმნება წყვილის ერთ-ერთი ელექტრონის მიერ ენერგიის ნაწილის შთანთქმისა და მისი უმაღლეს ქვედონეზე გადასვლის შედეგად, ე.წ. აღგზნების პროცესი.

ელექტრონების ყველაზე დიდი რაოდენობა, რომლის გაცემაც ატომს შეუძლია, უდრის ვალენტური ელექტრონების რაოდენობას და შეესაბამება იმ ჯგუფის რაოდენობას, რომელშიც ელემენტი მდებარეობს. მუხტი, რომელსაც ატომი იძენს ყველა ვალენტური ელექტრონის დაკარგვის შემდეგ, ეწოდება ჟანგვის უმაღლესი ხარისხიატომი.

გათავისუფლების შემდეგ|გათავისუფლების| ვალენტურობის დონე გარე ხდება|იქცევა| დონე რომელიც|რა| წინ უსწრებდა ვალენტობას. ეს არის დონე მთლიანად სავსე ელექტრონებით და, შესაბამისად, | და შესაბამისად | ენერგიის რეზისტენტული.

ელემენტების ატომები, რომლებსაც აქვთ 4-დან 7 ელექტრონი გარე დონეზე, აღწევენ ენერგიულად სტაბილურ მდგომარეობას არა მხოლოდ ელექტრონების მიტოვებით, არამედ მათი დამატებით. შედეგად, იქმნება დონე (.ns 2 p 6) - სტაბილური ინერტული აირის მდგომარეობა.

იძენს ატომი, რომელსაც აქვს მიმაგრებული ელექტრონები უარყოფითიხარისხიდაჟანგვა- უარყოფითი მუხტი, რომელიც უდრის მიღებული ელექტრონების რაოდენობას.

Z E 0 + ne  Z E - n

ელექტრონების რაოდენობა, რომელთა მიმაგრებაც შეუძლია ატომს, უდრის რიცხვს (8 –N|), სადაც N არის ჯგუფის რიცხვი, რომელშიც|რა| ელემენტი მდებარეობს (ან ვალენტური ელექტრონების რაოდენობა).

ატომზე ელექტრონების მიმაგრების პროცესს თან ახლავს ენერგიის გამოყოფა, რომელსაც გ ელექტრონისადმი მიდრეკილება (Esrodship,eV).

შვეიცარიელმა ფიზიკოსმა ვ. პაულიმ 1925 წელს დაადგინა, რომ ატომში ერთ ორბიტალში არ შეიძლება იყოს ორი ელექტრონის მეტი, რომლებსაც აქვთ საპირისპირო (ანტიპარალელური) სპინები (ინგლისურიდან ითარგმნება როგორც "spindle"), ანუ მათ აქვთ თვისებები, რომლებიც შეიძლება იყოს. პირობითად წარმოადგენდა თავის თავს, როგორც ელექტრონის ბრუნს მისი წარმოსახვითი ღერძის გარშემო: საათის ისრის მიმართულებით ან საათის ისრის საწინააღმდეგოდ. ამ პრინციპს პაულის პრინციპი ეწოდება.

თუ ორბიტალში არის ერთი ელექტრონი, მაშინ მას ეწოდება დაუწყვილებელი, თუ ორია, მაშინ ეს არის დაწყვილებული ელექტრონები, ანუ ელექტრონები საპირისპირო სპინებით.

სურათი 5 გვიჩვენებს ენერგიის დონეების ქვედონეებად დაყოფის დიაგრამას.

S-ორბიტალი, როგორც უკვე იცით, სფერულია. წყალბადის ატომის ელექტრონი (s = 1) მდებარეობს ამ ორბიტალში და დაუწყვილებელია. ამიტომ მისი ელექტრონული ფორმულა ან ელექტრონული კონფიგურაცია ჩაიწერება შემდეგნაირად: 1s 1. ელექტრონულ ფორმულებში ენერგიის დონის რიცხვი მითითებულია ასოს წინ (1 ...), ქვედონეზე (ორბიტალური ტიპი) ლათინური ასოებით, ხოლო რიცხვი, რომელიც იწერება ასოს ზედა მარჯვნივ. ასო (როგორც ექსპონენტი) აჩვენებს ელექტრონების რაოდენობას ქვედონეზე.

ჰელიუმის ატომისთვის He, რომელსაც აქვს ორი დაწყვილებული ელექტრონი იმავე s-ორბიტალში, ეს ფორმულაა: 1s 2.

ჰელიუმის ატომის ელექტრონული გარსი სრული და ძალიან სტაბილურია. ჰელიუმი არის კეთილშობილი გაზი.

მეორე ენერგეტიკულ დონეს (n = 2) აქვს ოთხი ორბიტალი: ერთი s და სამი p. მეორე დონის s-ორბიტალის ელექტრონებს (2s-ორბიტალებს) აქვთ უფრო მაღალი ენერგია, რადგან ისინი ბირთვიდან უფრო დიდ მანძილზე არიან ვიდრე 1s-ორბიტალური ელექტრონები (n = 2).

ზოგადად, n-ის ყოველი მნიშვნელობისთვის არის ერთი s-ორბიტალი, მაგრამ მასში შესაბამისი რაოდენობის ელექტრონის ენერგია და, შესაბამისად, შესაბამისი დიამეტრით, იზრდება n-ის მნიშვნელობის გაზრდით.

R-ორბიტალს ჰანტელის ან რვა ფიგურის ფორმა აქვს. სამივე p-ორბიტალი განლაგებულია ატომში ორმხრივად პერპენდიკულარულად ატომის ბირთვში შედგენილი სივრცითი კოორდინატების გასწვრივ. კიდევ ერთხელ უნდა აღინიშნოს, რომ თითოეულ ენერგეტიკულ დონეს (ელექტრონულ ფენას), დაწყებული n = 2-დან, აქვს სამი p-ორბიტალი. როგორც n-ის მნიშვნელობა იზრდება, ელექტრონები იკავებენ p-ორბიტალებს, რომლებიც მდებარეობს ბირთვიდან დიდ მანძილზე და მიმართულია x, y და z ღერძების გასწვრივ.

მეორე პერიოდის ელემენტებისთვის (n = 2) ჯერ ერთი β-ორბიტალი ივსება, შემდეგ კი სამი p-ორბიტალი. ელექტრონული ფორმულა 1ლ: 1s 2 2s 1. ელექტრონი უფრო სუსტად არის შეკრული ატომის ბირთვთან, ამიტომ ლითიუმის ატომს შეუძლია ადვილად გასცეს იგი (როგორც ალბათ გახსოვთ, ამ პროცესს დაჟანგვა ჰქვია), გადაიქცევა Li + იონად.

ბერილიუმის ატომში Be 0, მეოთხე ელექტრონი ასევე მდებარეობს 2s ორბიტალში: 1s 2 2s 2. ბერილიუმის ატომის ორი გარე ელექტრონი ადვილად იშლება - Be 0 იჟანგება Be 2+ კატიონამდე.

ბორის ატომში მეხუთე ელექტრონი იკავებს 2p ორბიტალს: 1s 2 2s 2 2p 1. გარდა ამისა, ატომები C, N, O, E ივსება 2p ორბიტალებით, რომელიც მთავრდება კეთილშობილური აირით ნეონით: 1s 2 2s 2 2p 6.

მესამე პერიოდის ელემენტებისთვის ივსება Sv- და Sp-ორბიტალები, შესაბამისად. მესამე დონის ხუთი d-ორბიტალი თავისუფალი რჩება:

ზოგჯერ ატომებში ელექტრონების განაწილების ამსახველ დიაგრამებში მითითებულია მხოლოდ ელექტრონების რაოდენობა თითოეულ ენერგეტიკულ დონეზე, ანუ ისინი წერენ ქიმიური ელემენტების ატომების შემოკლებულ ელექტრონულ ფორმულებს, ზემოთ მოცემული სრული ელექტრონული ფორმულებისგან განსხვავებით.

დიდი პერიოდების ელემენტებისთვის (მეოთხე და მეხუთე), პირველი ორი ელექტრონი იკავებს მე-4 და მე-5 ორბიტალებს, შესაბამისად: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. ყოველი დიდი პერიოდის მესამე ელემენტიდან დაწყებული, შემდეგი ათი ელექტრონი გადავა წინა 3d და 4d ორბიტალებზე, შესაბამისად (მეორადი ქვეჯგუფების ელემენტებისთვის): 23 V 2, 8. , 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. როგორც წესი, როდესაც წინა d-ქვედონე ივსება, გარე (4p- და 5p, შესაბამისად) p-ქვედონე იწყებს შევსებას.

დიდი პერიოდის ელემენტებისთვის - მეექვსე და არასრული მეშვიდე - ელექტრონული დონეები და ქვედონეები ივსება ელექტრონებით, როგორც წესი, შემდეგნაირად: პირველი ორი ელექტრონი გადავა გარე β-ქვედონეზე: 56 Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87გრ 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; შემდეგი ელექტრონი (Na და Ac-სთვის) წინა (p-ქვედონე: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 და 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

შემდეგ შემდეგი 14 ელექტრონი წავა მესამე ენერგეტიკულ დონეზე გარედან 4f და 5f ორბიტალებში, შესაბამისად, ლანთანიდების და აქტინიდების მიმართ.

შემდეგ მეორე გარე ენერგეტიკული დონე (d-ქვედონე) კვლავ დაიწყებს აგებას: მეორადი ქვეჯგუფების ელემენტებისთვის: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - და ბოლოს, მხოლოდ ათი ელექტრონით მიმდინარე დონის სრული შევსების შემდეგ გარე p-ქვედონე კვლავ შეივსება:

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

ძალიან ხშირად, ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა გამოსახულია ენერგიის ან კვანტური უჯრედების გამოყენებით - ისინი წერენ ე.წ. გრაფიკულ ელექტრონულ ფორმულებს. ამ ჩანაწერისთვის გამოიყენება შემდეგი აღნიშვნა: თითოეული კვანტური უჯრედი აღინიშნება უჯრედით, რომელიც შეესაბამება ერთ ორბიტალს; თითოეული ელექტრონი მითითებულია ისრით, რომელიც შეესაბამება სპინის მიმართულებას. გრაფიკული ელექტრონული ფორმულის წერისას უნდა გვახსოვდეს ორი წესი: პაულის პრინციპი, რომლის მიხედვითაც უჯრედში არ შეიძლება იყოს ორზე მეტი ელექტრონი (ორბიტალები, მაგრამ ანტიპარალელური სპინებით) და ფ.ჰუნდის წესი, რომლის მიხედვითაც ელექტრონები. იკავებენ თავისუფალ უჯრედებს (ორბიტალებს), განლაგებულია მათში ჯერ ერთი და ამავე დროს აქვთ დატრიალების იგივე მნიშვნელობა და მხოლოდ ამის შემდეგ წყვილდებიან, მაგრამ ტრიალები ამ შემთხვევაში, პაულის პრინციპის მიხედვით, უკვე იქნება საპირისპიროდ მიმართული.

დასასრულს, კიდევ ერთხელ განვიხილოთ ელემენტების ატომების ელექტრონული კონფიგურაციების რუქა დ.ი.მენდელეევის სისტემის პერიოდებში. ატომების ელექტრონული სტრუქტურის სქემები აჩვენებს ელექტრონების განაწილებას ელექტრონულ ფენებზე (ენერგიის დონეები).

ჰელიუმის ატომში სრულდება პირველი ელექტრონული შრე – მას აქვს 2 ელექტრონი.

წყალბადი და ჰელიუმი არის s-ელემენტები; ამ ატომებს აქვთ s-ორბიტალი სავსე ელექტრონებით.

მეორე პერიოდის ელემენტები

მეორე პერიოდის ყველა ელემენტისთვის ივსება პირველი ელექტრონული ფენა და ელექტრონები ავსებენ მეორე ელექტრონული ფენის e- და p-ორბიტალებს უმცირესი ენერგიის პრინციპით (ჯერ s- და შემდეგ p) და წესების შესაბამისად. პაულისა და ჰუნდის (ცხრილი 2).

ნეონის ატომში დასრულებულია მეორე ელექტრონული შრე – მას აქვს 8 ელექტრონი.

ცხრილი 2 მეორე პერიოდის ელემენტების ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა

მაგიდის დასასრული. 2

Li, Be არის β-ელემენტები.

B, C, N, O, F, Ne არის p-ელემენტები; ამ ატომებს აქვთ p-ორბიტალები, რომლებიც სავსეა ელექტრონებით.

მესამე პერიოდის ელემენტები

მესამე პერიოდის ელემენტების ატომებისთვის დასრულებულია პირველი და მეორე ელექტრონული ფენა; შესაბამისად, ივსება მესამე ელექტრონული ფენა, რომელშიც ელექტრონებს შეუძლიათ დაიკავონ 3s, 3p და 3d ქვედონეები (ცხრილი 3).

ცხრილი 3 მესამე პერიოდის ელემენტების ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა

3s-ელექტრონული ორბიტალი დასრულებულია მაგნიუმის ატომთან. Na და Mg არის s-ელემენტები.

არგონის ატომში გარე შრეში (მესამე ელექტრონული ფენა) არის 8 ელექტრონი. როგორც გარე შრე, ის სრულია, მაგრამ მთლიანობაში, მესამე ელექტრონულ შრეში, როგორც უკვე იცით, შეიძლება იყოს 18 ელექტრონი, რაც ნიშნავს, რომ მესამე პერიოდის ელემენტებს აქვთ შეუვსებელი 3D ორბიტალები.

ყველა ელემენტი Al-დან Ar-მდე არის p-ელემენტები. s- და p-ელემენტები ქმნიან ძირითად ქვეჯგუფებს პერიოდულ სისტემაში.

მეოთხე ელექტრონული ფენა ჩნდება კალიუმის და კალციუმის ატომებზე და ივსება 4s ქვედონე (ცხრილი 4), ვინაიდან მას აქვს უფრო დაბალი ენერგია, ვიდრე 3D ქვედონე. მეოთხე პერიოდის ელემენტების ატომების გრაფიკული ელექტრონული ფორმულების გასამარტივებლად: 1) არგონის პირობით გრაფიკულ ელექტრონულ ფორმულას აღვნიშნავთ შემდეგნაირად:
არ;

2) ჩვენ არ გამოვსახავთ ქვედონეებს, რომლებიც არ არის შევსებული ამ ატომებისთვის.

ცხრილი 4 მეოთხე პერიოდის ელემენტების ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა

K, Ca - s-ელემენტები, რომლებიც შედის ძირითად ქვეჯგუფებში. Sc-დან Zn-მდე ატომებისთვის, 3D ქვედონე ივსება ელექტრონებით. ეს არის 3D ელემენტები. ისინი შედიან მეორად ქვეჯგუფებში, აქვთ წინასწარი გარე ელექტრონული შრე შევსებული, მათ მოიხსენიებენ როგორც გარდამავალ ელემენტებს.

ყურადღება მიაქციეთ ქრომის და სპილენძის ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურას. მათში ხდება ერთი ელექტრონის „ჩავარდნა“ 4n-დან 3d ქვედონემდე, რაც აიხსნება შედეგად მიღებული ელექტრონული კონფიგურაციების უფრო დიდი ენერგეტიკული სტაბილურობით 3d 5 და 3d 10:

თუთიის ატომში დასრულებულია მესამე ელექტრონული ფენა - მასში ივსება ყველა 3s, 3p და 3d ქვედონე, ჯამში მათზე 18 ელექტრონია.

თუთიის შემდეგ ელემენტებში მეოთხე ელექტრონული ფენა, 4p ქვედონე, აგრძელებს შევსებას: ელემენტები Ga-დან Kr-მდე არის p-ელემენტები.

კრიპტონის ატომის გარე შრე (მეოთხე) სრულია და აქვს 8 ელექტრონი. მაგრამ მხოლოდ მეოთხე ელექტრონულ ფენაში, როგორც მოგეხსენებათ, შეიძლება იყოს 32 ელექტრონი; კრიპტონის ატომის 4d და 4f ქვედონეები კვლავ შეუვსებელი რჩება.

მეხუთე პერიოდის ელემენტები ავსებენ ქვედონეებს შემდეგი თანმიმდევრობით: 5s-> 4d -> 5p. და ასევე არის გამონაკლისები, რომლებიც დაკავშირებულია ელექტრონების "მარცხთან" 41 Nb, 42 MO და ა.შ.

მეექვსე და მეშვიდე პერიოდებში ჩნდება ელემენტები, ანუ ელემენტები, რომლებშიც ივსება, შესაბამისად, მესამე გარე ელექტრონული ფენის 4f და 5f ქვედონეები.

4f ელემენტებს ლანთანიდები ეწოდება.

5f-ელემენტებს აქტინიდები ეწოდება.

მეექვსე პერიოდის ელემენტების ატომებში ელექტრონული ქვედონეების შევსების რიგი: 55 Сs და 56 Ва - 6s-ელემენტები;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d ელემენტი; 58 Ce - 71 Lu - 4f ელემენტები; 72 Hf - 80 Hg - 5d ელემენტები; 81 Tl - 86 Rn - 6p ელემენტები. მაგრამ აქაც არის ელემენტები, რომლებშიც „ირღვევა“ ელექტრონული ორბიტალების შევსების რიგი, რაც, მაგალითად, ასოცირდება ნახევარი და მთლიანად შევსებული f ქვედონეების უფრო დიდ ენერგეტიკულ სტაბილურობასთან, ანუ nf 7 და nf 14.

იმის მიხედვით, თუ ატომის რომელი ქვედონე ივსება ბოლოს ელექტრონებით, ყველა ელემენტი, როგორც უკვე მიხვდით, იყოფა ოთხ ელექტრონულ ოჯახად ან ბლოკად (ნახ. 7).

1) s-ელემენტები; ატომის გარე დონის β-ქვედონე ივსება ელექტრონებით; s-ელემენტებში შედის წყალბადი, ჰელიუმი და I და II ჯგუფების ძირითადი ქვეჯგუფების ელემენტები;

2) p-ელემენტები; ატომის გარე დონის p-ქვედონე ივსება ელექტრონებით; p ელემენტები მოიცავს III-VIII ჯგუფების ძირითადი ქვეჯგუფების ელემენტებს;

3) d-ელემენტები; ატომის წინაგარე დონის d-ქვედონე ივსება ელექტრონებით; d-ელემენტები მოიცავს I-VIII ჯგუფების მეორადი ქვეჯგუფების ელემენტებს, ანუ s- და p- ელემენტებს შორის განლაგებული დიდი პერიოდის ინტერკალირებული ათწლეულების ელემენტებს. მათ ასევე უწოდებენ გარდამავალ ელემენტებს;

4) f- ელემენტები, ატომის მესამე გარე დონის f-ქვედონე ივსება ელექტრონებით; მათ შორისაა ლანთანიდები და აქტინიდები.

1. რა მოხდებოდა, თუ პაულის პრინციპი არ იქნებოდა დაცული?

2. რა მოხდებოდა ჰუნდის წესს რომ არ იცავდნენ?

3. შეადგინეთ შემდეგი ქიმიური ელემენტების ატომების ელექტრონული სტრუქტურის, ელექტრონული ფორმულების და გრაფიკული ელექტრონული ფორმულების დიაგრამები: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. დაწერეთ #110 ელემენტის ელექტრონული ფორმულა შესაბამისი კეთილშობილი გაზის სიმბოლოს გამოყენებით.

5. რა არის ელექტრონის „მარცხი“? მიეცით ელემენტების მაგალითები, რომლებშიც შეიმჩნევა ეს ფენომენი, ჩამოწერეთ მათი ელექტრონული ფორმულები.

6. როგორ დგინდება ქიმიური ელემენტის კუთვნილება ამა თუ იმ ელექტრონულ ოჯახთან?

7. შეადარეთ გოგირდის ატომის ელექტრონული და გრაფიკული ელექტრონული ფორმულები. რა დამატებით ინფორმაციას შეიცავს ბოლო ფორმულა?

ელექტრონების მდებარეობა ენერგეტიკულ გარსებზე ან დონეებზე აღირიცხება ქიმიური ელემენტების ელექტრონული ფორმულების გამოყენებით. ელექტრონული ფორმულები ან კონფიგურაციები გვეხმარება ელემენტის ატომის სტრუქტურის წარმოდგენაში.

ატომის სტრუქტურა

ყველა ელემენტის ატომები შედგება დადებითად დამუხტული ბირთვისა და უარყოფითად დამუხტული ელექტრონებისგან, რომლებიც განლაგებულია ბირთვის გარშემო.

ელექტრონები სხვადასხვა ენერგეტიკულ დონეზე არიან. რაც უფრო შორს არის ელექტრონი ბირთვიდან, მით მეტი ენერგია აქვს მას. ენერგიის დონის ზომა განისაზღვრება ატომური ორბიტის ან ორბიტალური ღრუბლის ზომით. ეს არის სივრცე, რომელშიც ელექტრონი მოძრაობს.

ბრინჯი. 1. ატომის ზოგადი აგებულება.

ორბიტალებს შეიძლება ჰქონდეთ სხვადასხვა გეომეტრიული კონფიგურაცია:

• s-ორბიტალები- სფერული;
• p-, d და f-ორბიტალები- ჰანტელის ფორმის, სხვადასხვა სიბრტყეში წევს.

ნებისმიერი ატომის პირველ ენერგეტიკულ დონეზე ყოველთვის არის s-ორბიტალი ორი ელექტრონით (გამონაკლისი არის წყალბადი). მეორე დონიდან დაწყებული s- და p-ორბიტალები ერთ დონეზეა.

ბრინჯი. 2. s-, p-, d და f-ორბიტალები.

ორბიტალები არსებობს მათზე ელექტრონების მდებარეობის მიუხედავად და შეიძლება იყოს შევსებული ან ცარიელი.

ფორმულის შეყვანა

ქიმიური ელემენტების ატომების ელექტრონული კონფიგურაციები იწერება შემდეგი პრინციპების მიხედვით:

• თითოეული ენერგეტიკული დონე შეესაბამება სერიულ ნომერს, რომელიც აღინიშნება არაბული რიცხვით;
• რიცხვს მოსდევს ორბიტალის აღმნიშვნელი ასო;
• ასოს ზემოთ იწერება ზემოწერი, რომელიც შეესაბამება ორბიტალში ელექტრონების რაოდენობას.

ჩაწერის მაგალითები:

• კალციუმი -

  1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2;

• ჟანგბადი -

  1s 2 2s 2 2p 4;

• ნახშირბადის-

  1s 2 2s 2 2p 2.

პერიოდული ცხრილი გვეხმარება ელექტრონული ფორმულის ჩაწერაში. ენერგიის დონეების რაოდენობა შეესაბამება პერიოდის რაოდენობას. ელემენტის რაოდენობა მიუთითებს ატომის მუხტზე და ელექტრონების რაოდენობაზე. ჯგუფის ნომერი მიუთითებს რამდენი ვალენტური ელექტრონია გარე დონეზე.

მაგალითად ავიღოთ Na. ნატრიუმი პირველ ჯგუფშია, მესამე პერიოდში, მე-11 ადგილზე. ეს ნიშნავს, რომ ნატრიუმის ატომს აქვს დადებითად დამუხტული ბირთვი (შეიცავს 11 პროტონს), რომლის ირგვლივ 11 ელექტრონი მდებარეობს სამ ენერგეტიკულ დონეზე. გარე დონეზე არის ერთი ელექტრონი.

შეგახსენებთ, რომ პირველი ენერგეტიკული დონე შეიცავს s-ორბიტალს ორი ელექტრონით, ხოლო მეორე შეიცავს s- და p-ორბიტალებს. რჩება დონეების შევსება და სრული ჩანაწერის მიღება:

11 Na) 2) 8) 1 ან 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

მოხერხებულობისთვის შეიქმნა ელემენტის ელექტრონული ფორმულების სპეციალური ცხრილები. გრძელ პერიოდულ ცხრილში ფორმულები ასევე მითითებულია ელემენტის თითოეულ უჯრედში.

ბრინჯი. 3. ელექტრონული ფორმულების ცხრილი.

მოკლედ, კვადრატული ფრჩხილები შეიცავს ელემენტებს, რომელთა ელექტრონული ფორმულა ემთხვევა ელემენტის ფორმულის დასაწყისს. მაგალითად, მაგნიუმის ელექტრონული ფორმულა არის 3s 2, ნეონის არის 1s 2 2s 2 2p 6. ამრიგად, მაგნიუმის სრული ფორმულა არის 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2. 4.6. სულ მიღებული შეფასებები: 195.

ატომის შემადგენლობა.

ატომი შედგება ატომის ბირთვიდა ელექტრონული გარსი.

ატომის ბირთვი შედგება პროტონებისგან ( p+) და ნეიტრონები ( ნ 0). წყალბადის ატომების უმეტესობას აქვს ერთი პროტონის ბირთვი.

პროტონების რაოდენობა ნ(p+) უდრის ბირთვულ მუხტს ( ზ) და ელემენტის რიგითი რიცხვი ელემენტების ბუნებრივ სერიაში (და ელემენტების პერიოდულ სისტემაში).

ნ(გვ +) = ზ

ნეიტრონების რაოდენობის ჯამი ნ(ნ 0), აღინიშნება უბრალოდ ასოებით ნდა პროტონების რაოდენობა ზდაურეკა მასობრივი რიცხვიდა აღინიშნება ასოთი მაგრამ.

ა = ზ + ნ

ატომის ელექტრონული გარსი შედგება ელექტრონებისგან, რომლებიც მოძრაობენ ბირთვის გარშემო ( ე -).

ელექტრონების რაოდენობა ნ(ე-) ნეიტრალური ატომის ელექტრონულ გარსში უდრის პროტონების რაოდენობას ზმის ბირთვში.

პროტონის მასა დაახლოებით უდრის ნეიტრონის მასას და 1840-ჯერ აღემატება ელექტრონის მასას, ამიტომ ატომის მასა პრაქტიკულად უდრის ბირთვის მასას.

ატომის ფორმა სფერულია. ბირთვის რადიუსი დაახლოებით 100000-ჯერ ნაკლებია ატომის რადიუსზე.

ქიმიური ელემენტი- ატომების ტიპი (ატომების ნაკრები) იგივე ბირთვული მუხტით (ბირთვში პროტონების იგივე რაოდენობა).

იზოტოპი- ერთი ელემენტის ატომების ერთობლიობა ბირთვში ნეიტრონების ერთნაირი რაოდენობით (ან ატომების ტიპი, რომლებსაც აქვთ იგივე რაოდენობის პროტონები და იგივე რაოდენობის ნეიტრონები ბირთვში).

სხვადასხვა იზოტოპები ერთმანეთისგან განსხვავდება მათი ატომების ბირთვებში ნეიტრონების რაოდენობით.

ერთი ატომის ან იზოტოპის აღნიშვნა: (E - ელემენტის სიმბოლო), მაგალითად: .

ატომის ელექტრონული გარსის სტრუქტურა

ატომური ორბიტალიარის ელექტრონის მდგომარეობა ატომში. ორბიტალური სიმბოლო - . თითოეული ორბიტალი შეესაბამება ელექტრონულ ღრუბელს.

რეალური ატომების ორბიტალები მიწისქვეშა (ამოუღებელ) მდგომარეობაში ოთხი ტიპისაა: ს, გვ, დდა ვ.

ელექტრონული ღრუბელი- სივრცის ნაწილი, რომელშიც ელექტრონი შეიძლება აღმოჩნდეს 90 (ან მეტი) პროცენტის ალბათობით.

შენიშვნა: ზოგჯერ ცნებები "ატომური ორბიტალი" და "ელექტრონული ღრუბელი" არ გამოირჩევიან და ორივე მათგანს "ატომურ ორბიტალს" უწოდებენ.

ატომის ელექტრონული გარსი ფენიანია. ელექტრონული ფენაწარმოიქმნება იმავე ზომის ელექტრონული ღრუბლებით. ერთი შრის ფორმის ორბიტალები ელექტრონული („ენერგეტიკული“) დონემათი ენერგიები ერთნაირია წყალბადის ატომისთვის, მაგრამ განსხვავებულია სხვა ატომებისთვის.

იმავე დონის ორბიტალები დაჯგუფებულია ელექტრონული (ენერგია)ქვედონეები:
ს- ქვედონე (შედგება ერთი ს-ორბიტალები), სიმბოლო - .
გვქვედონე (შედგება სამი გვ
დქვედონე (შედგება ხუთი დ-ორბიტალები), სიმბოლო - .
ვქვედონე (შედგება შვიდისაგან ვ-ორბიტალები), სიმბოლო - .

ერთი და იგივე ქვედონის ორბიტალების ენერგიები იგივეა.

ქვედონეების აღნიშვნისას ქვედონეების სიმბოლოს ემატება ფენის რაოდენობა (ელექტრონული დონე), მაგალითად: 2. ს, 3გვ, 5დნიშნავს ს- მეორე დონის ქვედონე, გვ- მესამე დონის ქვედონე, დ- მეხუთე დონის ქვედონე.

ქვედონეების ჯამური რაოდენობა ერთ დონეზე უდრის დონის რაოდენობას ნ. ორბიტალების საერთო რაოდენობა ერთ დონეზე არის ნ 2. შესაბამისად, ერთ ფენაში ღრუბლების საერთო რაოდენობაც არის ნ 2 .

აღნიშვნები: - თავისუფალი ორბიტალი (ელექტრონების გარეშე), - ორბიტალი დაუწყვილებელი ელექტრონით, - ორბიტალი ელექტრონული წყვილით (ორი ელექტრონით).

თანმიმდევრობა, რომლითაც ელექტრონები ავსებენ ატომის ორბიტალებს, განისაზღვრება ბუნების სამი კანონით (ფორმულირებები მოცემულია გამარტივებული გზით):

1. უმცირესი ენერგიის პრინციპი – ელექტრონები ავსებენ ორბიტალებს ორბიტალების ენერგიის გაზრდის მიზნით.

2. პაულის პრინციპი – ერთ ორბიტალში არ შეიძლება იყოს ორზე მეტი ელექტრონი.

3. ჰუნდის წესი - ქვედონეზე ელექტრონები ჯერ ავსებენ თავისუფალ ორბიტალებს (თითო-თითო) და მხოლოდ ამის შემდეგ ქმნიან ელექტრონულ წყვილებს.

ელექტრონების მთლიანი რაოდენობა ელექტრონულ დონეზე (ან ელექტრონულ ფენაში) არის 2 ნ 2 .

ქვედონეების განაწილება ენერგიის მიხედვით გამოიხატება შემდეგი (ენერგიის გაზრდის მიზნით):

1ს, 2ს, 2გვ, 3ს, 3გვ, 4ს, 3დ, 4გვ, 5ს, 4დ, 5გვ, 6ს, 4ვ, 5დ, 6გვ, 7ს, 5ვ, 6დ, 7გვ ...

ვიზუალურად, ეს თანმიმდევრობა გამოიხატება ენერგიის დიაგრამით:

ატომის ელექტრონების განაწილება დონეების, ქვედონეების და ორბიტალების მიხედვით (ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია) შეიძლება გამოსახული იყოს როგორც ელექტრონული ფორმულა, ენერგიის დიაგრამა, ან, უფრო მარტივად, როგორც ელექტრონული ფენების დიაგრამა ("ელექტრონული დიაგრამა"). .

ატომების ელექტრონული სტრუქტურის მაგალითები:

ვალენტურობის ელექტრონები- ატომის ელექტრონები, რომლებსაც შეუძლიათ მონაწილეობა მიიღონ ქიმიური ბმების ფორმირებაში. ნებისმიერი ატომისთვის ეს არის ყველა გარე ელექტრონი, პლუს ის წინაგარე ელექტრონები, რომელთა ენერგია უფრო დიდია ვიდრე გარე ელექტრონები. მაგალითად: Ca ატომს აქვს 4 გარე ელექტრონი ს 2, ისინი ასევე ვალენტურები არიან; Fe ატომს აქვს გარე ელექტრონები - 4 ს 2 მაგრამ მას აქვს 3 დ 6, შესაბამისად, რკინის ატომს აქვს 8 ვალენტური ელექტრონი. კალციუმის ატომის ვალენტური ელექტრონული ფორმულა არის 4 ს 2 და რკინის ატომები - 4 ს 2 3დ 6 .

D.I. მენდელეევის ქიმიური ელემენტების პერიოდული სისტემა
(ქიმიური ელემენტების ბუნებრივი სისტემა)

ქიმიური ელემენტების პერიოდული კანონი(თანამედროვე ფორმულირება): ქიმიური ელემენტების თვისებები, ისევე როგორც მათ მიერ წარმოქმნილი მარტივი და რთული ნივთიერებები, პერიოდულ დამოკიდებულებაშია ატომური ბირთვების მუხტის მნიშვნელობაზე.

პერიოდული სისტემა- პერიოდული კანონის გრაფიკული გამოხატულება.

ქიმიური ელემენტების ბუნებრივი სპექტრი- რიგი ქიმიური ელემენტები, განლაგებული მათი ატომების ბირთვებში პროტონების რაოდენობის ზრდის მიხედვით, ან, რაც იგივეა, ამ ატომების ბირთვების მუხტების ზრდის მიხედვით. ამ სერიის ელემენტის რიგითი ნომერი უდრის ამ ელემენტის ნებისმიერი ატომის ბირთვში არსებული პროტონების რაოდენობას.

ქიმიური ელემენტების ცხრილი აგებულია ქიმიური ელემენტების ბუნებრივი სერიის "დაჭრით". პერიოდები(ცხრილის ჰორიზონტალური რიგები) და ატომების მსგავსი ელექტრონული სტრუქტურის მქონე ელემენტების დაჯგუფებები (ცხრილის ვერტიკალური სვეტები).

იმის მიხედვით, თუ როგორ არის ელემენტები გაერთიანებული ჯგუფებად, ცხრილი შეიძლება იყოს ხანგრძლივი პერიოდი(ერთნაირი რაოდენობის და ტიპის ვალენტური ელექტრონების ელემენტები გროვდება ჯგუფებად) და მოკლე ვადა(ერთნაირი რაოდენობის ვალენტური ელექტრონების მქონე ელემენტები გროვდება ჯგუფებად).

მოკლე პერიოდის ცხრილის ჯგუფები იყოფა ქვეჯგუფებად ( მთავარიდა გვერდითი მოვლენები), ემთხვევა გრძელი პერიოდის ცხრილის ჯგუფებს.

ერთი და იმავე პერიოდის ელემენტების ყველა ატომს აქვს ელექტრონული ფენების იგივე რაოდენობა, რაც ტოლია პერიოდის რაოდენობას.

ელემენტების რაოდენობა პერიოდებში: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. მერვე პერიოდის ელემენტების უმეტესობა ხელოვნურად იქნა მიღებული, ამ პერიოდის ბოლო ელემენტები ჯერ არ არის სინთეზირებული. ყველა პერიოდი პირველის გარდა იწყება ტუტე ლითონის წარმომქმნელი ელემენტით (Li, Na, K და ა.შ.) და მთავრდება კეთილშობილი გაზის ფორმირების ელემენტით (He, Ne, Ar, Kr და სხვ.).

მოკლე პერიოდის ცხრილში - რვა ჯგუფი, რომელთაგან თითოეული იყოფა ორ ქვეჯგუფად (ძირითადი და მეორადი), გრძელი პერიოდის ცხრილში - თექვსმეტი ჯგუფი, რომლებიც დანომრილია რომაული ციფრებით A ან B ასოებით, მაგალითად: IA, IIIB, VIA, VIIB. გრძელი პერიოდის ცხრილის IA ჯგუფი შეესაბამება მოკლე პერიოდის ცხრილის პირველი ჯგუფის ძირითად ქვეჯგუფს; VIIB ჯგუფი - მეშვიდე ჯგუფის მეორადი ქვეჯგუფი: დანარჩენი - ანალოგიურად.

ქიმიური ელემენტების მახასიათებლები ბუნებრივად იცვლება ჯგუფებად და პერიოდებში.

პერიოდებში (სერიული ნომრის გაზრდით)

• ბირთვული მუხტი იზრდება
• იზრდება გარე ელექტრონების რაოდენობა,
• ატომების რადიუსი მცირდება,
• იზრდება ელექტრონების კავშირი ბირთვთან (იონიზაციის ენერგია),
• ელექტრონეგატიურობა იზრდება.
• გაძლიერებულია მარტივი ნივთიერებების ჟანგვის თვისებები ("არამეტალურობა"),
• სუსტდება მარტივი ნივთიერებების ("მეტალის") შემცირების თვისებები,
• ასუსტებს ჰიდროქსიდების და შესაბამისი ოქსიდების ძირითად ხასიათს,
• იზრდება ჰიდროქსიდების და შესაბამისი ოქსიდების მჟავე ხასიათი.

ჯგუფებში (სერიული ნომრის გაზრდით)

• ბირთვული მუხტი იზრდება
• იზრდება ატომების რადიუსი (მხოლოდ A-ჯგუფებში),
• ელექტრონებსა და ბირთვს შორის კავშირის სიძლიერე მცირდება (იონიზაციის ენერგია; მხოლოდ A- ჯგუფში),
• ელექტრონეგატიურობა მცირდება (მხოლოდ A- ჯგუფში),
• ასუსტებს მარტივი ნივთიერებების ჟანგვის თვისებებს ("არამეტალურობა"; მხოლოდ A-ჯგუფებში),
• გაძლიერებულია მარტივი ნივთიერებების აღმდგენი თვისებები ("მეტალურობა"; მხოლოდ A-ჯგუფებში),
• იზრდება ჰიდროქსიდების და შესაბამისი ოქსიდების ძირითადი ხასიათი (მხოლოდ A-ჯგუფებში),
• სუსტდება ჰიდროქსიდების და შესაბამისი ოქსიდების მჟავე ბუნება (მხოლოდ A-ჯგუფებში),
• წყალბადის ნაერთების სტაბილურობა მცირდება (მათი შემცირების აქტივობა იზრდება; მხოლოდ A-ჯგუფებში).

ამოცანები და ტესტები თემაზე „თემა 9. „ატომის აგებულება. დ.ი. მენდელეევის (PSCE) ქიმიური ელემენტების პერიოდული კანონი და პერიოდული სისტემა".

• პერიოდული კანონი - ატომების პერიოდული კანონი და სტრუქტურა 8–9 კლასი
  თქვენ უნდა იცოდეთ: ორბიტალების ელექტრონებით შევსების კანონები (უმცირესი ენერგიის პრინციპი, პაულის პრინციპი, ჰუნდის წესი), ელემენტების პერიოდული სისტემის სტრუქტურა.

  თქვენ უნდა შეძლოთ: პერიოდულ სისტემაში ელემენტის პოზიციის მიხედვით განსაზღვროთ ატომის შემადგენლობა და, პირიქით, იპოვოთ ელემენტი პერიოდულ სისტემაში, იცოდეთ მისი შემადგენლობა; ასახავს სტრუქტურის დიაგრამას, ატომის, იონის ელექტრონულ კონფიგურაციას და, პირიქით, დიაგრამიდან და ელექტრონული კონფიგურაციიდან განსაზღვრავს ქიმიური ელემენტის პოზიციას PSCE-ში; ახასიათებს ელემენტს და მის მიერ წარმოქმნილ ნივთიერებებს PSCE-ში პოზიციის მიხედვით; განსაზღვროს ატომების რადიუსში ცვლილებები, ქიმიური ელემენტების თვისებები და მათ მიერ წარმოქმნილი ნივთიერებები ერთ პერიოდში და პერიოდული სისტემის ერთ ძირითად ქვეჯგუფში.

  მაგალითი 1დაადგინეთ ორბიტალების რაოდენობა მესამე ელექტრონულ დონეზე. რა არის ეს ორბიტალები?
  ორბიტალების რაოდენობის დასადგენად ვიყენებთ ფორმულას ნორბიტალები = ნ 2, სადაც ნ- დონის ნომერი. ნორბიტალები = 3 2 = 9. ერთი 3 ს- სამი 3 გვ- და ხუთი 3 დ-ორბიტალები.

  მაგალითი 2დაადგინეთ რომელი ელემენტის ატომს აქვს ელექტრონული ფორმულა 1 ს 2 2ს 2 2გვ 6 3ს 2 3გვ 1 .
  იმისათვის, რომ დაადგინოთ რომელი ელემენტია, თქვენ უნდა გაარკვიოთ მისი სერიული ნომერი, რომელიც ტოლია ატომში ელექტრონების საერთო რაოდენობას. ამ შემთხვევაში: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. ეს არის ალუმინი.

  მას შემდეგ რაც დარწმუნდებით, რომ ყველაფერი რაც გჭირდებათ, ისწავლეთ, გადადით დავალებების შესრულებაზე. წარმატებებს გისურვებთ.

  
  რეკომენდებული ლიტერატურა:
  • ო.ს.გაბრიელიანი და სხვები.ქიმია მე-11 კლასი. მ., ბუსტარდი, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. ქიმია 11 უჯრედი. მ., განათლება, 2001 წ.