H2+ ნაწილაკების წარმოქმნის პროცესი შეიძლება წარმოდგენილი იყოს შემდეგნაირად:

H + H+ H2+.

ამრიგად, ერთი ელექტრონი მდებარეობს შემაკავშირებელ მოლეკულურ s-ორბიტალზე.

ბმის სიმრავლე უდრის შემაკავშირებელ და გაფხვიერ ორბიტალებში ელექტრონების რაოდენობის ნახევრად სხვაობას. აქედან გამომდინარე, ბმის სიმრავლე H2+ ნაწილაკში უდრის (1 – 0):2 = 0,5. VS მეთოდი, MO მეთოდისგან განსხვავებით, არ ხსნის ერთი ელექტრონის მიერ ბმის წარმოქმნის შესაძლებლობას.

წყალბადის მოლეკულას აქვს შემდეგი ელექტრონული კონფიგურაცია:

H2 მოლეკულას აქვს ორი შემაკავშირებელი ელექტრონი, რაც ნიშნავს, რომ ბმა მოლეკულაში არის ერთჯერადი.

მოლეკულურ იონს H2- აქვს ელექტრონული კონფიგურაცია:

H2- [(s 1s)2(s *1s)1].

ბმის სიმრავლე H2--ში არის (2 - 1): 2 = 0,5.

ახლა განვიხილოთ მეორე პერიოდის ჰომობირთვული მოლეკულები და იონები.

Li2 მოლეკულის ელექტრონული კონფიგურაცია შემდეგია:

2Li(K2s)Li2.

Li2 მოლეკულა შეიცავს ორ შემაკავშირებელ ელექტრონს, რომელიც შეესაბამება ერთ კავშირს.

Be2 მოლეკულის ფორმირების პროცესი შეიძლება წარმოდგენილი იყოს შემდეგნაირად:

2 Be(K2s2) Be2.

Be2 მოლეკულაში შემაკავშირებელ და გაფხვიერელ ელექტრონების რაოდენობა იგივეა, და ვინაიდან ერთი გამხსნელი ელექტრონი ანადგურებს ერთი შემაკავშირებელ ელექტრონის მოქმედებას, Be2 მოლეკულა ძირითად მდგომარეობაში არ მოიძებნა.

აზოტის მოლეკულაში 10 ვალენტური ელექტრონი მდებარეობს ორბიტალებში. N2 მოლეკულის ელექტრონული სტრუქტურა:

ვინაიდან N2 მოლეკულაში არის რვა შემაკავშირებელი და ორი გამხსნელი ელექტრონი, ამ მოლეკულას აქვს სამმაგი ბმა. აზოტის მოლეკულა დიამაგნიტურია, რადგან ის არ შეიცავს დაუწყვილებელ ელექტრონებს.

O2 მოლეკულის ორბიტალებზე ნაწილდება 12 ვალენტური ელექტრონი, შესაბამისად, ამ მოლეკულას აქვს კონფიგურაცია:

ბრინჯი. 9.2. O2 მოლეკულაში მოლეკულური ორბიტალების ფორმირების სქემა (ნაჩვენებია ჟანგბადის ატომების მხოლოდ 2p ელექტრონი)

O2-ის მოლეკულაში, ჰუნდის წესის შესაბამისად, ორი ელექტრონი პარალელური სპინებით მოთავსებულია სათითაოდ ერთნაირი ენერგიის მქონე ორ ორბიტალში (სურ. 9.2). VS მეთოდის მიხედვით, ჟანგბადის მოლეკულას არ გააჩნია დაუწყვილებელი ელექტრონები და უნდა ჰქონდეს დიამაგნიტური თვისებები, რაც არ შეესაბამება ექსპერიმენტულ მონაცემებს. მოლეკულური ორბიტალური მეთოდი ადასტურებს ჟანგბადის პარამაგნიტურ თვისებებს, რაც განპირობებულია ჟანგბადის მოლეკულაში ორი დაუწყვილებელი ელექტრონის არსებობით. ჟანგბადის მოლეკულაში ბმების სიმრავლე არის (8–4): 2 = 2.

განვიხილოთ O2+ და O2- იონების ელექტრონული სტრუქტურა. O2+ იონში მის ორბიტალებში მოთავსებულია 11 ელექტრონი, შესაბამისად, იონის კონფიგურაცია ასეთია:

ბმის სიმრავლე O2+ იონში არის (8–3):2 = 2,5. O2- იონში მის ორბიტალებში 13 ელექტრონია განაწილებული. ამ იონს აქვს შემდეგი სტრუქტურა:

O2-.

ობლიგაციების სიმრავლე O2- იონში არის (8 - 5): 2 = 1,5. O2- და O2+ იონები პარამაგნიტურია, რადგან ისინი შეიცავს დაუწყვილებელ ელექტრონებს.

F2 მოლეკულის ელექტრონულ კონფიგურაციას აქვს ფორმა:

ბმის სიმრავლე F2 მოლეკულაში არის 1, ვინაიდან ჭარბია ორი შემაკავშირებელი ელექტრონი. ვინაიდან მოლეკულაში არ არის დაუწყვილებელი ელექტრონები, ის დიამაგნიტურია.

N2, O2, F2 სერიებში ენერგიები და ბმის სიგრძე მოლეკულებში არის:

შემაკავშირებელ ელექტრონების ჭარბი მატება იწვევს შებოჭვის ენერგიის ზრდას (ბმის სიძლიერე). N2-დან F2-ზე გადასვლისას ბმის სიგრძე იზრდება, რაც დაკავშირებულია ბმის შესუსტებასთან.

O2-, O2, O2+ სერიებში ბმის სიმრავლე იზრდება, ბმის ენერგიაც იზრდება და ბმის სიგრძე მცირდება.

მოლეკულის შემადგენლობა. ანუ რა ატომებით წარმოიქმნება მოლეკულა, რა რაოდენობით, რა ობლიგაციებით არის დაკავშირებული ეს ატომები. ეს ყველაფერი განსაზღვრავს მოლეკულის თვისებას და, შესაბამისად, ნივთიერების თვისებას, რომელსაც ეს მოლეკულები ქმნიან.

მაგალითად, წყლის თვისებები: გამჭვირვალობა, სითხე, ჟანგის გამოწვევის უნარი, სწორედ წყალბადის ორი ატომისა და ერთი ჟანგბადის ატომის არსებობით არის განპირობებული.

ამიტომ, სანამ მოლეკულების (ანუ ნივთიერებების თვისებების) თვისებების შესწავლაზე გადავიდეთ, აუცილებელია გავითვალისწინოთ „სამშენებლო ბლოკები“, რომლითაც წარმოიქმნება ეს მოლეკულები. გაიგეთ ატომის სტრუქტურა.

როგორ არის მოწყობილი ატომი?

ატომები არის ნაწილაკები, რომლებიც ერთმანეთთან შერწყმისას წარმოქმნიან მოლეკულებს.

თავად ატომი შედგება დადებითად დამუხტული ბირთვი (+)და უარყოფითად დამუხტული ელექტრონული გარსი (-). ზოგადად, ატომი ელექტრულად ნეიტრალურია. ანუ ბირთვის მუხტი აბსოლუტური მნიშვნელობით უდრის ელექტრონული გარსის მუხტს.

ბირთვი იქმნება შემდეგი ნაწილაკებით:

• პროტონები. ერთი პროტონი ატარებს +1 მუხტს. მისი მასა არის 1 ამუ (ატომური მასის ერთეული). ეს ნაწილაკები აუცილებლად არის ბირთვში.

• ნეიტრონები. ნეიტრონს არ აქვს მუხტი (დამუხტვა = 0). მისი მასა არის 1 ამუ. ნეიტრონები შეიძლება არ იყოს ბირთვში. ის არ არის ატომის ბირთვის აუცილებელი კომპონენტი.

ამრიგად, პროტონები პასუხისმგებელნი არიან ბირთვის მთლიან მუხტზე. ვინაიდან ერთ ნეიტრონს აქვს მუხტი +1, ბირთვის მუხტი პროტონების რაოდენობის ტოლია.

ელექტრონული გარსი, როგორც სახელი გულისხმობს, წარმოიქმნება ნაწილაკებით, რომლებსაც ელექტრონები ეწოდება. თუ ატომის ბირთვს შევადარებთ პლანეტას, მაშინ ელექტრონები მისი თანამგზავრებია. ბირთვის ირგვლივ ბრუნავდნენ (ამჟამად წარმოვიდგინოთ, რომ ორბიტებში, მაგრამ სინამდვილეში ორბიტებში), ისინი ქმნიან ელექტრონულ გარსს.

• ელექტრონიარის ძალიან პატარა ნაწილაკი. მისი მასა იმდენად მცირეა, რომ მიღებულია როგორც 0. მაგრამ ელექტრონის მუხტი არის -1. ანუ, მოდული პროტონის მუხტის ტოლია, განსხვავდება ნიშნით. ვინაიდან ერთი ელექტრონი ატარებს მუხტს -1, ელექტრონული გარსის მთლიანი მუხტი უდრის მასში არსებული ელექტრონების რაოდენობას.

ერთი მნიშვნელოვანი შედეგი, რადგან ატომი არის ნაწილაკი, რომელსაც არ აქვს მუხტი (ბირთვის მუხტი და ელექტრონული გარსის მუხტი ტოლია აბსოლუტური მნიშვნელობით, მაგრამ საპირისპირო ნიშნით), ანუ ელექტრულად ნეიტრალური, შესაბამისად, ატომში ელექტრონების რაოდენობა პროტონების რაოდენობის ტოლია.

რით განსხვავდება ერთმანეთისგან განსხვავებული ქიმიური ელემენტების ატომები?

სხვადასხვა ქიმიური ელემენტების ატომები ერთმანეთისგან განსხვავდებიან ბირთვის მუხტით (ანუ პროტონების რაოდენობით და, შესაბამისად, ელექტრონების რაოდენობით).

როგორ გავარკვიოთ ელემენტის ატომის ბირთვის მუხტი? ბრწყინვალე შინაურმა ქიმიკოსმა დ.ი. მენდელეევმა, რომელმაც აღმოაჩინა პერიოდული კანონი და შეიმუშავა მისი სახელობის ცხრილი, მოგვცა ამის გაკეთების შესაძლებლობა. მისი აღმოჩენა ბევრად უსწრებდა მრუდს. როდესაც ჯერ კიდევ არ იყო ცნობილი ატომის სტრუქტურის შესახებ, მენდელეევმა დაალაგა ელემენტები ცხრილში ბირთვული მუხტის გაზრდის მიზნით.

ანუ პერიოდულ სისტემაში ელემენტის სერიული ნომერი არის მოცემული ელემენტის ატომის ბირთვის მუხტი. მაგალითად, ჟანგბადს აქვს სერიული ნომერი 8, შესაბამისად, ჟანგბადის ატომის ბირთვის მუხტი არის +8. შესაბამისად, პროტონების რაოდენობაა 8, ხოლო ელექტრონების რაოდენობა 8.

ეს არის ელექტრონები ელექტრონულ გარსში, რომლებიც განსაზღვრავენ ატომის ქიმიურ თვისებებს, მაგრამ ამაზე მოგვიანებით.

ახლა მოდით ვისაუბროთ მასაზე.

ერთი პროტონი არის მასის ერთი ერთეული, ერთი ნეიტრონი ასევე არის მასის ერთი ერთეული. ამრიგად, ბირთვში ნეიტრონების და პროტონების ჯამი ეწოდება მასობრივი რიცხვი. (ელექტრონები მასაზე არანაირად არ მოქმედებს, ვინაიდან მის მასას უგულებელვყოფთ და ნულის ტოლად მიგვაჩნია).

ატომური მასის ერთეული (a.m.u.) არის სპეციალური ფიზიკური რაოდენობა ნაწილაკების მცირე მასების აღსანიშნავად, რომლებიც ქმნიან ატომებს.

სამივე ეს ატომი არის ერთი ქიმიური ელემენტის - წყალბადის ატომები. რადგან მათ აქვთ იგივე ბირთვული მუხტი.

რით განსხვავდებიან ისინი? ამ ატომებს აქვთ სხვადასხვა მასობრივი რიცხვი (ნეიტრონების განსხვავებული რაოდენობის გამო). პირველ ატომს აქვს მასური რიცხვი 1, მეორეს აქვს 2, ხოლო მესამეს აქვს 3.

ერთი და იგივე ელემენტის ატომები, რომლებიც განსხვავდებიან ნეიტრონების რაოდენობით (და, შესაბამისად, მასის რიცხვით) ე.წ. იზოტოპები.

წარმოდგენილ წყალბადის იზოტოპებს საკუთარი სახელებიც კი აქვთ:

• პირველ იზოტოპს (მასის ნომერი 1) ეწოდება პროტიუმი.
• მეორე იზოტოპს (მასური ნომერი 2) ეწოდება დეიტერიუმი.
• მესამე იზოტოპს (მასური რიცხვით 3) ეწოდება ტრიტიუმი.

ახლა შემდეგი გონივრული კითხვაა: რატომ თუ ბირთვში ნეიტრონების და პროტონების რაოდენობა არის მთელი რიცხვი, მათი მასა არის 1 ამუ, მაშინ პერიოდულ სისტემაში ატომის მასა არის წილადი რიცხვი. გოგირდისთვის, მაგალითად: 32.066.

პასუხი: ელემენტს აქვს რამდენიმე იზოტოპი, ისინი განსხვავდებიან ერთმანეთისგან მასობრივი რიცხვებით. მაშასადამე, პერიოდულ სისტემაში ატომური მასა არის ელემენტის ყველა იზოტოპის ატომური მასების საშუალო მნიშვნელობა, ბუნებაში მათი არსებობის გათვალისწინებით. პერიოდულ სისტემაში მოცემულ მასას ე.წ ფარდობითი ატომური მასა.

ქიმიური გამოთვლებისთვის გამოიყენება სწორედ ასეთი "საშუალო ატომის" ინდიკატორები. ატომური მასა მრგვალდება უახლოეს მთელ რიცხვამდე.

ელექტრონული გარსის სტრუქტურა.

ატომის ქიმიური თვისებები განისაზღვრება მისი ელექტრონული გარსის სტრუქტურით. ელექტრონები ბირთვის ირგვლივ არ არის განლაგებული. ელექტრონები ლოკალიზებულია ელექტრონის ორბიტალებში.

ელექტრონული ორბიტალი- სივრცე ატომის ბირთვის გარშემო, სადაც ელექტრონის პოვნის ალბათობა უდიდესია.

ელექტრონს აქვს ერთი კვანტური პარამეტრი, რომელსაც სპინი ეწოდება. თუ კლასიკურ განმარტებას ავიღებთ კვანტური მექანიკიდან, მაშინ დატრიალებაარის ნაწილაკების შინაგანი კუთხოვანი იმპულსი. გამარტივებული ფორმით, ეს შეიძლება იყოს წარმოდგენილი, როგორც ნაწილაკების ბრუნვის მიმართულება მისი ღერძის გარშემო.

ელექტრონი არის ნაწილაკი ნახევრად მთელი რიცხვის სპინით, ელექტრონს შეიძლება ჰქონდეს +½ ან -½ სპინი. პირობითად, ეს შეიძლება წარმოდგენილი იყოს როგორც საათის ისრის მიმართულებით და საათის ისრის საწინააღმდეგოდ.

ერთ ელექტრონის ორბიტალში შეიძლება იყოს არაუმეტეს ორი ელექტრონი საპირისპირო სპინით.

ელექტრონული საცხოვრებლის ზოგადად მიღებული აღნიშვნა არის უჯრედი ან ტირე. ელექტრონი მითითებულია ისრით: ზემოთ ისარი არის ელექტრონი დადებითი სპინით +½, ქვემოთ ისარი ↓ არის ელექტრონი უარყოფითი სპინით -½.

ელექტრონს, რომელიც მარტოა ორბიტალში, ეწოდება დაუწყვილებელი. ორ ელექტრონს ერთსა და იმავე ორბიტალში ეწოდება დაწყვილებული.

ელექტრონული ორბიტალები ფორმის მიხედვით იყოფა ოთხ ტიპად: s, p, d, f. ერთი და იგივე ფორმის ორბიტალები ქმნიან ქვედონეს. ორბიტალების რაოდენობა ქვედონეზე განისაზღვრება სივრცეში შესაძლო მდებარეობების რაოდენობით.

1. s ორბიტალი.

s ორბიტალი სფერულია:

სივრცეში s-ორბიტალი შეიძლება განთავსდეს მხოლოდ ერთი გზით:

ამრიგად, s-ქვედონე იქმნება მხოლოდ ერთი s-ორბიტალით.

1. p-ორბიტალი.

p ორბიტალს ჰანტელის ფორმა აქვს:

სივრცეში, p-ორბიტალი შეიძლება განთავსდეს მხოლოდ სამი გზით:

ამიტომ, p-ქვედონე იქმნება სამი p-ორბიტალით.

1. d-ორბიტალი.

d-ორბიტალს აქვს რთული ფორმა:

სივრცეში d-ორბიტალი შეიძლება განთავსდეს ხუთი განსხვავებული გზით. ამრიგად, d-ქვედონე იქმნება ხუთი d-ორბიტალით.

1. f-ორბიტალი

f-ორბიტალს კიდევ უფრო რთული ფორმა აქვს. სივრცეში f-ორბიტალი შეიძლება განთავსდეს შვიდი სხვადასხვა გზით. აქედან გამომდინარე, f-ქვედონე იქმნება შვიდი f-ორბიტალით.

ატომის ელექტრონული გარსი ჰგავს ფენოვან ცომს. მას ასევე აქვს ფენები. სხვადასხვა ფენებზე განლაგებულ ელექტრონებს აქვთ სხვადასხვა ენერგია: ბირთვთან უფრო ახლოს ფენებზე - ნაკლები, ბირთვიდან შორს - მეტი. ამ ფენებს ენერგეტიკულ დონეებს უწოდებენ.

ელექტრონული ორბიტალების შევსება.

პირველ ენერგეტიკულ დონეს აქვს მხოლოდ s-ქვედონე:

მეორე ენერგეტიკულ დონეზე არის s-ქვედონე და გამოჩნდება p-ქვედონე:

მესამე ენერგეტიკულ დონეზე არის s-ქვედონე, p-ქვედონე და ჩნდება d-ქვედონე:

მეოთხე ენერგეტიკულ დონეზე, პრინციპში, ემატება f-ქვედონე. მაგრამ სასკოლო კურსში, f-ორბიტალები არ არის შევსებული, ამიტომ ჩვენ არ შეგვიძლია გამოვსახოთ f-ქვედონე:

ელემენტის ატომში ენერგიის დონეების რაოდენობა არის პერიოდის ნომერი. ელექტრონული ორბიტალების შევსებისას უნდა დაიცვან შემდეგი პრინციპები:

1. თითოეული ელექტრონი ცდილობს დაიკავოს ის პოზიცია ატომში, სადაც მისი ენერგია მინიმალური იქნება. ანუ ჯერ პირველი ენერგეტიკული დონე ივსება, მერე მეორე და ა.შ.

ელექტრონული გარსის სტრუქტურის აღსაწერად ასევე გამოიყენება ელექტრონული ფორმულა. ელექტრონული ფორმულა არის მოკლე ერთხაზიანი ჩანაწერი ელექტრონების განაწილების ქვედონეების მიხედვით.

1. ქვედონეზე, თითოეული ელექტრონი ჯერ ავსებს ვაკანტურ ორბიტალს. და თითოეულს აქვს სპინი +½ (ზემო ისარი).

და მხოლოდ მას შემდეგ, რაც თითოეულ ქვედონეზე ორბიტალში არის ერთი ელექტრონი, შემდეგი ელექტრონი ხდება დაწყვილებული - ანუ ის იკავებს ორბიტალს, რომელსაც უკვე აქვს ელექტრონი:

1. d-ქვედონე ივსება სპეციალური გზით.

ფაქტია, რომ d-ქვედონის ენერგია უფრო მაღალია, ვიდრე NEXT ენერგეტიკული ფენის s-ქვედონის ენერგია. და როგორც ვიცით, ელექტრონი ცდილობს დაიკავოს ის პოზიცია ატომში, სადაც მისი ენერგია მინიმალური იქნება.

ამიტომ 3p ქვედონეის შევსების შემდეგ ჯერ ივსება 4s ქვედონე, რის შემდეგაც ივსება 3d ქვედონე.

და მხოლოდ მას შემდეგ, რაც 3D ქვედონე მთლიანად შეივსება, 4p ქვედონე ივსება.

იგივეა მე-4 ენერგეტიკულ დონეზე. 4p ქვედონის შევსების შემდეგ, შემდეგ ივსება 5s ქვედონე, რასაც მოჰყვება 4d ქვედონე. და ამის შემდეგ მხოლოდ 5p.

1. და არის კიდევ ერთი პუნქტი, ერთი წესი d-ქვედონის შევსებასთან დაკავშირებით.

შემდეგ არის ფენომენი ე.წ წარუმატებლობა. წარუმატებლობის შემთხვევაში, ერთი ელექტრონი შემდეგი ენერგეტიკული დონის s-ქვედონიდან ფაქტიურად ეცემა d-ელექტრონს.

ატომის დასაბუთებული და აღგზნებული მდგომარეობები.

ატომებს, რომელთა ელექტრონული კონფიგურაციები ახლა ჩვენ შევქმენით, ეწოდება ატომები ძირითადი მდგომარეობა. ანუ ეს არის ნორმალური, ბუნებრივი, თუ გნებავთ მდგომარეობა.

როდესაც ატომი იღებს ენერგიას გარედან, შეიძლება მოხდეს აგზნება.

აგზნებაარის დაწყვილებული ელექტრონის გადასვლა ცარიელ ორბიტალზე, გარე ენერგიის დონეზე.

მაგალითად, ნახშირბადის ატომისთვის:

აგზნება დამახასიათებელია მრავალი ატომისთვის. ეს უნდა გვახსოვდეს, რადგან აგზნება განსაზღვრავს ატომების ერთმანეთთან დაკავშირების უნარს. მთავარია გვახსოვდეს, რა პირობებში შეიძლება მოხდეს აგზნება: დაწყვილებული ელექტრონი და ცარიელი ორბიტალი გარე ენერგიის დონეზე.

არის ატომები, რომლებსაც აქვთ რამდენიმე აღგზნებული მდგომარეობა:

იონის ელექტრონული კონფიგურაცია.

იონები არის ნაწილაკები, რომლებშიც ატომები და მოლეკულები გადაიქცევიან ელექტრონების მოპოვებით ან დაკარგვით. ამ ნაწილაკებს აქვთ მუხტი, რადგან მათ ან "არ არის საკმარისი" ელექტრონები, ან მათი ჭარბი. დადებითად დამუხტული იონები ეწოდება კათიონები, უარყოფითი - ანიონები.

ქლორის ატომი (არ აქვს მუხტი) იძენს ელექტრონს. ელექტრონს აქვს მუხტი 1- (ერთი მინუს), შესაბამისად, იქმნება ნაწილაკი, რომელსაც აქვს ზედმეტი უარყოფითი მუხტი. ქლორის ანიონი:

Cl 0 + 1e → Cl –

ლითიუმის ატომი (ასევე მუხტის გარეშე) კარგავს ელექტრონს. ელექტრონს აქვს მუხტი 1+ (ერთი პლუსი), წარმოიქმნება ნაწილაკი, უარყოფითი მუხტის ნაკლებობით, ანუ მისი მუხტი დადებითია. ლითიუმის კატიონი:

Li 0 – 1e → Li +

იონებად გადაქცევით, ატომები იძენენ ისეთ კონფიგურაციას, რომ გარე ენერგიის დონე ხდება "ლამაზი", ანუ მთლიანად ივსება. ეს კონფიგურაცია თერმოდინამიკურად ყველაზე სტაბილურია, ამიტომ არსებობს ატომების იონებად გადაქცევის მიზეზი.

და ამიტომ, VIII-A ჯგუფის ელემენტების ატომები (მთავარი ქვეჯგუფის მერვე ჯგუფი), როგორც შემდეგ აბზაცშია ნათქვამი, არის კეთილშობილი აირები, რომლებიც ქიმიურად არააქტიურია. მათ აქვთ შემდეგი სტრუქტურა მიწისქვეშა მდგომარეობაში: გარე ენერგიის დონე მთლიანად შევსებულია. სხვა ატომები, როგორც ეს იყო, მიდრეკილნი არიან შეიძინონ ამ ყველაზე კეთილშობილური გაზების კონფიგურაცია და, შესაბამისად, იონებად იქცევიან და ქმნიან ქიმიურ კავშირებს.

მრავალელექტრონული ატომებისა და იონების სტრუქტურა

ატომში ელექტრონი არსებობს ფორმით ელექტრონული ღრუბელიანუ ბირთვული სივრცის გარკვეული რეგიონი, რომელიც მოიცავს ელექტრონის მუხტისა და მასის დაახლოებით 90%-ს. სივრცის ამ რეგიონს ე.წ ორბიტალური. ატომში თითოეული ელექტრონის მდგომარეობის სრულად დასახასიათებლად, აუცილებელია მისთვის ოთხი კვანტური რიცხვის მნიშვნელობების მითითება: უფროსი ნ , ორბიტალური ლ , მაგნიტური მ ლ და ტრიალებს ქალბატონი .

ძირითადი კვანტური რიცხვიახასიათებს ელექტრონის ძირითად ენერგეტიკულ რეზერვს და ელექტრონული ღრუბლის ზომას. მას შეუძლია მიიღოს მხოლოდ დადებითი მთელი რიცხვები 1-დან ¥-მდე. რაც უფრო დიდია ღირებულება ნ, რაც უფრო დიდია ელექტრონული ღრუბლის ზომა. ელექტრონული მდგომარეობების კოლექცია, რომლებსაც აქვთ იგივე მნიშვნელობა ნ, ეწოდება ელექტრონული ფენაან ენერგიის დონე. შემდეგი ასო აღნიშვნები მიღებულია ენერგიის დონეებისთვის

ზე ნ= 1 ელექტრონის ენერგიას აქვს მინიმალური მნიშვნელობა ე 1 = -13,6 ევ. ელექტრონის ამ მდგომარეობას ე.წ მთავარიან ნორმალური. შტატები წლიდან ნ= 2, 3, 4… ეწოდება აღელვებული. მათ შესაბამისი ენერგიები უკავშირდება ე 1 გამოხატულება

როდესაც ელექტრონი გადადის ერთი ენერგეტიკული დონიდან მეორეზე, ელექტრომაგნიტური ენერგიის D კვანტი შეიწოვება ან გამოიყოფა. ე

სადაც თანარის სინათლის სიჩქარე ( თან= 3×10 8 მ/წმ); ერთად/ l \u003d n - გამოსხივების სიხშირე, s -1.

ორბიტალური( წინააღმდეგ შემთხვევაში მხარესან აზიმუტი) კვანტური რიცხვი განსაზღვრავს ელექტრონის იმპულსის მომენტს და ახასიათებს ელექტრონული ღრუბლის ფორმას. შეუძლია მიიღოს ყველა მთელი რიცხვი 0-დან (( ნ- ერთი). თითოეული ღირებულება ლშეესაბამება ელექტრონული ღრუბლის საკუთარ ფორმას: ზე ლ= 0 - სფერული; ლ= 1 - ჰანტელი; ლ= 2 - ორი ჰანტელი, რომლებიც იკვეთება სწორი კუთხით.

იგივე ენერგეტიკული დონის ელექტრონები, რომლებსაც აქვთ იგივე მნიშვნელობები ლ, ფორმა ენერგიის ქვედონეები, რომლებსაც აქვთ შემდეგი ასოების აღნიშვნები

ენერგეტიკული ღირებულებები თითოეული დონის ქვედონეებში გარკვეულწილად განსხვავებულია. ქვედონეების რაოდენობა, რომლებშიც იყოფა ენერგიის დონე, უდრის დონის რიცხვს, ანუ მნიშვნელობას ნ.

ელექტრონის მდგომარეობა, რომელიც შეესაბამება გარკვეულ მნიშვნელობებს ნდა ლ, იწერება როგორც ციფრული მნიშვნელობის კომბინაცია ნდა წერილი ლ(მაგალითად, როდის ნ= 3 და ლ= 1 ჩაწერეთ 3 გვ).

მაგნიტური კვანტური რიცხვიახასიათებს ელექტრონული ღრუბლის სივრცით ორიენტაციას, იღებს ყველა მთელ რიცხვს - ლადრე + ლ, ჯამში თითოეულ ქვედონეზე (2 ლ+ 1) მნიშვნელობები. მიღებული მნიშვნელობების რაოდენობა მ ლ, მიუთითებს მოცემული ტიპის ელექტრონული ღრუბლის შესაძლო პოზიციების რაოდენობას სივრცეში, ანუ ორბიტალების რაოდენობას ქვედონეზე. დიახ, ნებისმიერი სქვედონე შედგება ერთი ორბიტალისაგან, გვ- ქვედონე - 3-დან, დ- ქვედონე - 5-დან და ვ- ქვედონე - 7-დან. ერთი დონის ყველა ორბიტალს აქვს იგივე ენერგია და ეწოდება დეგენერატი.

ელექტრონის მდგომარეობა ატომში, რომელიც ხასიათდება კვანტური რიცხვების მნიშვნელობებით n,lდა მ ლ, ეწოდება ატომური ორბიტალი(AO).

კვანტური რიცხვის დატრიალებაახასიათებს ელექტრონის შინაგანი მექანიკური მომენტი, რომელიც დაკავშირებულია მის ბრუნვასთან მისი ღერძის გარშემო. მას შეუძლია მიიღოს მხოლოდ ორი მნიშვნელობა ქალბატონი= +1/2 და ქალბატონი = – 1/2.

ატომში ელექტრონების AO-ზე განაწილებისას რამდენიმე პრინციპი და წესი დაცულია. Მიხედვით მინიმალური ენერგიის პრინციპიატომში ელექტრონები მიდრეკილნი არიან დაიკავონ უპირველეს ყოვლისა ის AO, რომლებიც შეესაბამება ელექტრონის ენერგიის ყველაზე დაბალ მნიშვნელობას. ამ პრინციპის განხორციელება ხორციელდება საფუძველზე კლეჩკოვსკი წესებს:

ელემენტის ატომური რიცხვის ზრდით, ელექტრონები მოთავსებულია AO-ზე თანმიმდევრულად ჯამის სახით ( n+l); ამ ჯამის იგივე მნიშვნელობებისთვის, რიცხვის უფრო მცირე მნიშვნელობის მქონე ორბიტალი ადრე ივსება ნ .

კლეჩკოვსკის წესის მიხედვით, ენერგიის დონეების შევსება ძირითადად შეესაბამება შემდეგ სერიებს: 1 ს, 2ს, 2გვ, 3ს, 3გვ, 4ს, 3დ, 4გვ, 5ს, 4დ, 5გვ, 6ს, 4ვ, 5დ, 6გვ, 7ს, 5ვ, 6დ, 7გვდა ა.შ.

იმავე დონის დეგენერირებული ორბიტალები ივსება ელექტრონებით შესაბამისად ჰუნდის (ჰუნდის) წესი:

ენერგიის ქვედონეზე ელექტრონები ისეა მოწყობილი, რომ მათი ჯამური სპინი მაქსიმალური იყოს.

ეს ნიშნავს, რომ თავდაპირველად ელექტრონები ერთდროულად ავსებენ ქვედონის ყველა თავისუფალ ორბიტალს, აქვთ იდენტური მიმართული სპინები და მხოლოდ ამის შემდეგ ეს AO ივსება მეორე (დაწყვილებული) ელექტრონებით. Შესაბამისად პაულის პრინციპიერთი AO შეიძლება შეიცავდეს არაუმეტეს ორ ელექტრონს, რომლებიც განსხვავდება ერთმანეთისგან მნიშვნელობით ქალბატონი. ამდენად, მაქსიმალური ელექტრონული სიმძლავრე ნებისმიერი ს-ქვედონე უდრის ორს, გვ- ქვედონე - ექვსი, დ- ქვედონე - 10 ე, ა ვ- ქვედონე - 14 ე.

AO-ს საერთო რაოდენობა ენერგეტიკულ დონეზე განისაზღვრება ფორმულით

ნ AO = ნ 2 (6)

ელექტრონების მთლიანი რაოდენობა დონეზე შეიძლება გამოითვალოს განტოლებიდან

ნ ე = 2ნ 2 (7)

როდესაც ერთი ან მეტი ელექტრონი ამოღებულია ატომიდან, ის იქცევა დადებითად დამუხტულ იონად. კატიონი, რომლის მუხტი უდრის ამოღებული ელექტრონების რაოდენობას. ატომზე ერთი ან მეტი ელექტრონის მიმაგრება იწვევს უარყოფითი იონის წარმოქმნას - ანიონი, რომლის უარყოფითი მუხტი უდრის მიღებული ელექტრონების რაოდენობას.

როდესაც კატიონი იქმნება, უპირველეს ყოვლისა, ატომი ტოვებს გარე ენერგიის დონის ელექტრონებს, რადგან ამ შემთხვევაში ელექტრონის გამოყოფის ენერგიის ხარჯები მინიმალური იქნება. როდესაც ანიონი იქმნება, ელექტრონები მოთავსებულია დონეებზე მინიმალური ენერგიის პრინციპის შესაბამისად.

ვალენტობაელექტრონები, რომლებიც განლაგებულია გარე ენერგეტიკულ დონეზე და მეორე ცალკეული ქვედონეები (ლანთანიდების და აქტინიდების - მესამე) ელექტრონული ფენის ბოლოდან, რომლებიც სრულად არ არის ჩამოყალიბებული, ანუ ქვედონეზე ელექტრონების რაოდენობა არ არის მიაღწია ზღვრულ მნიშვნელობას.

ელემენტები, რომელთა ატომები შევსებულია ს-ორბიტალები ეკუთვნის ოჯახს ს-ელემენტები; რომელშიც ივსება გვქვედონე, ეკუთვნის ოჯახს გვ- ელემენტები და ა.შ.

მაგალითი 1 E 2- იონის ვალენტური ელექტრონების კვანტური რიცხვებია

ელექტრონის ნომერი ნ ლ მ ლ მ ს

დაადგინეთ ელემენტის რიგითი რიცხვი და დაასახელეთ.

გადაწყვეტილება

იონის E 2-ის ვალენტური ელექტრონული ფორმულა: ... 3 ს 2 3გვერთი . ორი დამატებითი ელექტრონის ამოღების შემდეგ, ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია მიიღებს E ფორმას: ... 3 სერთი . დაამატეთ დაკარგული ელექტრონები E:1 ს 2 2ს 2 2გვ 6 3სერთი . ელექტრონების საერთო რაოდენობა (2 + 2 + 6 + 1) \u003d 11, რაც ნიშნავს, რომ ეს არის ელემენტის ნომერი 11 - ნატრიუმი Na.

მაგალითი 2ჩაწერეთ ელემენტის სრული ელექტრონული ფორმულა სერიული ნომრით 27. მონიშნეთ მისი ვალენტური ელექტრონები და მიუთითეთ მათთვის ყველა კვანტური რიცხვის მნიშვნელობები. რა ელექტრონების ოჯახს ეკუთვნის ეს ატომი? ჩაწერეთ მოცემული ატომის ვალენტური ქვედონეების ელექტრონული ფორმულა ორი ვალენტური ელექტრონის ამოღების შემდეგ.

გადაწყვეტილება

ელემენტი ნომრით 27 - Cobalt Co. ჩვენ ვადგენთ მის ელექტრონულ ფორმულას

27 Co: 1 ს 2 2ს 2 2გვ 6 3ს 2 3გვ 6 4ს 2 3დ 7

ვალენტური ელექტრონები არის 4 ელექტრონი სდა 3 დქვედონეები. კვანტური რიცხვის მნიშვნელობები ცხრა ვალენტური ელექტრონიდან თითოეულისთვის არის

ელექტრონის ნომერი ნ ლ მ ლ მ ს

ვინაიდან ქვედონე ივსება დ, მაშინ კობალტი ეკუთვნის ოჯახს დ- ელემენტები.

კობალტის ატომიდან ორი ელექტრონის გამოყოფისას წარმოიქმნება Co 2+ იონი. ვალენტური ელექტრონების ელექტრონული ფორმულა Co 2+: ... 4 დ 7 5ს 0 .

მაგალითი 3ჩამოწერეთ სილიციუმის ატომის ელექტრონული ფორმულები ნორმალურ და აღგზნებულ მდგომარეობებში.

გადაწყვეტილება

სილიციუმის ატომის ელექტრონული ფორმულა შეიცავს 14 ელექტრონს. ნორმალურ მდგომარეობაში Si 14:1 ს 2 2ს 2 2გვ 6 3ს 2 3გვ 2. როდესაც აღფრთოვანებულია, ერთ-ერთი დაწყვილებული ელექტრონი 3 ს-ორბიტალები გადავა მე-3 ქვედონეზე გვდა ელექტრონული ფორმულა მიიღებს ფორმას

Si + ე® Si *: 1 ს 2 2ს 2 2გვ 6 3ს 1 3გვ 3 .

სილიციუმის ატომის შემდგომი აგზნება შეუძლებელია, რადგან ატომის ყველა ვალენტური ელექტრონი დაუწყვილებელია.

Დავალებები

1. რომლის ელემენტის ატომს ძირითადი მდგომარეობაში აქვს ელექტრონული კონფიგურაცია 1 ს 2 2ს 2 2გვ 6 3ს 2? განსაზღვრეთ ენერგიის დონეებისა და ქვედონეების ჯამური რაოდენობა, რომლებსაც ელექტრონები უკავია მოცემულ ატომში.

2. ჰუნდის წესით გაანაწილეთ ელექტრონები ატომების ყველაზე დაბალი ენერგეტიკული მდგომარეობის შესაბამისი ორბიტალებში: მანგანუმი, აზოტი, სილიციუმი.

3. რამდენი უფასო ვ-ორბიტალები შეიცავს ელემენტების ატომებს სერიული ნომრებით 59, 60, 90, 93? ჰუნდის წესის გამოყენებით, გაანაწილეთ ელექტრონები ორბიტალებს შორის ამ ელემენტების ატომებისთვის.

4. დაწერეთ ჯერ კიდევ აღმოუჩენელი No110 და No113 ელემენტების ელექტრონული ფორმულები და მიუთითეთ რა ადგილს დაიკავებენ ისინი პერიოდულ სისტემაში.

5. ელემენტის ატომს აქვს ელექტრონული ფორმულა 1 ს 2 2ს 2 2რ 6 3ს 2 3რ 6. დაწერეთ მისთვის იონის E - და პირობითი იონის E 7+ ელექტრონული ფორმულები.

6. დაწერეთ ელემენტების ატომების ელექტრონული ფორმულები სერიული ნომრებით 21 და 23. რამდენი თავისუფალია დ-ორბიტალები ამ ელემენტების ატომებში? მიუთითეთ ელემენტების ვალენტური ელექტრონები.

7. ჩამოწერეთ ატომებისა და იონების ელექტრონული ფორმულები: Se, Ti 2+, V 3-. მონიშნეთ მათი ვალენტური ელექტრონები.

8. დაწერეთ ატომის ელექტრონული ფორმულა და დაასახელეთ ელემენტი, თუ ვალენტური ელექტრონების კვანტური რიცხვების მნიშვნელობები ტოლია:

9. რომელი პერიოდის ელემენტებისთვის, გარე შრის ელექტრონები ხასიათდება ჯამის მნიშვნელობით ( n+l) = 5? რომელ ელექტრონულ ოჯახებს მიეკუთვნება ეს ელემენტები?

10. ჩამოწერეთ ნაწილაკების ელექტრონული ფორმულები: Br - , Br + , Br 5+ . ჩაწერეთ Br + იონის ვალენტური ელექტრონების კვანტური რიცხვები.

11. დაადგინეთ დაუწყვილებელი ელექტრონების რაოდენობა ირიდიუმის ატომში. მიუთითეთ ამ ატომის ვალენტური ელექტრონების კვანტური რიცხვების მნიშვნელობები.

12. დაწერეთ გოგირდის ატომის ელექტრონული ფორმულა, რამდენი დაუწყვილებელი ელექტრონი აქვს ამ ატომს ნორმალურ და აღგზნებულ მდგომარეობაში? როგორია S 2- და S 4+ ელექტრონული ფორმულები?

13. რამდენი და რა სივრცითი ორიენტაცია დორბიტალები იცი? რა არის ამისთვის კვანტური რიცხვი?

14. ჩამოწერეთ ატომებისა და იონების სრული ელექტრონული ფორმულები: Zn 4-, Kr, Se 2+. მონიშნეთ მათი ვალენტური ელექტრონები.

15. დაადგინეთ ელემენტის რიგითი ნომერი და ჩაწერეთ ატომის სრული ელექტრონული ფორმულა, თუ მასზე ორი ელექტრონის მიმაგრების შემდეგ ვალენტური ქვედონეების კვანტური რიცხვები ასეთია:

16. დაწერეთ ნაწილაკების ელექტრონული ფორმულები: Po, Bi 3+, Mn 2-. დახაზეთ მათი ვალენტურობის ქვედონეების ელექტრონულ-გრაფიკული დიაგრამები.

17. ჩამოწერეთ ტალიუმის და კრიპტონის ატომების ვალენტურობის ქვედონეების სრული ელექტრონული ფორმულა და ელექტრონული გრაფიკული სქემა.

18. განსაზღვრეთ ელექტრონების საერთო რაოდენობა და არა 8 ენერგეტიკული დონე.

19. რამდენი თავისუფალი დ-ორბიტალები არის ტიტანისა და ვანადიუმის ატომებში? ჩაწერეთ ამ ატომებისთვის გარე შრის კვანტური რიცხვების მნიშვნელობები.

20. მაგნიტური კვანტური რიცხვის რამდენი მნიშვნელობაა შესაძლებელი ენერგეტიკული ქვედონის ელექტრონებისთვის, რომელთა ორბიტალური კვანტური რიცხვია: ა) ლ= 3; ბ) ლ = 4?

21. რომელ ელემენტს აქვს ატომში სამი ელექტრონი, რომელთაგან თითოეული ნ= 3 და ლ= 1? რა არის მაგნიტური კვანტური რიცხვის მნიშვნელობები მათთვის? აქვს თუ არა ამ ატომს დაწყვილებული ელექტრონები?

22. შეადგინეთ ელემენტების ელექტრონული ფორმულები სერიული ნომრებით 27 და 60. მიუთითეთ ყველა კვანტური რიცხვის მნიშვნელობები ამ ელემენტების იონების ვალენტური ელექტრონების მუხტით + 1 და - 1.

23. შეიძლება არსებობდეს კონფიგურაციები რ 7 ან დ 12 - ელექტრონები. რატომ? შეადგინეთ ელემენტის ატომის ელექტრონული ფორმულა სერიული ნომრით 22 და მიუთითეთ მისი ვალენტური ელექტრონები.

24. დაწერეთ ელემენტების ატომების ელექტრონული ფორმულები სერიული ნომრებით 15 და 28. რა არის მაქსიმალური სპინი რ-ელექტრონები პირველის ატომებზე და დ-ელექტრონები მეორე ელემენტის ატომებზე.

25. რომლის ელემენტის ატომს აქვს გარე და წინაბოლო ელექტრონული შრის შემდეგი სტრუქტურა 2 s2 2რ 6 3ს 2 3რ

26. რომლის ელემენტის ატომს აქვს გარე და წინაბოლო ელექტრონული შრის შემდეგი სტრუქტურა 3 ს 2 3რ 6 3დ 3 4ს 2? ჩაწერეთ მათთვის ვალენტური ელექტრონების კვანტური რიცხვები ნორმალურ მდგომარეობაში.

27. რომლის ელემენტის ატომს აქვს გარე და წინაბოლო ელექტრონული შრის შემდეგი სტრუქტურა 3 ს 2 3რ 6 3დ 10 4ს 2 4რ 5 ? ჩაწერეთ მათთვის ვალენტური ელექტრონების კვანტური რიცხვები აღგზნებულ მდგომარეობაში.

28. რომლის ელემენტის ატომს აქვს გარე და წინაბოლო ელექტრონული შრის შემდეგი სტრუქტურა 4 ს 2 4რ 6 4დ 7 5სერთი ? აღელვებულ მდგომარეობაში ჩაწერეთ მათთვის სრული ელექტრონული ფორმულები.

29. რომლის ელემენტის ატომს აქვს გარე და წინაბოლო ელექტრონული შრის შემდეგი სტრუქტურა 4 ს 2 4რ 6 4დ 10 5ს 0? აღელვებულ მდგომარეობაში ჩაწერეთ მათთვის სრული ელექტრონული ფორმულები.

30. რამდენი უფასო დ-ორბიტალები არის ნიობიუმის და ცირკონიუმის ატომებში? ჩაწერეთ ამ ატომებისთვის გარე შრის კვანტური რიცხვების მნიშვნელობები.

ატომები შედგება სამი სახის მცირე ნაწილაკებისგან. ატომის ცენტრში არის პროტონებისა და ნეიტრონების მიერ წარმოქმნილი ბირთვი. ბირთვის გარშემო არის ელექტრონები, რომლებიც ქმნიან ელექტრონულ გარსებს. ელექტრონების რაოდენობა ჩვეულებრივ უდრის ბირთვში არსებული პროტონების რაოდენობას. ბირთვში ნეიტრონების რაოდენობა შეიძლება იყოს განსხვავებული: ნულიდან რამდენიმე ათამდე.

პროტონის მასა დაახლოებით ნეიტრონის მასის ტოლია. მათ მასებთან შედარებით, ელექტრონის მასა უმნიშვნელოა. ელექტრონები ეგრეთ წოდებული უარყოფითად დამუხტული ნაწილაკებია, პროტონები დადებითად დამუხტული ნაწილაკები. ნეიტრონები არის დაუმუხტველი ან ელექტრულად ნეიტრალური ნაწილაკები (ჩვენ გავიგებთ რა არის ელექტრული მუხტი და როგორ განისაზღვრება მისი ნიშნები § 8-გ).

ბირთვის ნაწილაკები ერთმანეთთან მყარად არის მიბმული სპეციალური ბირთვული ძალებით. ბირთვისკენ ელექტრონების მიზიდულობა გაცილებით სუსტია, ვიდრე პროტონებისა და ნეიტრონების ურთიერთმიზიდულობა, ამიტომ ელექტრონებს (ბირთვის ნაწილაკებისგან განსხვავებით - პროტონები და ნეიტრონები) შეუძლიათ გამოეყოთ თავიანთი ატომები და გადავიდნენ სხვებზე.

ელექტრონების გადასვლის შედეგად წარმოიქმნება იონები - ატომები ან ატომების ჯგუფები, რომლებშიც ელექტრონების რაოდენობა არ არის პროტონების რაოდენობის ტოლი. თუ იონი შეიცავს უფრო უარყოფითად დამუხტულ ნაწილაკებს, ვიდრე დადებითად დამუხტულებს, მაშინ ასეთ იონს უარყოფითი ეწოდება. წინააღმდეგ შემთხვევაში, იონს პოზიტიური ეწოდება. ფიგურის ზედა ნაწილში ნაჩვენებია ატომის მიერ ელექტრონის დაკარგვა, ანუ დადებითი იონის წარმოქმნა. ფიგურის ქვედა ნაწილში ატომიდან უარყოფითი იონის წარმოქმნა.

იონები ძალიან გავრცელებულია ნივთიერებებში, მაგალითად, ისინი ყველა ლითონშია გამონაკლისის გარეშე. მიზეზი ის არის, რომ ლითონის თითოეული ატომიდან ერთი ან მეტი ელექტრონი გამოყოფილია და მოძრაობს ლითონის შიგნით, წარმოქმნის ე.წ. სწორედ ელექტრონების, ანუ უარყოფითი ნაწილაკების დაკარგვის გამო ხდება ლითონის ატომები დადებით იონებად. ეს ეხება ლითონებს ნებისმიერ მდგომარეობაში - მყარი, თხევადი ან აირისებრი (მაგალითად, ვერცხლისწყლის ორთქლისთვის).

თქვენ უკვე იცით, რომ მყარ მდგომარეობაში ყველა ლითონი არის კრისტალები (იხ. § 7). ყველა ლითონის იონები განლაგებულია მოწესრიგებულად, ქმნიან კრისტალურ გისოსს. თხევად ან აირისებრ მდგომარეობაში მყოფ ლითონებში არ არის იონების მოწესრიგებული განლაგება, მაგრამ ელექტრონული გაზი მაინც არის.

ზოგიერთი იონი შეიძლება წარმოიქმნას რამდენიმე ატომით. მაგალითად, H2SO4 გოგირდმჟავას მოლეკულები წყალხსნარში იშლება დადებით წყალბადის იონებად, რომელთაგან თითოეულს აქვს ერთი ატომი და მჟავას ნარჩენების უარყოფით იონებად, რომელთაგან თითოეულს აქვს ხუთი ატომი (იხ. სურათი).

ნეიტრალური მოლეკულებიდან იონების წარმოქმნა (იონიზაცია) შეიძლება მოხდეს სხვადასხვა მიზეზის გამო. ერთ-ერთი მათგანი, დაშლა, ახლახან განვიხილეთ. კიდევ ერთი მიზეზი არის ტემპერატურის მატება. ამ შემთხვევაში იზრდება როგორც მოლეკულების, ისე ატომების ვიბრაციის დიაპაზონი, რომლებიც მათ ქმნიან. თუ ტემპერატურა აღემატება გარკვეულ მნიშვნელობას, მაშინ მოლეკულა დაიშლება და წარმოიქმნება იონები. იონიზაცია ასევე შეიძლება მოხდეს ხახუნის, ელექტროენერგიის, სინათლის, რადიაციის გავლენის ქვეშ.