იგი იწერება ე.წ. ელექტრონული ფორმულების სახით. ელექტრონულ ფორმულებში ასოები s, p, d, f აღნიშნავენ ენერგიის ქვედონეებიელექტრონები; ასოების წინ რიცხვები მიუთითებს ენერგეტიკულ დონეზე, რომელშიც მოცემული ელექტრონი მდებარეობს, ხოლო ინდექსი ზედა მარჯვნივ არის ელექტრონების რაოდენობა ამ ქვედონეზე. ნებისმიერი ელემენტის ატომის ელექტრონული ფორმულის შესაქმნელად, საკმარისია იცოდეთ ამ ელემენტის რაოდენობა პერიოდულ სისტემაში და შეასრულოთ ძირითადი დებულებები, რომლებიც არეგულირებს ელექტრონების განაწილებას ატომში.

ატომის ელექტრონული გარსის სტრუქტურა ასევე შეიძლება გამოისახოს ენერგეტიკულ უჯრედებში ელექტრონების განლაგების სახით.

რკინის ატომებისთვის ასეთ სქემას აქვს შემდეგი ფორმა:

ეს დიაგრამა ნათლად აჩვენებს ჰუნდის წესის განხორციელებას. 3D ქვედონეზე უჯრედების მაქსიმალური რაოდენობა (ოთხი) ივსება დაუწყვილებელი ელექტრონებით. ატომში ელექტრონული გარსის სტრუქტურის სურათი ელექტრონული ფორმულების სახით და დიაგრამების სახით ნათლად არ ასახავს ტალღის თვისებებიელექტრონი.

პერიოდული კანონის ფორმულირება შესწორებულიდიახ. მენდელეევი : თვისებები მარტივი სხეულები, ისევე როგორც ელემენტების ნაერთების ფორმები და თვისებები მნიშვნელობის პერიოდულ დამოკიდებულებაშია ატომური წონაელემენტები.

პერიოდული კანონის თანამედროვე ფორმულირება: ელემენტების თვისებები, ისევე როგორც მათი ნაერთების ფორმები და თვისებები, პერიოდულ დამოკიდებულებაშია მათი ატომების ბირთვის მუხტის სიდიდეზე.

ამრიგად, დადებითი მუხტიძირითადი (არა ატომური მასა) უფრო ზუსტი არგუმენტი აღმოჩნდა, რომელზედაც დამოკიდებულია ელემენტების და მათი ნაერთების თვისებები

ვალენტობა- ეს ნომერი ქიმიური ობლიგაციებირომლითაც ერთი ატომი უკავშირდება მეორეს.
ატომის ვალენტურობის შესაძლებლობები განისაზღვრება დაუწყვილებელი ელექტრონების რაოდენობით და არსებობით. გარე დონეთავისუფალი ატომური ორბიტალები. ქიმიური ელემენტების ატომების გარე ენერგიის დონეების სტრუქტურა განსაზღვრავს ძირითადად მათი ატომების თვისებებს. ამიტომ ამ დონეებს ვალენტურ დონეებს უწოდებენ. ამ დონის ელექტრონებს და ზოგჯერ წინაგარე დონეებს შეუძლიათ მონაწილეობა მიიღონ ქიმიური ბმების ფორმირებაში. ასეთ ელექტრონებს ვალენტურ ელექტრონებსაც უწოდებენ.

სტოიქიომეტრიული ვალენტობაქიმიური ელემენტი- არის ეკვივალენტთა რიცხვი, რომელიც მოცემულ ატომს შეუძლია დაურთოს თავის თავს, ან არის ეკვივალენტების რაოდენობა ატომში.

ეკვივალენტები განისაზღვრება მიმაგრებული ან ჩანაცვლებული წყალბადის ატომების რაოდენობით, შესაბამისად, სტექიომეტრიული ვალენტობა უდრის წყალბადის ატომების რაოდენობას, რომლებთანაც ეს ატომი ურთიერთქმედებს. მაგრამ ყველა ელემენტი თავისუფლად არ ურთიერთქმედებს, მაგრამ თითქმის ყველაფერი ურთიერთქმედებს ჟანგბადთან, ამიტომ სტექიომეტრიული ვალენტობა შეიძლება განისაზღვროს, როგორც თანდართული ჟანგბადის ატომების ორჯერ მეტი.

მაგალითად, გოგირდის სტოქიომეტრიული ვალენტობა წყალბადის სულფიდში H 2 S არის 2, ოქსიდში SO 2 - 4, ოქსიდში SO 3 -6.

ელემენტის სტოქიომეტრიული ვალენტობის ფორმულით განსაზღვრისას ორობითი კავშირიუნდა იხელმძღვანელოს წესით: ერთი ელემენტის ყველა ატომის ჯამური ვალენტობა უნდა იყოს სხვა ელემენტის ყველა ატომის ჯამური ვალენტობის ტოლი.

ჟანგვის მდგომარეობაასევე ახასიათებს ნივთიერების შემადგენლობას და უდრის სტექიომეტრულ ვალენტობას პლუს ნიშნით (ლითონისთვის ან მოლეკულაში უფრო ელექტროპოზიტიური ელემენტისთვის) ან მინუს.

1. In მარტივი ნივთიერებებიცული ელემენტების დაჟანგვის მდგომარეობა ნულის ტოლია.

2. ფტორის დაჟანგვის მდგომარეობა ყველა ნაერთში არის -1. დანარჩენ ჰალოგენებს (ქლორი, ბრომი, იოდი) ლითონებთან, წყალბადთან და სხვა უფრო ელექტროპოზიტიურ ელემენტებთან ასევე აქვთ ჟანგვის მდგომარეობა -1, მაგრამ უფრო ელექტროუარყოფითი ელემენტების მქონე ნაერთებში მათ აქვთ. დადებითი ღირებულებებიდაჟანგვის ხარისხი.

3. ნაერთებში ჟანგბადს აქვს -2 ჟანგვის მდგომარეობა; გამონაკლისია წყალბადის ზეჟანგი H2O2 და მისი წარმოებულები (Na2O2, BaO2 და ა. არის +2.

4. ტუტე ელემენტები (Li, Na, K და სხვ.) და ელემენტები მთავარი ქვეჯგუფიპერიოდული სისტემის მეორე ჯგუფს (Be, Mg, Ca და ა.შ.) ყოველთვის აქვს ჟანგვის მდგომარეობა ჯგუფის რიცხვის ტოლი, ანუ +1 და +2, შესაბამისად.

5. მესამე ჯგუფის ყველა ელემენტს, გარდა ტალიუმისა, აქვს მუდმივი ჟანგვის მდგომარეობა ჯგუფის რიცხვის ტოლი, ე.ი. +3.

6. ელემენტის უმაღლესი დაჟანგვის მდგომარეობა უდრის პერიოდული სისტემის ჯგუფურ რიცხვს, ხოლო ყველაზე დაბალი განსხვავებაა: ჯგუფის რიცხვი - 8. მაგ. უმაღლესი ხარისხიაზოტის დაჟანგვა (იგი მდებარეობს მეხუთე ჯგუფში) არის +5 (ინ აზოტის მჟავადა მისი მარილები), ხოლო ყველაზე დაბალი არის -3 (ამიაკის და ამონიუმის მარილებში).

7. ნაერთში ელემენტების ჟანგვის მდგომარეობები აკომპენსირებენ ერთმანეთს ისე, რომ მათი ჯამი მოლეკულის ყველა ატომისთვის ან ნეიტრალურია. ფორმულის ერთეულიუდრის ნულს, ხოლო იონისთვის - მისი მუხტი.

ეს წესები შეიძლება გამოყენებულ იქნას დადგენისთვის უცნობი ხარისხიელემენტის დაჟანგვა ნაერთში, თუ ცნობილია დანარჩენების დაჟანგვის მდგომარეობები და მრავალელემენტიანი ნაერთების ფორმულირება.

ჟანგვის ხარისხი (ჟანგვის ნომერი,) — დამხმარე პირობითი მნიშვნელობა ჟანგვის, შემცირების და რედოქსული რეაქციების პროცესების ჩასაწერად.

შინაარსი ჟანგვის მდგომარეობახშირად გამოიყენება არაორგანული ქიმიაკონცეფციის ნაცვლად ვალენტობა. ატომის ჟანგვის მდგომარეობა ტოლია რიცხვითი მნიშვნელობის ელექტრული მუხტიენიჭება ატომს იმ ვარაუდით, რომ შემაკავშირებელი ელექტრონული წყვილი მთლიანად არის მიკერძოებული უფრო ელექტროუარყოფითი ატომების მიმართ (ანუ ეფუძნება ვარაუდს, რომ ნაერთი მხოლოდ იონებისგან შედგება).

ჟანგვის მდგომარეობა შეესაბამება ელექტრონების რაოდენობას, რომლებსაც უნდა მიემაგროთ დადებითი იონიმის აღდგენას ნეიტრალური ატომი, ან გამოვაკლოთ უარყოფით იონს ნეიტრალურ ატომამდე დასაჟანგად:

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

ელემენტების თვისებები, ატომის ელექტრონული გარსის აგებულებიდან გამომდინარე, იცვლება პერიოდებისა და ჯგუფების მიხედვით პერიოდული სისტემა. ვინაიდან რიგ ანალოგიურ ელემენტებში ელექტრონული სტრუქტურები მხოლოდ მსგავსია, მაგრამ არა იდენტური, მაშინ ჯგუფში ერთი ელემენტიდან მეორეზე გადასვლისას მათთვის არ შეინიშნება თვისებების მარტივი გამეორება, არამედ მათი მეტ-ნაკლებად მკაფიოდ გამოხატული რეგულარული ცვლილება.

ელემენტის ქიმიური ბუნება განისაზღვრება მისი ატომის უნარით დაკარგოს ან მოიპოვოს ელექტრონები. ეს უნარი რაოდენობრივად ფასდება იონიზაციის ენერგიების მნიშვნელობებით და ელექტრონების აფინურობით.

იონიზაციის ენერგია (Ei) დაურეკა მინიმალური თანხაენერგია, რომელიც საჭიროა ატომიდან ელექტრონის გამოყოფისა და სრული მოცილებისთვის გაზის ფაზაში T = 0

K გათავისუფლებულ ელექტრონზე გადაცემის გარეშე კინეტიკური ენერგიაატომის დადებითად დამუხტულ იონად გარდაქმნით: E + Ei = E + + e-. იონიზაციის ენერგია დადებითია და აქვს უმცირესი ღირებულებებიტუტე ლითონის ატომებისთვის და ყველაზე დიდი კეთილშობილი (ინერტული) აირების ატომებისთვის.

ელექტრონის მიდრეკილება (Ee) არის ენერგია, რომელიც გამოიყოფა ან შეიწოვება, როდესაც ელექტრონი მიმაგრებულია ატომზე გაზის ფაზაში T = 0

K ატომის გარდაქმნით უარყოფითად დამუხტულ იონად ნაწილაკზე კინეტიკური ენერგიის გადაცემის გარეშე:

E + e- = E- + Ee.

ჰალოგენებს, განსაკუთრებით ფტორს, აქვთ ელექტრონების მაქსიმალური აფინურობა (Ee = -328 კჯ/მოლი).

Ei და Ee მნიშვნელობები გამოიხატება კილოჯოულებში თითო მოლზე (კჯ/მოლ) ან ელექტრონ ვოლტებში ატომზე (eV).

უნარი შეკრული ატომიქიმიური ობლიგაციების ელექტრონების გადატანა თავისკენ, ელექტრონის სიმკვრივის გაზრდას ე.წ ელექტრონეგატიურობა.

ეს კონცეფცია მეცნიერებაში შემოიტანა ლ.პაულინგმა. ელექტრონეგატიურობააღინიშნება ÷ სიმბოლოთი და ახასიათებს მოცემული ატომის ტენდენციას ელექტრონების მიმაგრებისკენ, როდესაც ის ქმნის ქიმიურ ბმას.

რ. მალიკენის მიხედვით, ატომის ელექტრონეგატიურობა შეფასებულია იონიზაციის ენერგიების ჯამის ნახევრით და თავისუფალი ატომების ელექტრონების აფინურობით h = (Ee + Ei)/2.

პერიოდებში არსებობს ზოგადი ტენდენციაიონიზაციის ენერგიისა და ელექტრონეგატიურობის მატება ატომის ბირთვის მუხტის მატებასთან ერთად, ჯგუფებში ეს რაოდენობა მცირდება ელემენტის რიგითი რიცხვის ზრდით.

ხაზგასმით უნდა აღინიშნოს, რომ ელემენტის მინიჭება შეუძლებელია მუდმივი მნიშვნელობაელექტრონეგატიურობა, რადგან ეს დამოკიდებულია ბევრ ფაქტორზე, კერძოდ ვალენტური მდგომარეობაელემენტი, ნაერთის ტიპი, რომელშიც ის შედის, მეზობელი ატომების რაოდენობა და ტიპი.

ატომური და იონური რადიუსი. ატომებისა და იონების ზომები განისაზღვრება ელექტრონული გარსის ზომებით. კვანტური მექანიკური კონცეფციების მიხედვით, ელექტრონულ გარსს არ აქვს მკაცრად განსაზღვრული საზღვრები. მაშასადამე, თავისუფალი ატომის ან იონის რადიუსისთვის შეგვიძლია ავიღოთ თეორიულად გამოთვლილი მანძილი ბირთვიდან გარე ელექტრონული ღრუბლების მთავარი მაქსიმალური სიმკვრივის პოზიციამდე.ამ მანძილს ორბიტალური რადიუსი ეწოდება. პრაქტიკაში ჩვეულებრივ გამოიყენება ნაერთებში ატომებისა და იონების რადიუსის მნიშვნელობები, რომლებიც გამოითვლება ექსპერიმენტული მონაცემებით. ამ შემთხვევაში განასხვავებენ ატომების კოვალენტურ და მეტალის რადიუსებს.

ატომური დამოკიდებულება და იონური რადიუსიელემენტის ატომის ბირთვის მუხტზე და პერიოდულია. პერიოდებში, როდესაც ატომური რიცხვი იზრდება, რადიუსი მცირდება. ყველაზე დიდი კლება დამახასიათებელია მცირე პერიოდების ელემენტებისთვის, რადგან მათში ივსება გარე ელექტრონული დონე. დიდ პერიოდებში d- და f-ელემენტების ოჯახებში ეს ცვლილება ნაკლებად მკვეთრია, რადგან მათში ელექტრონების შევსება ხდება გარე შრეში. ქვეჯგუფებში, ერთი და იგივე ტიპის ატომებისა და იონების რადიუსი ზოგადად იზრდება.

ელემენტების პერიოდული ცხრილი არის კარგი მაგალითისხვადასხვა სახის პერიოდულობის გამოვლინებები ელემენტების თვისებებში, რომელიც შეინიშნება ჰორიზონტალურად (პერიოდში მარცხნიდან მარჯვნივ), ვერტიკალურად (ჯგუფში, მაგალითად, ზემოდან ქვემოდან), დიაგონალზე, ე.ი. ატომის ზოგიერთი თვისება იზრდება ან მცირდება, მაგრამ პერიოდულობა შენარჩუნებულია.

მარცხნიდან მარჯვნივ (→) პერიოდში, ჟანგვითი და არა მეტალის თვისებებიელემენტები და მცირდება აღმდგენი და მეტალის თვისებები. ასე რომ, მე-3 პერიოდის ყველა ელემენტიდან ყველაზე მეტი ნატრიუმი იქნება აქტიური ლითონიდა ყველაზე ძლიერი აღმდგენი საშუალება, ხოლო ქლორი არის ყველაზე ძლიერი ჟანგვის აგენტი.

ქიმიური ბმა- არის ატომების ურთიერთდაკავშირება მოლეკულაში, ან ბროლის გისოსიატომებს შორის მოქმედების შედეგად ელექტრული ძალებიმიმზიდველობა.

ეს არის ყველა ელექტრონისა და ყველა ბირთვის ურთიერთქმედება, რაც იწვევს სტაბილური, პოლიატომური სისტემის ფორმირებას (რადიკალური, მოლეკულური იონი, მოლეკულა, კრისტალი).

ქიმიური კავშირი ხორციელდება ვალენტური ელექტრონებით. ავტორი თანამედროვე იდეებიქიმიური კავშირი ბუნებით ელექტრონულია, მაგრამ ის სხვადასხვა გზით ხორციელდება. აქედან გამომდინარე, არსებობს სამი ძირითადი ტიპის ქიმიური ბმები: კოვალენტური, იონური, მეტალისმოლეკულებს შორის ჩნდება წყალბადის ბმა, და მოხდეს ვან დერ ვაალსის ურთიერთქმედება.

ქიმიური კავშირის ძირითადი მახასიათებლებია:

- ბონდის სიგრძე - არის ბირთვთაშორისი მანძილი ქიმიურად დაკავშირებულ ატომებს შორის.

ეს დამოკიდებულია ურთიერთმოქმედი ატომების ბუნებაზე და ბმის სიმრავლეზე. სიმრავლის მატებასთან ერთად ბმის სიგრძე მცირდება და, შესაბამისად, იზრდება მისი სიმტკიცე;

- ბმის სიმრავლე - განისაზღვრება ორი ატომის დამაკავშირებელი ელექტრონული წყვილების რაოდენობით. სიმრავლის მატებასთან ერთად იზრდება სავალდებულო ენერგია;

- კავშირის კუთხე- კუთხე წარმოსახვით სწორ ხაზებს შორის, რომლებიც გადიან ორი ქიმიურად ურთიერთდაკავშირებული მეზობელი ატომის ბირთვებს შორის;

შებოჭვის ენერგია E CB - ეს არის ენერგია, რომელიც გამოიყოფა ამ ბმის წარმოქმნის დროს და იხარჯება მის გაწყვეტაზე, კჯ/მოლი.

კოვალენტური ბმა - ქიმიური ბმა, რომელიც წარმოიქმნება წყვილი ელექტრონის ორ ატომთან გაზიარებით.

ქიმიური ბმის ახსნა ატომებს შორის საერთო ელექტრონული წყვილების გამოჩენით საფუძვლად დაედო ვალენტობის სპინის თეორიას, რომლის ინსტრუმენტია ვალენტური კავშირის მეთოდი (MVS) ლუისმა აღმოაჩინა 1916 წელს. ქიმიური ბმისა და მოლეკულების სტრუქტურის კვანტური მექანიკური აღწერისთვის გამოიყენება სხვა მეთოდი - მოლეკულური ორბიტალური მეთოდი (MMO) .

ვალენტური კავშირის მეთოდი

ქიმიური ბმის ფორმირების ძირითადი პრინციპები MVS-ის მიხედვით:

1. ქიმიური ბმა წარმოიქმნება ვალენტური (დაუწყვილებელი) ელექტრონების გამო.

2. ელექტრონები ანტიპარალელური სპინებით, რომლებიც ეკუთვნის ორს სხვადასხვა ატომები, გახდა საერთო.

3. ქიმიური ბმა იქმნება მხოლოდ იმ შემთხვევაში, თუ ორი ან მეტი ატომები ერთმანეთს უახლოვდება, სისტემის მთლიანი ენერგია მცირდება.

4. მოლეკულაში მოქმედი ძირითადი ძალები ელექტრული, კულონური წარმოშობისაა.

5. კავშირი უფრო ძლიერია ვიდრე შიგნით მეტიურთიერთქმედების ელექტრონული ღრუბლები გადახურულია.

არსებობს ორი ფორმირების მექანიზმი კოვალენტური ბმა:

გაცვლის მექანიზმი.კომუნიკაცია ყალიბდება სოციალიზაციის გზით ვალენტური ელექტრონებიორი ნეიტრალური ატომი. თითოეული ატომი აძლევს ერთ დაუწყვილებელ ელექტრონს საერთო ელექტრონულ წყვილს:

ბრინჯი. 7. კოვალენტური ბმის წარმოქმნის გაცვლის მექანიზმი: ა- არაპოლარული; ბ- პოლარული

დონორ-აქცეპტორი მექანიზმი.ერთი ატომი (დონორი) უზრუნველყოფს ელექტრონულ წყვილს, ხოლო მეორე ატომი (მიმღები) უზრუნველყოფს ცარიელ ორბიტალს ამ წყვილისთვის.

კავშირები, განათლებულიდონორ-მიმღები მექანიზმის მიხედვით ეკუთვნის რთული ნაერთები

ბრინჯი. 8. კოვალენტური ბმის წარმოქმნის დონორ-აქცეპტორული მექანიზმი

კოვალენტურ კავშირს აქვს გარკვეული მახასიათებლები.

გაჯერება - ატომების მკაცრი ფორმირების თვისება გარკვეული რაოდენობაკოვალენტური ბმები.ობლიგაციების გაჯერების გამო, მოლეკულებს აქვთ გარკვეული შემადგენლობა.

ორიენტაცია - ტ . ე) კავშირი იქმნება ელექტრონული ღრუბლების მაქსიმალური გადახურვის მიმართულებით . ბმის წარმომქმნელი ატომების ცენტრების დამაკავშირებელ ხაზთან მიმართებაში გამოიყოფა: σ და π (ნახ. 9): σ-ბმა - წარმოიქმნება AO-ს გადაფარვით ურთიერთმოქმედი ატომების ცენტრების დამაკავშირებელი ხაზის გასწვრივ; π-ბმა არის ბმა, რომელიც წარმოიქმნება ატომის ბირთვების დამაკავშირებელი სწორი ხაზის პერპენდიკულარული ღერძის მიმართულებით. კომუნიკაციის მიმართულება განსაზღვრავს სივრცითი სტრუქტურამოლეკულები, ანუ მათი გეომეტრიული ფორმა. ჰიბრიდიზაცია - ეს არის ზოგიერთი ორბიტალის ფორმის ცვლილება კოვალენტური ბმის ფორმირებისას ორბიტალების უფრო ეფექტური გადაფარვის მისაღწევად.ჰიბრიდული ორბიტალების ელექტრონების მონაწილეობით წარმოქმნილი ქიმიური ბმა უფრო ძლიერია, ვიდრე ბმა არაჰიბრიდული s- და p-ორბიტალების ელექტრონების მონაწილეობით, რადგან მეტი გადახურვაა. გამოარჩევენ შემდეგი ტიპებიჰიბრიდიზაცია (ნახ. 10, ცხრილი 31): sp ჰიბრიდიზაცია -ერთი s-ორბიტალი და ერთი p-ორბიტალი იქცევა ორ იდენტურ „ჰიბრიდულ“ ორბიტალად, რომელთა ღერძებს შორის კუთხე 180°-ია. მოლეკულებს, რომლებშიც ხდება sp ჰიბრიდიზაცია, აქვთ წრფივი გეომეტრია (BeCl 2).

sp 2 ჰიბრიდიზაცია- ერთი s-ორბიტალი და ორი p-ორბიტალი გადაიქცევა სამ იდენტურ „ჰიბრიდულ“ ორბიტალად, რომელთა ღერძებს შორის კუთხეა 120°. მოლეკულებს, რომლებშიც sp 2 ჰიბრიდიზაცია ხორციელდება, აქვთ ბრტყელი გეომეტრია (BF 3, AlCl 3).

sp 3-ჰიბრიდიზაცია- ერთი s-ორბიტალი და სამი p-ორბიტალი გადაიქცევა ოთხ იდენტურ "ჰიბრიდულ" ორბიტალად, რომელთა ღერძებს შორის კუთხეა 109 ° 28". მოლეკულებს, რომლებშიც sp 3 ჰიბრიდიზაცია ხდება, აქვთ ტეტრაედრული გეომეტრია (CH 4. , NH3).

ბრინჯი. 10. ჰიბრიდიზაციის სახეები ვალენტური ორბიტალები: a - sp-ვალენტური ორბიტალების ჰიბრიდიზაცია; ბ - sp2-ვალენტური ორბიტალების ჰიბრიდიზაცია; in - sp 3 - ვალენტური ორბიტალების ჰიბრიდიზაცია

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 ის ელექტრონული ფორმულაან ელექტრონული კონფიგურაცია ჩაიწერება ასე: 1s 1 . ელექტრონულ ფორმულებში ენერგიის დონის რიცხვი მითითებულია ასოს წინ ნომრით (1 ...), ლათინური ასოაღნიშნეთ ქვედონე (ორბიტალის ტიპი) და რიცხვი, რომელიც იწერება ასოს ზედა მარჯვენა მხარეს (როგორც მაჩვენებლის სახით), 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 ცხადია 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. დაწყებული თითოეულის მესამე ელემენტით ხანგრძლივი პერიოდი, შემდეგი ათი ელექტრონი წავა 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 სტრუქტურა ელექტრონული ჭურვებიატომები 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 ერთ დროს და აქვთ ამავე დროს იგივე ღირებულებატრიალებს და მხოლოდ ამის შემდეგ წყვილდებიან, მაგრამ ამ შემთხვევაში, პაულის პრინციპის მიხედვით, ტრიალები უკვე საპირისპირო იქნება მიმართული.

დასასრულს, კიდევ ერთხელ განვიხილოთ ელემენტების ატომების ელექტრონული კონფიგურაციების რუქა D.I. 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" შევსების წესი ელექტრონული ორბიტალები, რაც, მაგალითად, დაკავშირებულია ნახევარი და სრულად 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 Დამატებითი ინფორმაციაშეიცავს ბოლო ფორმულას?

ატომის შემადგენლობა.

ატომი შედგება ატომის ბირთვი და 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 რიცხვი და 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 ნეიტრონის მასის ტოლია და 1840-ჯერ მეტი მასაელექტრონი, ამიტომ ატომის მასა თითქმის უდრის ბირთვის მასას.

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

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: ხანდახან ცნებები" ატომური ორბიტალი" და "ელექტრონული ღრუბელი" არ განასხვავებენ ერთმანეთს და ერთსაც და მეორესაც "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, საერთო რაოდენობაღრუბლებიც ერთ ფენაშია ნ 2 .

აღნიშვნები: - თავისუფალი ორბიტალი (ელექტრონების გარეშე), - ორბიტალი დაუწყვილებელი ელექტრონით, - ორბიტალი ერთად ელექტრონული წყვილი(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 საერთო რაოდენობა თითო ელექტრონული დონე(ან ელექტრონულ შრეში) 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. ყველა ატომს აქვს ყველაფერი გარე ელექტრონებიპლუს იმ წინა გარე ელექტრონებს, 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, ასევე მარტივი და რთული ნივთიერებებიმათ მიერ წარმოქმნილი, 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. ელემენტის რიგითი ნომერი ამ მწკრივში რიცხვის ტოლიაპროტონები ამ ელემენტის ნებისმიერი ატომის ბირთვში.

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

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 იგივე პერიოდის ელემენტების ყველა ატომი იგივე ნომერიელექტრონული ფენები, პერიოდის რაოდენობის ტოლი.

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, გარდა პირველისა, იწყება ელემენტით, რომელიც ქმნის ტუტე ლითონი(Li, Na, K და სხვ.) და მთავრდება კეთილშობილი აირის 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 - მეორადი ქვეჯგუფიმეშვიდე ჯგუფი: 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.
• გააძლიეროს ჟანგვის თვისებებიმარტივი ნივთიერებები ("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),
• სტაბილურობა მცირდება წყალბადის ნაერთები(ამაღლდება ისინი აქტივობის შემცირება; 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 რა არის ეს. სერიული ნომერი, რომელიც ტოლია ატომში ელექტრონების მთლიანი რაოდენობის. AT ამ საქმეს: 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.

მოდით გავარკვიოთ, როგორ დავწეროთ ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულა. ეს კითხვა მნიშვნელოვანია და აქტუალურია, რადგან იძლევა წარმოდგენას არა მხოლოდ სტრუქტურის, არამედ სავარაუდო ფიზიკური და ქიმიური თვისებებიგანსახილველი ატომი.

შედგენის წესები

ქიმიური ელემენტის გრაფიკული და ელექტრონული ფორმულის შესაქმნელად აუცილებელია წარმოდგენა გქონდეთ ატომის სტრუქტურის თეორიაზე. დასაწყისისთვის, ატომის ორი ძირითადი კომპონენტია: ბირთვი და უარყოფითი ელექტრონები. ბირთვში შედის ნეიტრონები, რომლებსაც არ აქვთ მუხტი, ისევე როგორც პროტონები, რომლებსაც აქვთ დადებითი მუხტი.

ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულის შედგენისა და განსაზღვრის შესახებ კამათისას აღვნიშნავთ, რომ ბირთვში პროტონების რაოდენობის საპოვნელად საჭიროა მენდელეევის პერიოდული სისტემა.

ელემენტის რაოდენობა თანმიმდევრობით შეესაბამება მის ბირთვში არსებული პროტონების რაოდენობას. იმ პერიოდის რიცხვი, რომელშიც ატომი მდებარეობს, ახასიათებს ენერგეტიკული ფენების რაოდენობას, რომლებზედაც განთავსებულია ელექტრონები.

ელექტრული მუხტის გარეშე ნეიტრონების რაოდენობის დასადგენად, აუცილებელია გამოვაკლოთ მისი სერიული ნომერი (პროტონების რაოდენობა) ელემენტის ატომის ფარდობითი მასის მნიშვნელობას.

ინსტრუქცია

იმისათვის, რომ გაიგოთ, თუ როგორ უნდა შეადგინოთ ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულა, გაითვალისწინეთ შევსების წესი უარყოფითი ნაწილაკებიკლეჩკოვსკის მიერ ჩამოყალიბებული ქვედონეები.

იმის მიხედვით, თუ რამდენი მარაგია უფასო ენერგიააქვს თავისუფალი ორბიტალები, შედგენილია სერია, რომელიც ახასიათებს იმ თანმიმდევრობას, რომელშიც დონეები ივსება ელექტრონებით.

თითოეული ორბიტალი შეიცავს მხოლოდ ორ ელექტრონს, რომლებიც განლაგებულია ანტიპარალელური სპინებით.

ელექტრონული გარსების სტრუქტურის გამოსახატავად გამოიყენება გრაფიკული ფორმულები. როგორ გამოიყურება ქიმიური ელემენტების ატომების ელექტრონული ფორმულები? როგორ გავაკეთოთ გრაფიკული პარამეტრები? ეს კითხვები შედის სკოლის კურსიქიმია, ასე რომ, მოდით უფრო ახლოს მივხედოთ მათ.

არსებობს განსაზღვრული მატრიცა(ბაზა), რომელიც გამოიყენება მომზადებაში გრაფიკული ფორმულები. s-ორბიტალს ახასიათებს მხოლოდ ერთი კვანტური უჯრედი, რომელშიც ორი ელექტრონი ერთმანეთის საპირისპიროდ მდებარეობს. მათში გრაფიკული ფორმამითითებულია ისრებით. p ორბიტალისთვის სამი უჯრედია გამოსახული, თითოეული ასევე შეიცავს ორ ელექტრონს, ათი ელექტრონი განლაგებულია d ორბიტალზე და f ივსება თოთხმეტი ელექტრონით.

ელექტრონული ფორმულების შედგენის მაგალითები

გავაგრძელოთ საუბარი ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულის შედგენის შესახებ. მაგალითად, თქვენ უნდა გააკეთოთ გრაფიკული და ელექტრონული ფორმულა ელემენტის მანგანუმისთვის. პირველ რიგში, ჩვენ განვსაზღვრავთ ამ ელემენტის პოზიციას პერიოდულ სისტემაში. მას აქვს ატომური ნომერი 25, ამიტომ ატომში არის 25 ელექტრონი. მანგანუმი მეოთხე პერიოდის ელემენტია, შესაბამისად, მას აქვს ოთხი ენერგეტიკული დონე.

როგორ დავწეროთ ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულა? ჩვენ ვწერთ ელემენტის ნიშანს, ასევე მის რიგით რიცხვს. კლეჩკოვსკის წესის გამოყენებით, ჩვენ ვანაწილებთ ელექტრონებს ენერგიის დონეებსა და ქვედონეებზე. ჩვენ თანმიმდევრულად ვაწყობთ მათ პირველ, მეორე და მესამე დონეზე, თითოეულ უჯრედში ვწერთ ორ ელექტრონს.

შემდეგ ვაჯამებთ მათ, ვიღებთ 20 ცალი. სამი დონე შიგნით სრულადსავსეა ელექტრონებით, ხოლო მეოთხეს მხოლოდ ხუთი ელექტრონი დარჩა. იმის გათვალისწინებით, რომ ორბიტალის თითოეულ ტიპს აქვს საკუთარი ენერგეტიკული რეზერვი, ჩვენ ვანაწილებთ დარჩენილ ელექტრონებს 4s და 3d ქვედონეებზე. შედეგად, მანგანუმის ატომის მზა ელექტრონულ-გრაფიკულ ფორმულას აქვს შემდეგი ფორმა:

1s2/2s2, 2p6/3s2, 3p6/4s2, 3d3

პრაქტიკული ღირებულება

ელექტრონულ-გრაფიკული ფორმულების დახმარებით ნათლად ჩანს თავისუფალი (დაუწყვილებელი) ელექტრონების რაოდენობა, რომლებიც განსაზღვრავენ მოცემული ქიმიური ელემენტის ვალენტობას.

ჩვენ გთავაზობთ მოქმედებების განზოგადებულ ალგორითმს, რომლის დახმარებით შეგიძლიათ შეადგინოთ პერიოდულ სისტემაში მდებარე ნებისმიერი ატომის ელექტრონული გრაფიკული ფორმულები.

პირველი ნაბიჯი არის ელექტრონების რაოდენობის განსაზღვრა პერიოდული ცხრილის გამოყენებით. პერიოდის ნომერი მიუთითებს ენერგიის დონეების რაოდენობაზე.

მიეკუთვნება გარკვეული ჯგუფიდაკავშირებულია ელექტრონების რაოდენობასთან გარე ენერგეტიკულ დონეზე. დონეები იყოფა ქვედონეებად, ივსება კლეჩკოვსკის წესის მიხედვით.

დასკვნა

რათა დადგინდეს ვალენტური შესაძლებლობებიპერიოდულ სისტემაში მდებარე ნებისმიერი ქიმიური ელემენტისთვის აუცილებელია მისი ატომის ელექტრონულ-გრაფიკული ფორმულის შედგენა. ზემოთ მოცემული ალგორითმი საშუალებას მოგცემთ გაუმკლავდეთ ამოცანას, განსაზღვროთ შესაძლო ქიმიური და ფიზიკური თვისებებიატომი.

ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულის შედგენის ამოცანა არ არის უმარტივესი.

ასე რომ, ელემენტების ელექტრონული ფორმულების შედგენის ალგორითმი შემდეგია:

• პირველ რიგში, ჩვენ ვწერთ ქიმიის ნიშანს. ელემენტი, სადაც ნიშნის მარცხნივ ქვემოთ მივუთითებთ მის სერიულ ნომერს.
• გარდა ამისა, პერიოდის რაოდენობის მიხედვით (საიდანაც ელემენტი) ჩვენ განვსაზღვრავთ ენერგიის დონეების რაოდენობას და ქიმიური ელემენტის ნიშნის გვერდით ვხატავთ რკალების ასეთ რაოდენობას.
• შემდეგ, ჯგუფის ნომრის მიხედვით, რკალის ქვეშ იწერება ელექტრონების რაოდენობა გარე დონეზე.
• პირველ დონეზე მაქსიმუმი შესაძლებელია 2e, მეორეზე უკვე 8, მესამეზე - 18. ვიწყებთ რიცხვების დადებას შესაბამისი რკალების ქვეშ.
• ელექტრონების რაოდენობა პრე ბოლო დონეაუცილებელია გამოვთვალოთ შემდეგნაირად: უკვე დამაგრებული ელექტრონების რაოდენობა გამოკლებულია ელემენტის რიგით რიცხვს.
• რჩება ჩვენი წრე ელექტრონულ ფორმულად გადაქცევა:

აქ მოცემულია ზოგიერთი ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულები:

• 1. ვწერთ ქიმიურ ელემენტს და მის რიგით ნომერს.რიცხვი აჩვენებს ელექტრონების რაოდენობას ატომში.
  2. ჩვენ ვაკეთებთ ფორმულას. ამისათვის თქვენ უნდა გაარკვიოთ ენერგიის დონეების რაოდენობა, აღებულია ელემენტის პერიოდის რაოდენობის განსაზღვრის საფუძველი.
  3. ჩვენ ვყოფთ დონეებს ქვედონეებად.

  ქვემოთ შეგიძლიათ იხილოთ მაგალითი იმისა, თუ როგორ სწორად შეადგინოთ ქიმიური ელემენტების ელექტრონული ფორმულები.

თქვენ უნდა შეადგინოთ ქიმიური ელემენტების ელექტრონული ფორმულები ამ გზით: თქვენ უნდა დაათვალიეროთ ელემენტის რაოდენობა პერიოდულ სისტემაში და ამით გაარკვიოთ რამდენი ელექტრონი აქვს მას. შემდეგ თქვენ უნდა გაარკვიოთ დონეების რაოდენობა, რომელიც უდრის პერიოდს. შემდეგ იწერება და ივსება ქვედონეები:

უპირველეს ყოვლისა, თქვენ უნდა განსაზღვროთ ატომების რაოდენობა პერიოდული ცხრილის მიხედვით.



ელექტრონული ფორმულის შესაქმნელად დაგჭირდებათ მენდელეევის პერიოდული სისტემა. იპოვეთ იქ თქვენი ქიმიური ელემენტი და შეხედეთ პერიოდს - ეს იქნება ენერგიის დონის რაოდენობის ტოლი. ჯგუფის ნომერი რიცხობრივად შეესაბამება ბოლო დონეზე ელექტრონების რაოდენობას. ელემენტის რიცხვი რაოდენობრივად მისი ელექტრონების რაოდენობის ტოლი იქნება, ასევე აშკარად უნდა იცოდეთ, რომ პირველ დონეზე არის მაქსიმუმ 2 ელექტრონი, მეორეზე 8 და მესამეზე 18.

ეს არის მაჩვენებლები. გარდა ამისა, ინტერნეტში (მათ შორის ჩვენს ვებსაიტზე) შეგიძლიათ იპოვოთ ინფორმაცია მზა ელექტრონული ფორმულით თითოეული ელემენტისთვის, ასე რომ თქვენ შეგიძლიათ შეამოწმოთ საკუთარი თავი.

ქიმიური ელემენტების ელექტრონული ფორმულების შედგენა ძალიან რთულია რთული პროცესითქვენ არ შეგიძლიათ სპეციალური ცხრილების გარეშე და თქვენ უნდა გამოიყენოთ ფორმულების მთელი თაიგული. შეჯამებისთვის, თქვენ უნდა გაიაროთ შემდეგი ნაბიჯები:

აუცილებელია ორბიტალური დიაგრამის შედგენა, რომელშიც იქნება კონცეფცია ელექტრონებს შორის განსხვავების შესახებ. ორბიტალები და ელექტრონები ხაზგასმულია დიაგრამაში.

ელექტრონები ივსება დონეებით, ქვემოდან ზევით და აქვთ რამდენიმე ქვედონე.

ასე რომ, ჯერ გავარკვიოთ სულმოცემული ატომის ელექტრონები.

ჩვენ ვავსებთ ფორმულას გარკვეული სქემის მიხედვით და ვწერთ - ეს იქნება ელექტრონული ფორმულა.



მაგალითად, აზოტისთვის, ეს ფორმულა ასე გამოიყურება, ჯერ ელექტრონებთან გვაქვს საქმე:



და ჩაწერეთ ფორმულა:



Გაგება ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულის შედგენის პრინციპი, ჯერ უნდა დაადგინოთ ატომში ელექტრონების საერთო რაოდენობა პერიოდული ცხრილის რიცხვით. ამის შემდეგ, თქვენ უნდა განსაზღვროთ ენერგიის დონეების რაოდენობა, საფუძვლად აიღოთ იმ პერიოდის რაოდენობა, რომელშიც ელემენტი მდებარეობს.

ამის შემდეგ, დონეები იყოფა ქვედონეებად, რომლებიც ივსება ელექტრონებით, უმცირესი ენერგიის პრინციპის საფუძველზე.

თქვენ შეგიძლიათ შეამოწმოთ თქვენი მსჯელობის სისწორე, მაგალითად, აქ.

ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულის შედგენით, შეგიძლიათ გაიგოთ რამდენი ელექტრონი და ელექტრონული ფენაა კონკრეტული ატომი, ასევე ფენებზე მათი განაწილების თანმიმდევრობა.

დასაწყისისთვის, ჩვენ განვსაზღვრავთ ელემენტის სერიულ ნომერს პერიოდული ცხრილის მიხედვით, ის შეესაბამება ელექტრონების რაოდენობას. ელექტრონული ფენების რაოდენობა მიუთითებს პერიოდის რიცხვს, ხოლო ელექტრონების რაოდენობა ატომის ბოლო ფენაში შეესაბამება ჯგუფის რიცხვს.

• ჯერ ვავსებთ s-ქვედონეებს, შემდეგ კი p-, d-b f-ქვედონეებს;
• კლეჩკოვსკის წესის მიხედვით, ელექტრონები ავსებენ ორბიტალებს ამ ორბიტალების ენერგიის გაზრდის მიზნით;
• ჰუნდის წესის თანახმად, ელექტრონები ერთ ქვედონეზე იკავებენ თავისუფალ ორბიტალებს ერთ დროს და შემდეგ ქმნიან წყვილებს;
• პაულის პრინციპის მიხედვით, ერთ ორბიტალში არ არის 2-ზე მეტი ელექტრონი.

• ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულა გვიჩვენებს, რამდენი ელექტრონული ფენა და რამდენ ელექტრონს შეიცავს ატომში და როგორ ნაწილდება ისინი ფენებზე.

  ქიმიური ელემენტის ელექტრონული ფორმულის შესადგენად, თქვენ უნდა გადახედოთ პერიოდულ ცხრილს და გამოიყენოთ ამ ელემენტისთვის მიღებული ინფორმაცია. პერიოდულ სისტემაში ელემენტის სერიული ნომერი შეესაბამება ატომში ელექტრონების რაოდენობას. ელექტრონული ფენების რაოდენობა შეესაბამება პერიოდის რიცხვს, ელექტრონების რაოდენობა ბოლო ელექტრონულ ფენაში შეესაბამება ჯგუფის რიცხვს.

  უნდა გვახსოვდეს, რომ პირველ ფენას აქვს მაქსიმუმ 2 1s2 ელექტრონი, მეორეში - მაქსიმუმ 8 (ორი s და ექვსი p: 2s2 2p6), მესამე - მაქსიმუმ 18 (ორი s, ექვსი p და ათი. d: 3s2 3p6 3d10).

  მაგალითად, ნახშირბადის ელექტრონული ფორმულა: C 1s2 2s2 2p2 (სერიული ნომერი 6, პერიოდი ნომერი 2, ჯგუფი ნომერი 4).

  ნატრიუმის ელექტრონული ფორმულა: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (სერიული ნომერი 11, პერიოდი ნომერი 3, ჯგუფი ნომერი 1).

  ელექტრონული ფორმულის დაწერის სისწორის შესამოწმებლად შეგიძლიათ გადახედოთ საიტს www.alhimikov.net.

  ქიმიური ელემენტების ელექტრონული ფორმულის შედგენა ერთი შეხედვით შეიძლება საკმაოდ ჩანდეს რთული ამოცანათუმცა, ყველაფერი ნათელი გახდება, თუ დაიცავთ შემდეგ სქემას:

  • ჯერ ორბიტალები დაწერეთ
  • ორბიტალების წინ ჩავსვით რიცხვები, რომლებიც მიუთითებენ ენერგიის დონის რაოდენობაზე. არ დაგავიწყდეთ განსაზღვრის ფორმულა მაქსიმალური რაოდენობაელექტრონები ენერგეტიკულ დონეზე: N=2n2

  და როგორ გავარკვიოთ ენერგიის დონეების რაოდენობა? უბრალოდ შეხედეთ პერიოდულ ცხრილს: ეს რიცხვი უდრის იმ პერიოდის რაოდენობას, რომელშიც ეს ელემენტი მდებარეობს.

  • ორბიტალური ხატის ზემოთ ჩვენ ვწერთ რიცხვს, რომელიც მიუთითებს ამ ორბიტალში მყოფი ელექტრონების რაოდენობაზე.

  მაგალითად, სკანდიუმის ელექტრონული ფორმულა ასე გამოიყურება.