სტატიის შინაარსი
ელემენტების პერიოდული ცხრილიარის ქიმიური ელემენტების კლასიფიკაცია პერიოდული კანონის შესაბამისად, რომელიც ადგენს ქიმიური ელემენტების თვისებების პერიოდულ ცვლილებას მათი ატომური მასის მატებასთან ერთად, რაც დაკავშირებულია მათი ატომების ბირთვის მუხტის ზრდასთან; ამრიგად, ატომის ბირთვის მუხტი ემთხვევა პერიოდულ სისტემაში ელემენტის რიგით რიცხვს და ე.წ. ატომური ნომერიელემენტი. ელემენტების პერიოდული სისტემა შედგენილია ცხრილის სახით (ელემენტების პერიოდული ცხრილი), რომლის ჰორიზონტალურ რიგებში - პერიოდები- ხდება ელემენტების თვისებების თანდათანობითი ცვლილება და ერთი პერიოდიდან მეორეზე გადასვლაში - საერთო თვისებების პერიოდული გამეორება; ვერტიკალური სვეტები - ჯგუფები- შეუთავსეთ ელემენტები მსგავსი თვისებებით. პერიოდული სისტემა საშუალებას იძლევა, სპეციალური კვლევის გარეშე, გაეცნოთ ელემენტის თვისებებს მხოლოდ ჯგუფის ან პერიოდის მეზობელი ელემენტების ცნობილი თვისებების საფუძველზე. ელემენტის ფიზიკური და ქიმიური თვისებები (აგრეგატული მდგომარეობა, სიმტკიცე, ფერი, ვალენტობა, იონიზაცია, მდგრადობა, მეტალურობა ან არამეტალურობა და ა.შ.) შეიძლება პროგნოზირებული იყოს პერიოდული ცხრილის საფუძველზე.
მე-18 საუკუნის ბოლოს და მე-19 საუკუნის დასაწყისში. ქიმიკოსები ცდილობდნენ შეექმნათ ქიმიური ელემენტების კლასიფიკაცია მათი ფიზიკური და ქიმიური თვისებების შესაბამისად, კერძოდ, ელემენტის საერთო მდგომარეობის, სპეციფიკური სიმძიმის (სიმკვრივის), ელექტრული გამტარობის, მეტალის - არამეტალურობის, ბაზისურობის - მჟავიანობის საფუძველზე. და ა.შ.
კლასიფიკაცია "ატომური წონის" მიხედვით
(ანუ ფარდობითი ატომური მასით).
პროუტის ჰიპოთეზა.
| ცხრილი 1. მენდელეევის მიერ 1869 წელს გამოქვეყნებული ელემენტების პერიოდული ცხრილი (პირველი ვერსია) |
|||||
| Ti = 50 | Zr = 90 | ? = 180 | |||
| V=51 | Nb = 94 | ტა = 182 | |||
| cr=52 | Mo = 96 | W=186 | |||
| Mn = 55 | Rh = 104.4 | Pt = 197.4 | |||
| Fe = 56 | Ru = 104.4 | ირ = 198 | |||
| ნი = | Co = 59 | Pd = 106.6 | Os = 199 | ||
| H=1 | Cu = 63.4 | აგ = 108 | Hg = 200 | ||
| იყოს = 9.4 | Mg = 24 | Zn = 65.2 | CD = 112 | ||
| B=11 | Al = 27.4 | ? = 68 | Ur = 116 | აუ = 197? | |
| C=12 | Si = 28 | ? = 70 | Sn = 118 | ||
| N=14 | P=31 | როგორც = 75 | Sb = 122 | ბი = 210? | |
| O=16 | S=32 | სე = 79.4 | Te = 128? | ||
| F=19 | Cl = 35.5 | Br = 80 | I=127 | ||
| Li = 7 | Na = 23 | K = 39 | Rb = 85.4 | Cs = 133 | Tl = 204 |
| Ca=40 | Sr = 87.6 | ბა = 137 | Pb = 207 | ||
| ? = 45 | Ce = 92 | ||||
| ?Er = 56 | ლა = 94 | ||||
| ?Yt = 60 | დი = 95 | ||||
| ?ინ = 75.6 | th = 118 | ||||
| ცხრილი 2. შეცვლილი მენდელეევის ცხრილი | |||||||||||||||||||||||||
| ჯგუფი | მე | II | III | IV | ვ | VI | VII | VIII | 0 | ||||||||||||||||
| ოქსიდის ან ჰიდრიდის ფორმულა ქვეჯგუფი |
R2O | RO | R2O3 | RH4 RO 2 |
RH 3 R2O5 |
RH 2 RO 3 |
RH R2O7 |
||||||||||||||||||
| პერიოდი 1 | 1 ჰ წყალბადი 1,0079 |
2 ის ჰელიუმი 4,0026 |
|||||||||||||||||||||||
| პერიოდი 2 | 3 ლი ლითიუმი 6,941 |
4 იყავი ბერილიუმი 9,0122 |
5 ბ ბორ 10,81 |
6 C Ნახშირბადის 12,011 |
7 ნ აზოტი 14,0067 |
8 ო ჟანგბადი 15,9994 |
9 ფ ფტორი 18,9984 |
10 ნე ნეონი 20,179 |
|||||||||||||||||
| პერიოდი 3 | 11 ნა ნატრიუმი 22,9898 |
12 მგ მაგნიუმი 24,305 |
13 ალ ალუმინის 26,9815 |
14 სი სილიკონი 28,0855 |
15 პ ფოსფორი 30,9738 |
16 ს გოგირდის 32,06 |
17 კლ ქლორი 35,453 |
18 არ არგონი 39,948 |
|||||||||||||||||
| პერიოდი 4 | 19 კ კალიუმი 39,0983 29 კუ სპილენძი 63,546 |
20 დაახ კალციუმი 40,08 30 ზნ თუთია 65,39 |
21 სკ სკანდიუმი 44,9559 31 გა გალიუმი 69,72 |
22 ტი ტიტანის 47,88 32 გე გერმანიუმი 72,59 |
23 ვ ვანადიუმი 50,9415 33 როგორც დარიშხანი 74,9216 |
24 ქრ ქრომი 51,996 34 სე სელენი 78,96 |
25 მნ მანგანუმი 54,9380 35 ძმ ბრომი 79,904 |
26 ფე რკინა 55,847 |
27 თანა კობალტი 58,9332 |
28 ნი ნიკელი 58,69 |
36 |
||||||||||||||
| პერიოდი 5 | 37 რბ რუბიდიუმი 85,4678 47 აღ ვერცხლი 107,868 |
38 უფროსი სტრონციუმი 87,62 48 CD კადმიუმი 112,41 |
39 ი იტრიუმი 88,9059 49 In ინდიუმი 114,82 |
40 ზრ ცირკონიუმი 91,22 50 sn Ქილა 118,69 |
41 Nb ნიობიუმი 92,9064 51 სბ ანტიმონი 121,75 |
42 მო მოლიბდენი 95,94 52 თე ტელურიუმი 127,60 |
43 ტკ ტექნეციუმი 53 მე იოდის 126,9044 |
44 რუ რუთენიუმი 101,07 |
45 Rh როდიუმი 102,9055 |
46 პდ პალადიუმი 106,4 |
54 |
||||||||||||||
| პერიოდი 6 | 55 Cs ცეზიუმი 132,9054 79 აუ ოქრო 196,9665 |
56 ბა ბარიუმი 137,33 80 ჰგ მერკური 200,59 |
57* ლა ლანთანუმი 138,9055 81 ტლ ტალიუმი 204,38 |
72 ჰფ ჰაფნიუმი 178,49 82 Pb ტყვია 207,21 |
73 ტა ტანტალი 180,9479 83 ბი ბისმუტი 208,9804 |
74 ვ ვოლფრამი 183,85 84 პო პოლონიუმი |
75 რე რენიუმი 186,207 85 ზე ასტატინი |
76 ოს ოსმიუმი 190,2 |
77 ირ ირიდიუმი 192,2 |
78 პტ პლატინა 195,08 |
86 |
||||||||||||||
| პერიოდი 7 | 87 ფ საფრანგეთი |
88 რა რადიუმი 226,0254 |
89** AC აქტინიუმი 227,028 |
104 | 105 | 106 | 107 | 108 | 109 | ||||||||||||||||
| * | 58 ცე 140,12 |
59 პრ 140,9077 |
60 ნდ 144,24 |
61 პმ |
62 სმ 150,36 |
63 Ევროპა 151,96 |
64 გდ 157,25 |
65 თბ 158,9254 |
66 Dy 162,50 |
67 ჰო 164,9304 |
68 ერ 167,26 |
69 თმ 168,9342 |
70 Yb 173,04 |
71 ლუ 174,967 |
|||||||||||
| ** | 90 თ 232,0381 |
91 პა 231,0359 |
92 უ 238,0289 |
93 Np 237,0482 |
94 პუ |
95 Ვარ |
96 სმ |
97 ბკ |
98 შდრ |
99 ეს |
100 fm |
101 მდ |
102 არა |
103 ლრ |
|||||||||||
| * ლანთანიდები: ცერიუმი, პრაზეოდიმი, ნეოდიმი, პრომეთიუმი, სამარიუმი, ევროპიუმი, გადოლინიუმი, ტერბიუმი, დისპროსიუმი, ჰოლმიუმი, ერბიუმი, თულიუმი, იტერბიუმი, ლუტეტიუმი. ** აქტინიდები: თორიუმი, პროტაქტინიუმი, ურანი, ნეპტუნიუმი, პლუტონიუმი, ამერიციუმი, კურიუმი, ბერკელიუმი, კალიფორნიუმი, აინშტაინიუმი, ფერმიუმი, მენდელევიუმი, ნობელიუმი, ლორენციუმი. შენიშვნა. ატომური ნომერი მითითებულია ელემენტის სიმბოლოს ზემოთ, ატომური მასა მითითებულია ელემენტის სიმბოლოს ქვემოთ. ფრჩხილებში მნიშვნელობა არის ყველაზე ხანგრძლივი იზოტოპის მასობრივი რიცხვი. |
|||||||||||||||||||||||||
პერიოდები.
ამ ცხრილში მენდელეევმა ელემენტები დაალაგა ჰორიზონტალურ მწკრივებში - პერიოდებში. ცხრილი იწყება ძალიან მოკლე პერიოდით, რომელიც შეიცავს მხოლოდ წყალბადს და ჰელიუმს. შემდეგი ორი მოკლე პერიოდი შეიცავს 8 ელემენტს. შემდეგ არის ოთხი გრძელი პერიოდი. ყველა პერიოდი პირველის გარდა იწყება ტუტე მეტალით (Li, Na, K, Rb, Cs) და ყველა პერიოდი მთავრდება კეთილშობილური გაზით. მე-6 პერიოდში არსებობს 14 ელემენტისგან შემდგარი სერია – ლანთანიდები, რომელსაც ფორმალურად ადგილი არ აქვს მაგიდაზე და ჩვეულებრივ თავსდება მაგიდის ქვეშ. კიდევ ერთი მსგავსი სერია - აქტინიდები - მე-7 პერიოდშია. ეს სერია მოიცავს ლაბორატორიაში წარმოებულ ელემენტებს, როგორიცაა ურანის დაბომბვა სუბატომური ნაწილაკებით და ასევე მოთავსებულია მაგიდის ქვემოთ ლანთანიდების ქვემოთ.
ჯგუფები და ქვეჯგუფები.
როდესაც პერიოდები განლაგებულია ერთმანეთის ქვემოთ, ელემენტები განლაგებულია სვეტებად, ქმნიან ჯგუფებს ნომრებით 0, I, II, ..., VIII. მოსალოდნელია, რომ თითოეული ჯგუფის ელემენტები ავლენენ მსგავს ზოგად ქიმიურ თვისებებს. კიდევ უფრო დიდი მსგავსება შეინიშნება ქვეჯგუფების ელემენტებზე (A და B), რომლებიც წარმოიქმნება ყველა ჯგუფის ელემენტებისგან, გარდა 0 და VIII. A ქვეჯგუფს უწოდებენ მთავარ ქვეჯგუფს, ხოლო B-ს მეორად ქვეჯგუფს. ზოგიერთ ოჯახს აქვს სახელები, როგორიცაა ტუტე ლითონები (ჯგუფი IA), ტუტე მიწის ლითონები (ჯგუფი IIA), ჰალოგენები (ჯგუფი VIIA) და კეთილშობილი აირები (ჯგუფი 0). VIII ჯგუფი შეიცავს გარდამავალ ლითონებს Fe, Co და Ni; Ru, Rh და Pd; Os, Ir და Pt. ხანგრძლივი პერიოდის შუაში ყოფნისას, ეს ელემენტები უფრო ჰგავს ერთმანეთს, ვიდრე მათ წინა და შემდეგ ელემენტებს. რამდენიმე შემთხვევაში ირღვევა ატომური წონის (უფრო ზუსტად ატომური მასების) გაზრდის რიგი, მაგალითად, თელურიუმის და იოდის, არგონისა და კალიუმის წყვილებში. ეს „დარღვევა“ აუცილებელია ქვეჯგუფებში ელემენტების მსგავსების შესანარჩუნებლად.
ლითონები, არალითონები.
დიაგონალი წყალბადიდან რადონამდე უხეშად ყოფს ყველა ელემენტს მეტალებად და არამეტებად, ხოლო არამეტალები დიაგონალზე მაღლა არიან. (არამეტალები მოიცავს 22 ელემენტს - H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, ჰალოგენები და ინერტული აირები, ლითონები - ყველა სხვა ელემენტი.) ამ ხაზის გასწვრივ არის ელემენტები, რომლებსაც აქვთ გარკვეული ლითონებისა და არამეტალების თვისებები (მეტალოიდები ასეთი ელემენტების მოძველებული სახელია). ქვეჯგუფების თვისებების განხილვისას ზემოდან ქვემოდან, შეინიშნება მეტალის თვისებების ზრდა და არალითონური თვისებების შესუსტება.
ვალენტობა.
ელემენტის ვალენტურობის ყველაზე ზოგადი განმარტება არის მისი ატომების უნარი გაერთიანების სხვა ატომებთან გარკვეული თანაფარდობით. ზოგჯერ ელემენტის ვალენტობა იცვლება მასთან ახლოს ჟანგვის მდგომარეობის (ს.ო.) ცნებით. ჟანგვის მდგომარეობა შეესაბამება მუხტს, რომელსაც ატომი შეიძენს, თუ მისი ქიმიური ბმის ყველა ელექტრონული წყვილი გადაინაცვლებს ელექტროუარყოფითი ატომებისკენ. ნებისმიერ პერიოდში, მარცხნიდან მარჯვნივ, იზრდება ელემენტების დადებითი დაჟანგვის მდგომარეობა. I ჯგუფის ელემენტებს აქვთ s.d ტოლი +1 და ოქსიდის ფორმულა R 2 O, II ჯგუფის ელემენტები - შესაბამისად +2 და RO და ა.შ. ელემენტები უარყოფითი ს.დ. არიან V, VI და VII ჯგუფში; ითვლება, რომ ნახშირბადს და სილიციუმს, რომლებიც IV ჯგუფშია, არ აქვთ უარყოფითი ჟანგვის მდგომარეობა. ჰალოგენები, რომლებსაც აქვთ –1 დაჟანგვის მდგომარეობა, ქმნიან ნაერთებს RH შემადგენლობის წყალბადთან. ზოგადად, ელემენტების დადებითი დაჟანგვის მდგომარეობა შეესაბამება ჯგუფის რიცხვს, ხოლო უარყოფითი უდრის განსხვავებას რვა ჯგუფური რიცხვის გამოკლებით. ცხრილიდან შეუძლებელია დადგინდეს სხვა ჟანგვის მდგომარეობების არსებობა ან არარსებობა.
ატომური რიცხვის ფიზიკური მნიშვნელობა.
პერიოდული ცხრილის ჭეშმარიტი გაგება შესაძლებელია მხოლოდ ატომის სტრუქტურის შესახებ თანამედროვე იდეების საფუძველზე. ელემენტის ატომური რიცხვი პერიოდულ სისტემაში გაცილებით მნიშვნელოვანია, ვიდრე მისი ატომური წონა (ანუ ფარდობითი ატომური მასა) ქიმიური თვისებების გასაგებად.
ატომის სტრუქტურა.
1913 წელს ნ. ბორმა გამოიყენა ატომის სტრუქტურის ბირთვული მოდელი წყალბადის ატომის სპექტრის ასახსნელად, ყველაზე მსუბუქი და შესაბამისად უმარტივესი ატომის. ბორი ვარაუდობს, რომ წყალბადის ატომი შედგება ერთი პროტონისაგან, რომელიც ქმნის ატომის ბირთვს და ერთი ელექტრონისაგან, რომელიც ბრუნავს ბირთვის გარშემო.
ატომური რიცხვის ცნების განმარტება.
1913 წელს ა. ვან დენ ბრუკმა გამოთქვა წინადადება, რომ ელემენტის ატომური რიცხვი - მისი ატომური ნომერი - უნდა განისაზღვროს ნეიტრალური ატომის ბირთვის გარშემო მოძრავი ელექტრონების რაოდენობასთან და ატომის ბირთვის დადებითი მუხტით ერთეულებში. ელექტრონის მუხტი. ამასთან, საჭირო იყო ექსპერიმენტულად დადასტურებულიყო ატომის მუხტისა და ატომური რიცხვის იდენტურობა. ბორმა შემდგომში დაადგინა, რომ ელემენტის დამახასიათებელი რენტგენის გამოსხივება უნდა შეესაბამებოდეს იმავე კანონს, როგორც წყალბადის სპექტრს. ამრიგად, თუ ატომური რიცხვი Z იდენტიფიცირებულია ბირთვის მუხტთან ელექტრონის მუხტის ერთეულებში, მაშინ სხვადასხვა ელემენტების რენტგენის სპექტრში შესაბამისი ხაზების სიხშირეები (ტალღის სიგრძე) პროპორციული უნდა იყოს Z 2-ის, კვადრატის. ელემენტის ატომური ნომერი.
1913-1914 წლებში გ.მოსელიმ სხვადასხვა ელემენტის ატომების დამახასიათებელი რენტგენის გამოსხივების შესწავლისას მიიღო ბორის ჰიპოთეზის ბრწყინვალე დადასტურება. ამგვარად, მოსელის ნაშრომმა დაადასტურა ვან დენ ბრუკის ვარაუდი, რომ ელემენტის ატომური რიცხვი იდენტურია მისი ბირთვის მუხტისა; ატომური რიცხვი და არა ატომური მასა არის ელემენტის ქიმიური თვისებების დადგენის ჭეშმარიტი საფუძველი.
პერიოდულობა და ატომური სტრუქტურა.
ბორის კვანტური თეორია ატომის სტრუქტურის შესახებ განვითარდა 1913 წლის შემდეგ ორი ათწლეულის განმავლობაში. ბორის მიერ შემოთავაზებული „კვანტური რიცხვი“ გახდა ელექტრონის ენერგეტიკული მდგომარეობის დასახასიათებლად საჭირო ოთხი კვანტური რიცხვიდან ერთ-ერთი. 1925 წელს ვ. პაულიმ ჩამოაყალიბა თავისი ცნობილი „აკრძალვის პრინციპი“ (პაულის პრინციპი), რომლის მიხედვითაც ატომში არ შეიძლება იყოს ორი ელექტრონი, რომელშიც ყველა კვანტური რიცხვი ერთნაირი იქნებოდა. როდესაც ეს პრინციპი იქნა გამოყენებული ატომების ელექტრონულ კონფიგურაციებზე, პერიოდულმა ცხრილმა შეიძინა ფიზიკური საფუძველი. ვინაიდან ატომური რიცხვი Z, ე.ი. თუ ატომის ბირთვის დადებითი მუხტი იზრდება, მაშინ ელექტრონების რაოდენობაც უნდა გაიზარდოს ატომის ელექტრონეიტრალურობის შესანარჩუნებლად. ეს ელექტრონები განსაზღვრავენ ატომის ქიმიურ „ქცევას“. პაულის პრინციპის მიხედვით, კვანტური რიცხვის სიდიდის მატებასთან ერთად, ელექტრონები ავსებენ ელექტრონულ ფენებს (გარსებს) ბირთვთან ყველაზე ახლოს მდებარე ფენებიდან. დასრულებული ფენა, რომელიც ივსება ყველა ელექტრონით პაულის პრინციპით, ყველაზე სტაბილურია. ამიტომ, კეთილშობილური აირები, როგორიცაა ჰელიუმი და არგონი, რომლებსაც აქვთ სრულად დასრულებული ელექტრონული სტრუქტურები, მდგრადია ნებისმიერი ქიმიური შეტევის მიმართ.
ელექტრონული კონფიგურაციები.
ქვემოთ მოცემულ ცხრილში მოცემულია ელექტრონების შესაძლო რაოდენობა სხვადასხვა ენერგეტიკული მდგომარეობისთვის. ძირითადი კვანტური რიცხვი ნ= 1, 2, 3,... ახასიათებს ელექტრონების ენერგეტიკულ დონეს (1 დონე მდებარეობს ბირთვთან უფრო ახლოს). ორბიტალური კვანტური რიცხვი ლ = 0, 1, 2,..., ნ– 1 ახასიათებს ორბიტალური კუთხის იმპულსს. ორბიტალური კვანტური რიცხვი ყოველთვის ნაკლებია მთავარ კვანტურ რიცხვზე და მისი მაქსიმალური მნიშვნელობა უდრის მთავარ კვანტურ რიცხვს მინუს 1. თითოეული მნიშვნელობა ლშეესაბამება გარკვეული ტიპის ორბიტალს - ს, გვ, დ, ვ... (ეს აღნიშვნა მომდინარეობს მე -18 საუკუნის სპექტროსკოპიული ნომენკლატურიდან, როდესაც დაკვირვებული სპექტრული ხაზების სხვადასხვა სერიას ეწოდებოდა სარფა, გვდამრიგებელი, დდიფუზური და ვფუნდამენტური).
| ცხრილი 3. ელექტრონების რაოდენობა ატომის სხვადასხვა ენერგეტიკულ მდგომარეობებში | |||
| ძირითადი კვანტური რიცხვი | ორბიტალური კვანტური რიცხვი | ელექტრონების რაოდენობა გარსზე | ენერგეტიკული მდგომარეობის აღნიშვნა (ორბიტალური ტიპი) |
| 1 | 0 | 2 | 1ს |
| 2 | 0 | 2 | 2ს |
| 1 | 6 | 2გვ | |
| 3 | 0 | 2 | 3ს |
| 1 | 6 | 3გვ | |
| 2 | 10 | 3დ | |
| 4 | 0 | 2 | 4ს |
| 1 | 6 | 4გვ | |
| 2 | 10 | 4დ | |
| 3 | 14 | 4ვ | |
| 5 | 0 | 2 | 5ს |
| 1 | 6 | 5გვ | |
| 2 | 10 | 5დ | |
| 5 | 14 | 5ვ | |
| 4 | 18 | 5გ | |
| 6 | 0 | 2 | 6ს |
| 1 | 6 | 6გვ | |
| 2 | 10 | 6დ | |
| ... | ... | ... | ... |
| 7 | 0 | 2 | 7ს |
მოკლე და გრძელი პერიოდები.
ყველაზე დაბალი სრულად დასრულებული ელექტრონული გარსი (ორბიტალი) აღინიშნება 1 სდა რეალიზდება ჰელიუმში. შემდეგი დონეები - 2 სდა 2 გვ- შეესაბამება მე-2 პერიოდის ელემენტების ატომების გარსების აგებულებას და, სრული აგებულებით, ნეონისთვის შეიცავს სულ 8 ელექტრონს. ძირითადი კვანტური რიცხვის მნიშვნელობების მატებასთან ერთად, უმცირესი ორბიტალური რიცხვის ენერგეტიკული მდგომარეობა უფრო დიდი ძირითადისთვის შეიძლება იყოს უფრო დაბალი, ვიდრე უმაღლესი ორბიტალური კვანტური რიცხვის ენერგეტიკული მდგომარეობა, რომელიც შეესაბამება უფრო მცირე ძირითადს. ასე რომ, ენერგეტიკული მდგომარეობა 3 დ 4-ზე მაღალი ს, ასე რომ, მე-3 პერიოდის ელემენტები აგებულია 3 ს- და 3 გვ-ორბიტალები, დამთავრებული კეთილშობილი გაზის არგონის სტაბილური სტრუქტურის ფორმირებით. შემდეგი მოდის თანმიმდევრული შენობა 4 ს-, 3დ- და 4 გვ-ორბიტალები მე-4 პერიოდის ელემენტებისთვის, კრიპტონისთვის 18 ელექტრონის გარე სტაბილური ელექტრონული გარსის დასრულებამდე. ეს იწვევს პირველი ხანგრძლივი პერიოდის გამოჩენას. ანალოგიურად, შენობა 5 ს-, 4დ- და 5 გვ-მე-5 (ანუ მეორე გრძელი) პერიოდის ელემენტების ატომების ორბიტალები, დამთავრებული ქსენონის ელექტრონული სტრუქტურით.
ლანთანიდები და აქტინიდები.
თანმიმდევრული შევსება ელექტრონებით 6 ს-, 4ვ-, 5დ- და 6 გვ-მე-6 (ანუ მესამე გრძელი) პერიოდის ელემენტების ორბიტალები იწვევს ახალი 32 ელექტრონის გამოჩენას, რომლებიც ქმნიან ამ პერიოდის ბოლო ელემენტის - რადონის სტრუქტურას. 57-ე ელემენტიდან, ლანთანუმიდან დაწყებული, 14 ელემენტი თანმიმდევრულად არის განლაგებული, რომლებიც ნაკლებად განსხვავდება ქიმიური თვისებებით. ისინი ქმნიან ლანთანიდების, ანუ იშვიათი დედამიწის ელემენტების სერიას, რომელშიც 4 ვ- გარსი, რომელიც შეიცავს 14 ელექტრონს.
აქტინიდების სერია, რომელიც მდებარეობს აქტინიუმის უკან (ატომური ნომერი 89), ხასიათდება 5-ის აგებით. ვ- ჭურვები; იგი ასევე შეიცავს 14 ელემენტს, რომლებიც ძალიან ჰგავს ქიმიურ თვისებებს. ელემენტი ატომური ნომრით 104 (რუტერფორდიუმი), რომელიც მიჰყვება აქტინიდებს, უკვე განსხვავდება ქიმიური თვისებებით: ეს არის ჰაფნიუმის ანალოგი. რუტერფორდიუმის შემდეგ ელემენტების შემდეგი სახელები მიღებულია: 105 - დუბნიუმი (Db), 106 - ზღვის ბორგიუმი (Sg), 107 - ბორიუმი (Bh), 108 - ჰასიუმი (Hs), 109 - მეიტნერიუმი (Mt).
პერიოდული ცხრილის გამოყენება.
პერიოდული ცხრილის ცოდნა ქიმიკოსს საშუალებას აძლევს გარკვეული სიზუსტით იწინასწარმეტყველოს რომელიმე ელემენტის თვისებები, სანამ დაიწყებს მასზე მუშაობას. მაგალითად, მეტალურგები პერიოდულ ცხრილს სასარგებლოდ თვლიან ახალი შენადნობების შესაქმნელად, რადგან პერიოდული ცხრილის გამოყენებით, შენადნობის ერთ-ერთი ლითონი შეიძლება შეიცვალოს ცხრილში მის მეზობლებს შორის შემცვლელის არჩევით, რათა გარკვეული ალბათობის ხარისხით, არ იქნება მნიშვნელოვანი ცვლილება მათგან წარმოქმნილ თვისებებში.შენადნობი.
1. მიუთითეთ ელემენტის სახელი, მისი აღნიშვნა. განსაზღვრეთ ელემენტის სერიული ნომერი, პერიოდის ნომერი, ჯგუფი, ქვეჯგუფი. მიუთითეთ სისტემის პარამეტრების ფიზიკური მნიშვნელობა - სერიული ნომერი, პერიოდის ნომერი, ჯგუფის ნომერი. დაასაბუთეთ პოზიცია ქვეჯგუფში.
2. მიუთითეთ ელემენტის ატომში ელექტრონების, პროტონების და ნეიტრონების რაოდენობა, ბირთვული მუხტი, მასის რიცხვი.
3. შეადგინეთ ელემენტის სრული ელექტრონული ფორმულა, განსაზღვრეთ ელექტრონული ოჯახი, მიაკუთვნეთ მარტივი ნივთიერება ლითონების ან არამეტალების კლასს.
4. გრაფიკულად დახაზეთ ელემენტის ელექტრონული სტრუქტურა (ან ბოლო ორი დონე).
5. გრაფიკულად გამოსახეთ ყველა შესაძლო ვალენტური მდგომარეობა.
6. მიუთითეთ ვალენტური ელექტრონების რაოდენობა და ტიპი.
7. ჩამოთვალეთ ყველა შესაძლო ვალენტობა და ჟანგვის მდგომარეობა.
8. დაწერეთ ოქსიდების და ჰიდროქსიდების ფორმულები ყველა ვალენტური მდგომარეობისთვის. მიუთითეთ მათი ქიმიური ბუნება (პასუხი დაადასტურეთ შესაბამისი რეაქციების განტოლებებით).
9. მიეცით წყალბადის ნაერთის ფორმულა.
10. დაასახელეთ ამ ელემენტის ფარგლები
გამოსავალი.სკანდიუმი შეესაბამება ელემენტს ატომური ნომრით 21 PSE-ში.
1. ელემენტი IV პერიოდშია. პერიოდის რიცხვი ნიშნავს ამ ელემენტის ატომში ენერგიის დონეების რაოდენობას, მას აქვს 4. სკანდიუმი მდებარეობს მე-3 ჯგუფში - მე-3 ელექტრონის გარე დონეზე; გვერდით ჯგუფში. მაშასადამე, მისი ვალენტური ელექტრონები არიან 4s და 3d ქვედონეებში. სერიული ნომერი რიცხობრივად ემთხვევა ატომის ბირთვის მუხტს.
2. სკანდიუმის ატომის ბირთვის მუხტია +21.
პროტონებისა და ელექტრონების რაოდენობა თითოეული 21-ია.
ნეიტრონების რაოდენობა A–Z = 45 – 21 = 24.
ატომის მთლიანი შემადგენლობა: ( 
).
3. სკანდიუმის სრული ელექტრონული ფორმულა:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 .
ელექტრონების ოჯახი: d-ელემენტი, როგორც შევსების პროცესში
d-ორბიტალები. ატომის ელექტრონული სტრუქტურა მთავრდება s-ელექტრონებით, ამიტომ სკანდიუმი ავლენს მეტალის თვისებებს; მარტივი ნივთიერება - ლითონი.
4. ელექტრონული გრაფიკული კონფიგურაცია ასე გამოიყურება:
5. შესაძლო ვალენტური მდგომარეობები დაუწყვილებელი ელექტრონების რაოდენობის გამო:
- ძირითად მდგომარეობაში:
- სკანდიუმში აღგზნებულ მდგომარეობაში, ელექტრონი 4s ორბიტალიდან გადავა თავისუფალ 4p ორბიტალზე, ერთი დაუწყვილებელი d-ელექტრონი ზრდის სკანდიუმის ვალენტურ შესაძლებლობებს.
Sc-ს აქვს სამი ვალენტური ელექტრონი აღგზნებულ მდგომარეობაში.
6. შესაძლო ვალენტობები ამ შემთხვევაში განისაზღვრება დაუწყვილებელი ელექტრონების რაოდენობით: 1, 2, 3 (ან I, II, III). შესაძლო დაჟანგვის მდგომარეობები (ასახავს გადაადგილებული ელექტრონების რაოდენობას) +1, +2, +3 (რადგან სკანდიუმი მეტალია).
7. ყველაზე დამახასიათებელი და სტაბილური ვალენტობა III, ჟანგვის მდგომარეობა +3. d მდგომარეობაში მხოლოდ ერთი ელექტრონის არსებობა პასუხისმგებელია 3d 1 4s 2 კონფიგურაციის დაბალ სტაბილურობაზე.
სკანდიუმი და მისი ანალოგები, სხვა d-ელემენტებისგან განსხვავებით, აჩვენებენ მუდმივ ჟანგვის მდგომარეობას +3, ეს არის უმაღლესი ჟანგვის მდგომარეობა და შეესაბამება ჯგუფის რიცხვს.
8. ოქსიდების ფორმულები და მათი ქიმიური ბუნება:
უმაღლესი ოქსიდის ფორმა - (ამფოტერული);
ჰიდროქსიდის ფორმულები: – ამფოტერული.
რეაქციის განტოლებები, რომლებიც ადასტურებენ ოქსიდების და ჰიდროქსიდების ამფოტერულ ბუნებას:
(ლითიუმის სკანდატი),
(სკანდიუმის ქლორიდი),
(კალიუმის ჰექსაჰიდროქსკანდიატი (III) ),
(სკანდიუმის სულფატი).
9. წყალბადთან ნაერთებს არ წარმოქმნის, ვინაიდან გვერდით ქვეჯგუფშია და არის d-ელემენტი.
10. სკანდიუმის ნაერთები გამოიყენება ნახევარგამტარულ ტექნოლოგიაში.
მაგალითი 2ორი ელემენტიდან, მანგანუმს თუ ბრომს, რომელს აქვს უფრო გამოხატული მეტალის თვისებები?
გამოსავალი.ეს ელემენტები მეოთხე პერიოდშია. ჩვენ ვწერთ მათ ელექტრონულ ფორმულებს:
მანგანუმი არის d-ელემენტი, ანუ გვერდითი ქვეჯგუფის ელემენტი, ხოლო ბრომი არის
ამავე ჯგუფის მთავარი ქვეჯგუფის p-ელემენტი. გარე ელექტრონულ დონეზე მანგანუმის ატომს აქვს მხოლოდ ორი ელექტრონი, ხოლო ბრომის ატომს აქვს შვიდი. მანგანუმის ატომის რადიუსი ნაკლებია ბრომის ატომის რადიუსზე იგივე რაოდენობის ელექტრონული გარსით.
საერთო ნიმუში ყველა ჯგუფისთვის, რომელიც შეიცავს p- და d- ელემენტებს, არის მეტალის თვისებების უპირატესობა d- ელემენტებში.
ამრიგად, მანგანუმის მეტალის თვისებები უფრო გამოხატულია, ვიდრე ბრომის.
შეისწავლა ელემენტების თვისებები ზედიზედ განლაგებული მათი ატომური მასების აღმავალი თანმიმდევრობით, დიდი რუსი მეცნიერი დ.ი. მენდელეევმა 1869 წელს გამოიტანა პერიოდულობის კანონი:
ელემენტების თვისებები და, შესაბამისად, მათ მიერ წარმოქმნილი მარტივი და რთული სხეულების თვისებები პერიოდულ დამოკიდებულებაშია ელემენტების ატომური წონის სიდიდეზე.
მენდელეევის პერიოდული კანონის თანამედროვე ფორმულირება:
ქიმიური ელემენტების თვისებები, ისევე როგორც ელემენტების ნაერთების ფორმები და თვისებები, პერიოდულ დამოკიდებულებაშია მათი ბირთვების მუხტზე.
ბირთვში პროტონების რაოდენობა განსაზღვრავს ბირთვის დადებითი მუხტის მნიშვნელობას და, შესაბამისად, ელემენტის სერიულ ნომერს Z პერიოდულ სისტემაში. პროტონებისა და ნეიტრონების საერთო რაოდენობას უწოდებენ მასის ნომერი A,ის დაახლოებით უდრის ბირთვის მასას. ასე რომ, ნეიტრონების რაოდენობა (N)ბირთვში შეგიძლიათ იხილოთ ფორმულით:
N = A -ზ.
ელექტრონული კონფიგურაცია- ატომ-ქიმიური ელემენტის სხვადასხვა ელექტრონულ გარსებში ელექტრონების განლაგების ფორმულა
ან მოლეკულები.
17. კვანტური რიცხვები და ატომებში ენერგიის დონეებისა და ორბიტალების შევსების რიგი. კლეჩკოვსკის წესები
ელექტრონების განაწილების წესრიგს ატომის გარსში ენერგეტიკულ დონეზე და ქვედონეებზე მის ელექტრონულ კონფიგურაციას უწოდებენ. ატომში თითოეული ელექტრონის მდგომარეობა განისაზღვრება ოთხი კვანტური რიცხვით:
1. ძირითადი კვანტური რიცხვი nყველაზე მეტად ახასიათებს ელექტრონის ენერგიას ატომში. n = 1, 2, 3….. ელექტრონს აქვს ყველაზე დაბალი ენერგია n = 1-ზე, მაშინ როცა ის ყველაზე ახლოს არის ატომის ბირთვთან.
2. ორბიტალური (გვერდითი, აზიმუთალური) კვანტური რიცხვი lგანსაზღვრავს ელექტრონული ღრუბლის ფორმას და მცირე რაოდენობით მის ენერგიას. n ძირითადი კვანტური რიცხვის თითოეული მნიშვნელობისთვის ორბიტალურ კვანტურ რიცხვს შეუძლია მიიღოს ნული და მთელი რიცხვი მნიშვნელობები: l = 0…(n-1)
ელექტრონის მდგომარეობებს, რომლებსაც ახასიათებს l-ის განსხვავებული მნიშვნელობები, ჩვეულებრივ უწოდებენ ელექტრონის ენერგეტიკულ ქვედონეებს ატომში. თითოეული ქვედონე მითითებულია გარკვეული ასოებით, იგი შეესაბამება ელექტრონული ღრუბლის გარკვეულ ფორმას (ორბიტალი).
3. მაგნიტური კვანტური რიცხვი m lგანსაზღვრავს ელექტრონული ღრუბლის შესაძლო ორიენტაციას სივრცეში. ასეთი ორიენტაციების რაოდენობა განისაზღვრება იმ მნიშვნელობებით, რომლებიც შეიძლება მიიღოს მაგნიტურ კვანტურ რიცხვს:
m l = -l, …0,…+l
ასეთი მნიშვნელობების რაოდენობა კონკრეტული ლ-სთვის: 2ლ+1
შესაბამისად: s-ელექტრონებისთვის: 2·0 +1=1 (სფერული ორბიტალი შეიძლება იყოს ორიენტირებული მხოლოდ ერთი გზით);
4. დატრიალებული კვანტური რიცხვი m s oასახავს ელექტრონის შინაგანი იმპულსის არსებობას.
სპინის კვანტურ რიცხვს შეიძლება ჰქონდეს მხოლოდ ორი მნიშვნელობა: m s = +1/2 ან –1/2
ელექტრონების განაწილება მრავალელექტრონულ ატომებშიხდება სამი პრინციპის მიხედვით:
პაულის პრინციპი
ატომს არ შეიძლება ჰქონდეს ელექტრონები, რომლებსაც ოთხივე კვანტური რიცხვის ერთნაირი ნაკრები აქვთ.
2. ჰუნდის წესი(ტრამვაის წესი)
ატომის ყველაზე სტაბილურ მდგომარეობაში ელექტრონები განლაგებულია ელექტრონული ქვედონეზე ისე, რომ მათი ჯამური სპინი მაქსიმალურია. გაჩერებასთან მიახლოებულ ცარიელ ტრამვაის ორმაგი ადგილების შევსების პროცედურის მსგავსად - ჯერ ადამიანები, რომლებიც ერთმანეთს არ იცნობენ, სხედან ორ სავარძელზე (და ელექტრონები ორბიტალებზე) სათითაოდ და მხოლოდ მაშინ, როცა ცარიელი ორმაგი ადგილები ამოიწურება. ორი.
მინიმალური ენერგიის პრინციპი (ვ.მ. კლეჩკოვსკის წესები, 1954)
1) ატომის ბირთვის მუხტის მატებასთან ერთად, ელექტრონული ორბიტალების თანმიმდევრული შევსება ხდება ორბიტალებიდან ძირითადი და ორბიტალური მეხუთე რიცხვების ჯამის უფრო მცირე მნიშვნელობით (n + l) ორბიტალებამდე უფრო დიდი მნიშვნელობით. ეს თანხა.
2) ჯამის იგივე მნიშვნელობებისთვის (n + l), ორბიტალების შევსება ხდება თანმიმდევრულად ძირითადი კვანტური რიცხვის მნიშვნელობის გაზრდის მიმართულებით.
18. ქიმიური ბმების მოდელირების მეთოდები: ვალენტური ბმების მეთოდი და მოლეკულური ორბიტალების მეთოდი.
ვალენტური კავშირის მეთოდი
უმარტივესი არის ვალენტური ბმების მეთოდი (BC), რომელიც 1916 წელს შემოგვთავაზა ამერიკელმა ფიზიკოსმა ლუისმა.
ვალენტური ობლიგაციების მეთოდი განიხილავს ქიმიურ კავშირს ორი ატომის ბირთვების მიზიდვის შედეგად ერთი ან მეტი ელექტრონული წყვილისთვის მათთვის საერთო. ასეთ ორ ელექტრონულ და ორცენტრიან კავშირს, რომელიც ლოკალიზებულია ორ ატომს შორის, ეწოდება კოვალენტური.
პრინციპში, შესაძლებელია კოვალენტური ბმის ფორმირების ორი მექანიზმი:
1. ორი ატომის ელექტრონების დაწყვილება მათი სპინების საპირისპირო ორიენტაციის პირობებში;
2. დონორი-მიმღები ურთიერთქმედება, რომლის დროსაც ერთ-ერთი ატომის (დონორის) მზა ელექტრონული წყვილი ხდება საერთო სხვა ატომის (მიმღების) ენერგიულად ხელსაყრელი თავისუფალი ორბიტალის არსებობისას.
IV - VII - დიდი პერიოდები, იმიტომ შედგება ელემენტების ორი მწკრივისაგან (ლუწი და კენტი).
დიდი პერიოდების თანაბარ მწკრივებში არის ტიპიური ლითონები. კენტი სერია იწყება მეტალთან, შემდეგ მეტალის თვისებები სუსტდება და არალითონური თვისებები იზრდება, პერიოდი მთავრდება ინერტული გაზით.
ჯგუფიარის ვერტიკალური მწკრივი ქიმ. ელემენტები შერწყმული ქიმ. თვისებები.
ჯგუფი
ძირითადი ქვეჯგუფის მეორადი ქვეჯგუფი
ძირითადი ქვეჯგუფი მოიცავს მეორად ქვეჯგუფს მოიცავს
მხოლოდ დიდი პერიოდის მცირე და დიდი ელემენტების ელემენტები.
პერიოდები.
H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Cu, Ag, Au
პატარა დიდი დიდი
იმავე ჯგუფში გაერთიანებული ელემენტებისთვის დამახასიათებელია შემდეგი ნიმუშები:
1. ელემენტების ყველაზე მაღალი ვალენტობა ჟანგბადთან ნაერთებში(რამდენიმე გამონაკლისის გარდა) შეესაბამება ჯგუფის ნომერს.
მეორადი ქვეჯგუფების ელემენტებმა შეიძლება ასევე აჩვენონ სხვა უფრო მაღალი ვალენტობა. მაგალითად, Cu - გვერდითი ქვეჯგუფის I ჯგუფის ელემენტი - ქმნის ოქსიდს Cu 2 O. თუმცა, ყველაზე გავრცელებულია ორვალენტიანი სპილენძის ნაერთები.
2. ძირითად ქვეჯგუფებში(ზემოდან ქვემოთ) ატომური მასების მატებასთან ერთად იზრდება ელემენტების მეტალის თვისებები და სუსტდება არალითონური.
ატომის სტრუქტურა.
დიდი ხნის განმავლობაში მეცნიერებაში დომინირებდა მოსაზრება, რომ ატომები განუყოფელია, ე.ი. არ შეიცავს უფრო მარტივ კომპონენტებს.
თუმცა მე-19 საუკუნის ბოლოს დადგინდა მთელი რიგი ფაქტები, რომლებიც მოწმობდნენ ატომების კომპლექსურ შემადგენლობასა და მათი ურთიერთ გარდაქმნების შესაძლებლობაზე.
ატომები არის რთული წარმონაქმნები, რომლებიც აგებულია მცირე სტრუქტურული ერთეულებისგან.
|
|
ē - ელექტრონი - ბირთვის გარეთ
ქიმიისთვის დიდ ინტერესს იწვევს ატომის ელექტრონული გარსის სტრუქტურა. ქვეშ ელექტრონული გარსიგააცნობიეროს ატომში არსებული ყველა ელექტრონის მთლიანობა. ატომში ელექტრონების რაოდენობა უდრის პროტონების რაოდენობას, ე.ი. ელემენტის ატომური ნომერი, რადგან ატომი ელექტრული ნეიტრალურია.
ელექტრონის ყველაზე მნიშვნელოვანი მახასიათებელია ატომთან მისი კავშირის ენერგია. მსგავსი ენერგეტიკული მნიშვნელობების მქონე ელექტრონები ქმნიან ერთს ელექტრონული ფენა.
თითოეული ქიმ. პერიოდული ცხრილის ელემენტი დანომრილია.
რიცხვი, რომელსაც თითოეული ელემენტი იღებს, ეწოდება სერიული ნომერი.
სერიული ნომრის ფიზიკური მნიშვნელობა:
1. რა არის ელემენტის რიგითი ნომერი, ასეთია ატომის ბირთვის მუხტი.
2. ამდენივე ელექტრონები ბრუნავს ბირთვის გარშემო.
Z = p + Z - ელემენტის ნომერი
n 0 \u003d A - ზ
n 0 \u003d A - p + A - ელემენტის ატომური მასა
n 0 \u003d A - ē
მაგალითად ლი.
პერიოდის ნომრის ფიზიკური მნიშვნელობა.
რა პერიოდშია ელემენტი, რამდენი ელექტრონული გარსი (ფენა) ექნება მას.
| |
+2 არა | |
| |
ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობის განსაზღვრა ერთ ელექტრონულ გარსში.
დ.ი მენდელეევის პერიოდული კანონი.
ქიმიური ელემენტების თვისებები და, შესაბამისად, მათ მიერ წარმოქმნილი მარტივი და რთული სხეულების თვისებები პერიოდულ დამოკიდებულებაშია ატომური წონის სიდიდეზე.
პერიოდული კანონის ფიზიკური მნიშვნელობა.
პერიოდული კანონის ფიზიკური მნიშვნელობა მდგომარეობს ელემენტების თვისებების პერიოდულ ცვლილებაში, ატომების e-th გარსების პერიოდულად გამეორების შედეგად, n-ის თანმიმდევრული ზრდით.
დ.ი.მენდელეევის PZ-ის თანამედროვე ფორმულირება.
ქიმიური ელემენტების თვისება, ისევე როგორც მათ მიერ წარმოქმნილი მარტივი ან რთული ნივთიერებების თვისება, პერიოდულ დამოკიდებულებაშია მათი ატომების ბირთვების მუხტის სიდიდეზე.
ელემენტების პერიოდული სისტემა.
პერიოდული სისტემა - ქიმიური ელემენტების კლასიფიკაციის სისტემა, შექმნილი პერიოდული კანონის საფუძველზე. პერიოდული სისტემა - აყალიბებს კავშირებს ქიმიურ ელემენტებს შორის, რაც ასახავს მათ მსგავსებებსა და განსხვავებებს.
ელემენტების პერიოდული ცხრილი (არსებობს ორი ტიპის: მოკლე და გრძელი).
ელემენტების პერიოდული სისტემა არის ელემენტების პერიოდული ცხრილის გრაფიკული გამოსახულება, შედგება 7 პერიოდისა და 8 ჯგუფისგან.
კითხვა 10
ელემენტების ატომების ელექტრონული გარსების პერიოდული სისტემა და სტრუქტურა.
მოგვიანებით გაირკვა, რომ არა მხოლოდ ელემენტის სერიულ ნომერს აქვს ღრმა ფიზიკური მნიშვნელობა, არამედ ადრე განხილულმა სხვა ცნებებმაც თანდათან შეიძინეს ფიზიკური მნიშვნელობა. მაგალითად, ჯგუფის ნომერი, რომელიც მიუთითებს ელემენტის უმაღლეს ვალენტობაზე, ამით ავლენს კონკრეტული ელემენტის ატომის ელექტრონების მაქსიმალურ რაოდენობას, რომელსაც შეუძლია მონაწილეობა მიიღოს ქიმიური ბმის ფორმირებაში.
პერიოდის რიცხვი, თავის მხრივ, დაკავშირებული იყო მოცემული პერიოდის ელემენტის ატომის ელექტრონულ გარსში არსებული ენერგიის დონეების რაოდენობასთან.
ასე, მაგალითად, კალის Sn-ის „კოორდინატები“ (სერიული ნომერი 50, პერიოდი 5, IV ჯგუფის მთავარი ქვეჯგუფი) ნიშნავს, რომ კალის ატომში არის 50 ელექტრონი, ისინი განაწილებულია 5 ენერგეტიკულ დონეზე, მხოლოდ 4 ელექტრონი არის ვალენტური. .
ძალზე მნიშვნელოვანია სხვადასხვა კატეგორიის ქვეჯგუფებში ელემენტების პოვნის ფიზიკური მნიშვნელობა. გამოდის, რომ I კატეგორიის ქვეჯგუფებში მდებარე ელემენტებისთვის შემდეგი (ბოლო) ელექტრონი მდებარეობს s-ქვედონეგარე დონე. ეს ელემენტები მიეკუთვნება ელექტრონულ ოჯახს. II კატეგორიის ქვეჯგუფებში მდებარე ელემენტების ატომებისთვის, შემდეგი ელექტრონი მდებარეობს p-ქვედონეგარე დონე. ეს არის "p" ელექტრონული ოჯახის ელემენტები. ამრიგად, კალის ატომების შემდეგი 50-ე ელექტრონი მდებარეობს გარე, ანუ მე-5 ენერგეტიკული დონის p-ქვედონეზე.
III კატეგორიის ქვეჯგუფების ელემენტების ატომებისთვის შემდეგი ელექტრონი მდებარეობს d-ქვედონე, მაგრამ უკვე გარე დონემდე, ეს არის ელექტრონული ოჯახის "დ" ელემენტები. ლანთანიდის და აქტინიდის ატომებისთვის შემდეგი ელექტრონი მდებარეობს f-ქვედონეზე, გარე დონის წინ. ეს არის ელექტრონული ოჯახის ელემენტები "ვ".
ამიტომ, შემთხვევითი არ არის, რომ ზემოთ აღნიშნული 4 კატეგორიის ქვეჯგუფების რიცხვი, ანუ 2-6-10-14, ემთხვევა ელექტრონების მაქსიმალურ რაოდენობას s-p-d-f ქვედონეებში.
მაგრამ გამოდის, რომ შესაძლებელია ელექტრონული გარსის შევსების რიგის პრობლემის გადაჭრა და ნებისმიერი ელემენტის ატომის ელექტრონული ფორმულის გამომუშავება და პერიოდული სისტემის საფუძველზე, რომელიც ნათლად მიუთითებს ყოველი თანმიმდევრული დონის და ქვედონეზე. ელექტრონი. პერიოდული სისტემა ასევე მიუთითებს ელემენტების ერთმანეთის მიყოლებით პერიოდებად, ჯგუფებად, ქვეჯგუფებად და მათი ელექტრონების განაწილებაზე დონეებისა და ქვედონეების მიხედვით, რადგან თითოეულ ელემენტს აქვს თავისი, რაც ახასიათებს მის ბოლო ელექტრონს. მაგალითად, გავაანალიზოთ ცირკონიუმის (Zr) ელემენტის ატომის ელექტრონული ფორმულის შედგენა. პერიოდული სისტემა იძლევა ამ ელემენტის მაჩვენებლებს და „კოორდინატებს“: სერიული ნომერი 40, პერიოდი 5, ჯგუფი IV, გვერდითი ქვეჯგუფი. პირველი დასკვნები: ა) 40-ვე ელექტრონი, ბ) ეს 40 ელექტრონი განაწილებულია ხუთ ენერგეტიკულ დონეზე; 40 ელექტრონიდან მხოლოდ 4 არის ვალენტური, დ) შემდეგი მე-40 ელექტრონი შევიდა d-ქვედონეზე ადრე გარე, ანუ მეოთხე ენერგეტიკული დონემდე. მსგავსი დასკვნები შეიძლება გაკეთდეს ცირკონიუმის წინა 39 ელემენტიდან თითოეულზე, მხოლოდ ინდიკატორები და კოორდინატები. იყავი განსხვავებული ყოველ ჯერზე.
