პირველი ოთხი პერიოდის ელემენტების ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა: $s-$, $p-$ და $d-$ელემენტები. ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია. ატომების დასაბუთებული და აღგზნებული მდგომარეობები

ატომის კონცეფცია წარმოიშვა ძველი მსოფლიომატერიის ნაწილაკების აღნიშვნისათვის. ბერძნულად ატომი ნიშნავს "განუყოფელს".

ელექტრონები

ირლანდიელი ფიზიკოსი სტოუნი ექსპერიმენტებზე დაყრდნობით მივიდა დასკვნამდე, რომ ელექტროენერგია გადადის პაწაწინა ნაწილაკებიყველა ატომში არსებული ქიმიური ელემენტები. 1891$-ში სტოუნიმ შესთავაზა ამ ნაწილაკების დარქმევა ელექტრონები, რაც ბერძნულად ნიშნავს "ქარვას".

რამდენიმე წლის შემდეგ, რაც ელექტრონმა მიიღო სახელი, ინგლისელი ფიზიკოსიჯოზეფ ტომსონი და ფრანგი ფიზიკოსიჟან პერენმა დაამტკიცა, რომ ელექტრონები ატარებენ უარყოფითი მუხტი. ეს არის ყველაზე პატარა უარყოფითი მუხტი, რომელიც ქიმიაში აღებულია, როგორც $(–1)$ ერთეული. ტომსონმა კი მოახერხა ელექტრონის სიჩქარის (ის უდრის სინათლის სიჩქარეს - $300,000$ კმ/წმ) და ელექტრონის მასის (1836$-ჯერ) სიჩქარის დადგენა. ნაკლები მასაწყალბადის ატომი).

ტომსონმა და პერინმა დენის წყაროს ბოძები დააკავშირეს ორი ლითონის ფირფიტით - კათოდი და ანოდი, შედუღებული მინის მილში, საიდანაც ჰაერი ევაკუირებული იყო. როდესაც ელექტროდის ფირფიტებზე დაახლოებით 10 ათასი ვოლტის ძაბვა იქნა გამოყენებული, მანათობელი გამონადენი აალდა მილში და ნაწილაკები გაფრინდნენ კათოდიდან (უარყოფითი პოლუსი) ანოდისკენ (დადებითი პოლუსი), რომელსაც მეცნიერებმა პირველად უწოდეს. კათოდური სხივებიდა შემდეგ გაირკვა, რომ ეს იყო ელექტრონების ნაკადი. ელექტრონები, რომლებიც ურტყამს სპეციალურ ნივთიერებებს, რომლებიც გამოიყენება, მაგალითად, ტელევიზორის ეკრანზე, იწვევს ბზინვარებას.

გაკეთდა დასკვნა: ელექტრონები გამოდიან იმ მასალის ატომებიდან, საიდანაც მზადდება კათოდი.

თავისუფალი ელექტრონები ან მათი ნაკადი შეიძლება მიღებულ იქნას სხვა გზებით, მაგალითად, ლითონის მავთულის გახურებით ან ლითონებზე სინათლის დაცემით. ელემენტებით ჩამოყალიბებული მთავარი ქვეჯგუფიპერიოდული ცხრილის I ჯგუფი (მაგალითად, ცეზიუმი).

ელექტრონების მდგომარეობა ატომში

ატომში ელექტრონის მდგომარეობა გაგებულია, როგორც ინფორმაციის ერთობლიობა ენერგიასპეციფიკური ელექტრონი შიგნით სივრცერომელშიც ის მდებარეობს. ჩვენ უკვე ვიცით, რომ ატომში ელექტრონს არ აქვს მოძრაობის ტრაექტორია, ე.ი. შეიძლება მხოლოდ საუბარი ალბათობებიმისი პოვნა ბირთვის ირგვლივ სივრცეში. ის შეიძლება განთავსდეს ბირთვის მიმდებარე სივრცის ნებისმიერ ნაწილში და მისი სხვადასხვა პოზიციების მთლიანობა განიხილება, როგორც ელექტრონული ღრუბელი გარკვეული უარყოფითი მუხტის სიმკვრივით. ფიგურალურად, ეს შეიძლება წარმოვიდგინოთ შემდეგნაირად: თუ შესაძლებელი იქნებოდა ელექტრონის პოზიციის გადაღება ატომში წამის მეასედში ან მემილიონედში, როგორც ფოტო დასრულებაში, მაშინ ელექტრონი ასეთ ფოტოებზე იქნება წარმოდგენილი წერტილის სახით. უთვალავი ასეთი ფოტოსურათის გადაფარვისას, ელექტრონული ღრუბლის სურათი მიიღება უმაღლესი სიმკვრივესადაც ყველაზე მეტი ქულაა.

ნახატზე ნაჩვენებია ასეთი ელექტრონის სიმკვრივის „ნაკვეთი“ წყალბადის ატომში, რომელიც გადის ბირთვს და წყვეტილი ხაზი ზღუდავს იმ სფეროს, რომლის ფარგლებშიც ელექტრონის პოვნის ალბათობა $90%$-ია. ბირთვთან ყველაზე ახლოს კონტური ფარავს სივრცის იმ რეგიონს, რომელშიც ელექტრონის პოვნის ალბათობაა $10%$, ბირთვიდან მეორე კონტურის შიგნით ელექტრონის პოვნის ალბათობა არის $20%$, მესამეში - $≈30$. %$ და ​​ა.შ. არსებობს გარკვეული გაურკვევლობა ელექტრონის მდგომარეობაში. ამის დასახასიათებლად განსაკუთრებული მდგომარეობა, გერმანელმა ფიზიკოსმა ვ.ჰაიზენბერგმა შემოიტანა კონცეფცია გაურკვევლობის პრინციპი, ე.ი. აჩვენა, რომ შეუძლებელია ელექტრონის ენერგიისა და მდებარეობის ერთდროულად და ზუსტად განსაზღვრა. რაც უფრო ზუსტად არის განსაზღვრული ელექტრონის ენერგია, მით უფრო გაურკვეველია მისი პოზიცია და პირიქით, პოზიციის დადგენის შემდეგ, შეუძლებელია ელექტრონის ენერგიის დადგენა. ელექტრონის გამოვლენის ალბათობის რეგიონს არ აქვს მკაფიო საზღვრები. თუმცა, შესაძლებელია გამოვყოთ სივრცე, სადაც ელექტრონის პოვნის ალბათობა მაქსიმალურია.

ატომის ბირთვის ირგვლივ სივრცეს, რომელშიც ელექტრონის ყველაზე დიდი ალბათობაა, ორბიტალი ეწოდება.

იგი შეიცავს დაახლოებით $90%$ ელექტრონული ღრუბლის, რაც ნიშნავს, რომ დაახლოებით $90%$ დრო ელექტრონი არის ამ ნაწილში სივრცეში. ფორმის მიხედვით გამოიყოფა $4$ ამჟამად ცნობილი ორბიტალების ტიპები, რომლებიც აღინიშნება ლათინური ასოებით $s, p, d$ და $f$. გრაფიკული გამოსახულებაზოგიერთი ფორმა ელექტრონული ორბიტალებინაჩვენებია ფიგურაში.

ელექტრონის მოძრაობის ყველაზე მნიშვნელოვანი მახასიათებელი გარკვეულ ორბიტაზე არის მისი ბირთვთან კავშირის ენერგია. მსგავსი ენერგეტიკული მნიშვნელობების მქონე ელექტრონები ქმნიან ერთს ელექტრონული ფენა, ან ენერგიის დონე. ენერგიის დონეები დანომრილია ბირთვიდან დაწყებული: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ და $7$.

მთელი რიცხვი $n$, რომელიც აღნიშნავს ენერგიის დონის რაოდენობას, ეწოდება ძირითადი კვანტური რიცხვი.

იგი ახასიათებს ელექტრონების ენერგიას, რომლებიც იკავებენ მოცემულ ენერგეტიკულ დონეს. ბირთვთან ყველაზე ახლოს მყოფი პირველი ენერგეტიკული დონის ელექტრონებს აქვთ ყველაზე დაბალი ენერგია. პირველი დონის ელექტრონებთან შედარებით, შემდგომი დონის ელექტრონები ხასიათდება დიდი მარაგიენერგია. შესაბამისად, გარე დონის ელექტრონები ყველაზე ნაკლებად მჭიდროდ არიან მიბმული ატომის ბირთვთან.

ნომერი ენერგიის დონეები(ელექტრონული შრეები) ატომში უდრის დ.ი.მენდელეევის სისტემაში იმ პერიოდის რაოდენობას, რომელსაც მიეკუთვნება ქიმიური ელემენტი: პირველი პერიოდის ელემენტების ატომებს აქვთ ერთი ენერგეტიკული დონე; მეორე პერიოდი - ორი; მეშვიდე პერიოდი - შვიდი.

ელექტრონების ყველაზე დიდი რაოდენობა ენერგეტიკულ დონეზე განისაზღვრება ფორმულით:

სადაც $N$ არის ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა; $n$ - დონის ნომერი, ან მთავარი კვანტური რიცხვი. შესაბამისად: ბირთვთან ყველაზე ახლოს პირველი ენერგეტიკული დონე შეიძლება შეიცავდეს არაუმეტეს ორი ელექტრონისა; მეორეზე - არაუმეტეს $8$; მესამეზე - არაუმეტეს 18$; მეოთხეზე - არაუმეტეს $32$. და, თავის მხრივ, როგორ არის მოწყობილი ენერგეტიკული დონეები (ელექტრონული ფენები)?

მეორე ენერგეტიკული დონიდან $(n = 2)$ დაწყებული, თითოეული დონე იყოფა ქვედონეებად (ქვეფენებად), რომლებიც ოდნავ განსხვავდება ერთმანეთისგან ბირთვთან შეკავშირების ენერგიით.

ქვედონეების რაოდენობა უდრის მთავარი კვანტური რიცხვის მნიშვნელობას:პირველ ენერგეტიკულ დონეს აქვს ერთი ქვედონე; მეორე - ორი; მესამე - სამი; მეოთხე არის ოთხი. ქვედონეები, თავის მხრივ, იქმნება ორბიტალებით.

$n$-ის თითოეული მნიშვნელობა შეესაბამება $n^2$-ის ტოლი ორბიტალების რაოდენობას. ცხრილში წარმოდგენილი მონაცემების მიხედვით, შესაძლებელია ძირითადი კვანტური რიცხვის $n$ და ქვედონეების რაოდენობას, ორბიტალების ტიპსა და რაოდენობას და ელექტრონების მაქსიმალურ რაოდენობას ქვედონეზე და დონეზე შორის კავშირის დადგენა.

ძირითადი კვანტური რიცხვი, ორბიტალების ტიპები და რაოდენობა, ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა ქვედონეებსა და დონეზე.

ენერგიის დონე $(n)$	ქვედონეების რაოდენობა $n$-ის ტოლია	ორბიტალური ტიპი	ორბიტალების რაოდენობა		ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა
			ქვედონეზე	$n^2$-ის ტოლი დონეზე	ქვედონეზე	$n^2$-ის ტოლ დონეზე
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

ჩვეულებრივია ქვედონეების დანიშვნა ლათინური ასოებით, ისევე როგორც ორბიტალების ფორმა, საიდანაც ისინი შედგება: $s, p, d, f$. Ისე:

• $s$-ქვედონე - ყოველი ენერგეტიკული დონის პირველი ქვედონე, რომელიც ყველაზე ახლოსაა ატომის ბირთვთან, შედგება ერთი $s$-ორბიტალისაგან;
• $p$-ქვედონე - თითოეულის მეორე ქვედონე, გარდა პირველი, ენერგეტიკული დონისა, შედგება სამი $p$-ორბიტალისგან;
• $d$-ქვედონე - თითოეულის მესამე ქვედონე, მესამე ენერგეტიკული დონიდან დაწყებული, შედგება ხუთი $d$-ორბიტალისგან;
• თითოეულის $f$-ქვედონე, მეოთხე ენერგეტიკული დონიდან დაწყებული, შედგება შვიდი $f$-ორბიტალისგან.

ატომის ბირთვი

მაგრამ არა მხოლოდ ელექტრონები არიან ატომების ნაწილი. ფიზიკოსმა ანრი ბეკერელმა აღმოაჩინა, რომ ბუნებრივი მინერალი, რომელიც შეიცავს ურანის მარილს, ასევე ასხივებს უცნობ გამოსხივებას, ანათებს ფოტოფილმებს, რომლებიც დახურულია სინათლისგან. ამ ფენომენს ე.წ რადიოაქტიურობა.

არსებობს რადიოაქტიური სხივების სამი ტიპი:

1. $α$-სხივები, რომლებიც შედგება $α$-ნაწილაკებისგან, რომელთა მუხტი $2$-ჯერ აღემატება ელექტრონის მუხტს, მაგრამ დადებითი ნიშანიდა მასა $4$-ჯერ მეტი მასაწყალბადის ატომი;
2. $β$-სხივები არის ელექტრონების ნაკადი;
3. $γ$-სხივები - ელექტრომაგნიტური ტალღებიუმნიშვნელო მასით, არ ატარებს ელექტრო მუხტს.

მაშასადამე, ატომს აქვს რთული სტრუქტურა- შედგება დადებითად დამუხტული ბირთვისა და ელექტრონებისგან.

როგორ არის მოწყობილი ატომი?

1910 წელს კემბრიჯში, ლონდონის მახლობლად, ერნესტ რეზერფორდმა თავის სტუდენტებთან და კოლეგებთან ერთად შეისწავლა $α$ ნაწილაკების გაფანტვა, რომლებიც გადის თხელი ოქროს ფოლგაში და ეცემა ეკრანზე. ალფა ნაწილაკები, როგორც წესი, გადაიხრებოდა საწყისი მიმართულებიდან მხოლოდ ერთი ხარისხით, რაც ადასტურებს, როგორც ჩანს, ოქროს ატომების თვისებების ერთგვაროვნებას და ერთგვაროვნებას. და უცებ მკვლევარებმა შენიშნეს, რომ ზოგიერთმა $α$-ნაწილაკმა მკვეთრად შეცვალა მათი ბილიკის მიმართულება, თითქოს რაიმე სახის დაბრკოლებას შეეჯახა.

ეკრანის ფოლგის წინ დაყენებით, რეზერფორდმა შეძლო მათი აღმოჩენაც კი იშვიათი შემთხვევები, როდესაც $α$-ნაწილაკები, რომლებიც ასახულია ოქროს ატომებიდან, საპირისპირო მიმართულებით გაფრინდნენ.

გამოთვლებმა აჩვენა, რომ დაკვირვებული ფენომენი შეიძლება მოხდეს, თუ ატომის მთელი მასა და მთელი მისი დადებითი მუხტიკონცენტრირებული იყო პაწაწინა ცენტრალური ბირთვი. ბირთვის რადიუსი, როგორც აღმოჩნდა, 100000-ჯერ არის რადიუსზე ნაკლებიმთელი ატომი, ის ტერიტორია, რომელშიც არის ელექტრონები, რომლებსაც აქვთ უარყოფითი მუხტი. თუ ვრცელდება ფიგურალური შედარება, მაშინ ატომის მთელი მოცულობა შეიძლება შევადაროთ ლუჟნიკის სტადიონს, ხოლო ბირთვი - ფეხბურთის ბურთიმდებარეობს მოედნის ცენტრში.

ნებისმიერი ქიმიური ელემენტის ატომი შედარებულია პაწაწინა მზის სისტემა. მაშასადამე, რეზერფორდის მიერ შემოთავაზებული ატომის ასეთ მოდელს პლანეტარული ეწოდება.

პროტონები და ნეიტრონები

თურმე პატარაა ატომის ბირთვი, რომელშიც კონცენტრირებულია ატომის მთელი მასა, შედგება ორი ტიპის ნაწილაკებისგან - პროტონებისა და ნეიტრონებისგან.

პროტონებიაქვს გადასახადი მუხტის ტოლიელექტრონები, მაგრამ საპირისპირო ნიშნით $(+1)$ და მასით, მასის ტოლიწყალბადის ატომი (ქიმიაში მიღებულია როგორც ერთეული). პროტონები აღინიშნება $↙(1)↖(1)p$ (ან $р+$). ნეიტრონებიარ ატარებენ მუხტს, ისინი ნეიტრალურია და აქვთ პროტონის მასის ტოლი მასა, ე.ი. $1$. ნეიტრონები აღინიშნება $↙(0)↖(1)n$ (ან $n^0$).

პროტონებს და ნეიტრონებს ერთობლივად უწოდებენ ნუკლეონები(ლათ. ბირთვი- ბირთვი).

ატომში პროტონებისა და ნეიტრონების რაოდენობის ჯამი ეწოდება მასობრივი რიცხვი. Მაგალითად, მასობრივი რიცხვიალუმინის ატომი:

ვინაიდან ელექტრონის მასა, რომელიც უმნიშვნელოა, შეიძლება უგულებელვყოთ, აშკარაა, რომ ატომის მთელი მასა კონცენტრირებულია ბირთვში. ელექტრონები აღინიშნება შემდეგნაირად: $e↖(-)$.

ვინაიდან ატომი ელექტრულად ნეიტრალურია, ასევე აშკარაა რომ ატომში პროტონებისა და ელექტრონების რაოდენობა ერთნაირია. ის უდრის ქიმიური ელემენტის ატომურ რიცხვსმას ენიჭება პერიოდულ ცხრილში. მაგალითად, რკინის ატომის ბირთვი შეიცავს $26$ პროტონებს და $26$-ის ელექტრონები ბრუნავენ ბირთვის გარშემო. და როგორ განვსაზღვროთ ნეიტრონების რაოდენობა?

მოგეხსენებათ, ატომის მასა არის პროტონებისა და ნეიტრონების მასის ჯამი. $(Z)$ ელემენტის რიგითი ნომრის ცოდნა, ე.ი. პროტონების რაოდენობა და მასური რიცხვი $(A)$, რომელიც უდრის პროტონებისა და ნეიტრონების რიცხვების ჯამს, შეგიძლიათ იპოვოთ ნეიტრონების რაოდენობა $(N)$ ფორმულის გამოყენებით:

მაგალითად, ნეიტრონების რაოდენობა რკინის ატომში არის:

$56 – 26 = 30$.

ცხრილში მოცემულია ელემენტარული ნაწილაკების ძირითადი მახასიათებლები.

ელემენტარული ნაწილაკების ძირითადი მახასიათებლები.

იზოტოპები

ერთი და იგივე ელემენტის ატომებს, რომლებსაც აქვთ იგივე ბირთვული მუხტი, მაგრამ განსხვავებული მასის რიცხვი, იზოტოპები ეწოდება.

სიტყვა იზოტოპიშედგება ორი ბერძნული სიტყვები:isos- იგივე და ტოპოსი- ადგილი, ნიშნავს "ერთი ადგილის დაკავებას" (უჯრედი) ელემენტების პერიოდულ სისტემაში.

ბუნებაში ნაპოვნი ქიმიური ელემენტები იზოტოპების ნაზავია. ამრიგად, ნახშირბადს აქვს სამი იზოტოპი $12, 13, 14$ მასით; ჟანგბადი - სამი იზოტოპი $16, 17, 18$ და ა.შ.

ჩვეულებრივ, პერიოდულ სისტემაში მოცემული, ქიმიური ელემენტის ფარდობითი ატომური მასა არის მოცემული ელემენტის იზოტოპების ბუნებრივი ნარევის ატომური მასების საშუალო მნიშვნელობა, ბუნებაში მათი შედარებითი სიმრავლის გათვალისწინებით, შესაბამისად, მნიშვნელობები ატომური მასები საკმაოდ ხშირად წილადია. მაგალითად, ბუნებრივი ქლორის ატომები არის ორი იზოტოპის ნაზავი - $35$ (არსებობს $75%$ ბუნებაში) და $37$ (არსებობს $25%$); შესაბამისად, ქლორის ფარდობითი ატომური მასა არის $35,5$. ქლორის იზოტოპები იწერება შემდეგნაირად:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ და $↖(37)↙(17)(Cl)$

ქლორის იზოტოპების ქიმიური თვისებები ზუსტად იგივეა, რაც ქიმიური ელემენტების უმეტესობის იზოტოპები, როგორიცაა კალიუმი, არგონი:

$↖(39)↙(19)(K)$ და $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ და $↖(40)↙(18 )(არ)$

თუმცა, წყალბადის იზოტოპები ძლიერ განსხვავდებიან თვისებებით მათი ნათესავის მკვეთრი მატების გამო ატომური მასა; მათ ინდივიდუალური სახელებიც კი დაარქვეს და ქიმიური ნიშნები: პროტიუმი - $↖(1)↙(1)(H)$; დეიტერიუმი - $↖(2)↙(1)(H)$, ან $↖(2)↙(1)(D)$; ტრიტიუმი - $↖(3)↙(1)(H)$, ან $↖(3)↙(1)(T)$.

ახლა ჩვენ შეგვიძლია მივცეთ თანამედროვე, უფრო მკაცრი და მეცნიერული განმარტებაქიმიური ელემენტი.

ქიმიური ელემენტი არის იგივე ბირთვული მუხტის მქონე ატომების ერთობლიობა.

პირველი ოთხი პერიოდის ელემენტების ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა

განვიხილოთ ელემენტების ატომების ელექტრონული კონფიგურაციების რუკა D.I. მენდელეევის სისტემის პერიოდებით.

პირველი პერიოდის ელემენტები.

სქემა ელექტრონული სტრუქტურაატომები აჩვენებენ ელექტრონების განაწილებას ელექტრონულ ფენებზე (ენერგიის დონეები).

ატომების ელექტრონული ფორმულები აჩვენებს ელექტრონების განაწილებას ენერგიის დონეებსა და ქვედონეებზე.

გრაფიკული ელექტრონული ფორმულებიატომები აჩვენებენ ელექტრონების განაწილებას არა მხოლოდ დონეებსა და ქვედონეებზე, არამედ ორბიტალებზეც.

ჰელიუმის ატომში პირველი ელექტრონული ფენა დასრულებულია - მას აქვს $2$ ელექტრონები.

წყალბადი და ჰელიუმი არის $s$-ელემენტები, ამ ატომებს აქვთ ელექტრონებით სავსე $s$-ორბიტალები.

მეორე პერიოდის ელემენტები.

მეორე პერიოდის ყველა ელემენტისთვის ივსება პირველი ელექტრონული ფენა და ელექტრონები ავსებენ მეორე ელექტრონული ფენის $s-$ და $p$ ორბიტალებს უმცირესი ენერგიის პრინციპის შესაბამისად (ჯერ $s$ და შემდეგ $p$) და პაულისა და ჰუნდის წესები.

ნეონის ატომში მეორე ელექტრონული ფენა დასრულებულია – მას აქვს $8$-იანი ელექტრონები.

მესამე პერიოდის ელემენტები.

მესამე პერიოდის ელემენტების ატომებისთვის დასრულებულია პირველი და მეორე ელექტრონული შრეები, ამიტომ ივსება მესამე ელექტრონული ფენა, რომელშიც ელექტრონებს შეუძლიათ დაიკავონ 3s-, 3p- და 3d-ქვედონეები.

მესამე პერიოდის ელემენტების ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა.

მაგნიუმის ატომში სრულდება 3,5$-ელექტრონული ორბიტალი. $Na$ და $Mg$ არის $s$-ელემენტები.

ალუმინის და შემდგომი ელემენტებისთვის $3d$ ქვედონე ივსება ელექტრონებით.

$↙(18)(Ar)$ არგონი

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

არგონის ატომში გარე ფენას (მესამე ელექტრონის ფენა) აქვს 8$ ელექტრონები. როგორც გარე შრე დასრულებულია, მაგრამ მთლიანობაში, მესამე ელექტრონულ შრეში, როგორც უკვე იცით, შეიძლება იყოს 18 ელექტრონი, რაც ნიშნავს, რომ მესამე პერიოდის ელემენტებს $3d$-ორბიტალები დაუვსებელი დარჩა.

ყველა ელემენტი $Al$-დან $Ar$-მდე - $p$ - ელემენტები.

$s-$ და $r$ - ელემენტებიფორმა ძირითადი ქვეჯგუფებიპერიოდულ სისტემაში.

მეოთხე პერიოდის ელემენტები.

კალიუმის და კალციუმის ატომებს აქვთ მეოთხე ელექტრონული შრე, $4s$-ქვედონე ივსება, რადგან მას აქვს ნაკლები ენერგია, ვიდრე $3d$-ქვედონე. მეოთხე პერიოდის ელემენტების ატომების გრაფიკული ელექტრონული ფორმულების გასამარტივებლად:

1. პირობითად აღვნიშნავთ არგონის გრაფიკულ ელექტრონულ ფორმულას შემდეგნაირად: $Ar$;
2. ჩვენ არ გამოვსახავთ ქვედონეებს, რომლებიც არ არის შევსებული ამ ატომებისთვის.

$K, Ca$ - $s$ - ელემენტები,შედის ძირითად ქვეჯგუფებში. $Sc$-დან $Zn$-მდე ატომებისთვის, 3D ქვედონე ივსება ელექტრონებით. ეს არის $3d$-ელემენტები. ისინი შედიან გვერდითი ქვეჯგუფები,მათი წინასწარი გარე ელექტრონული ფენა ივსება, მათ მოიხსენიებენ გარდამავალი ელემენტები.

ყურადღება მიაქციეთ ქრომის და სპილენძის ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურას. მათში ხდება ერთი ელექტრონის „ჩავარდნა“ $4s-$-დან $3d$-მდე ქვედონეზე, რაც აიხსნება მიღებული $3d^5$ და $3d^(10)$ ელექტრონული კონფიგურაციების უფრო დიდი ენერგეტიკული სტაბილურობით:

$↙(24)(Cr)$1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

ელემენტის სიმბოლო, სერიული ნომერი, სახელი	ელექტრონული სტრუქტურის დიაგრამა	ელექტრონული ფორმულა	გრაფიკული ელექტრონული ფორმულა
$↙(19)(K)$ კალიუმი		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ კალციუმი		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ სკანდიუმი		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ ან $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ ტიტანი		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ ან $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ ვანადიუმი		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ ან $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ ან $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Chromium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ ან $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ თუთია		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ ან $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ გალიუმი		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ ან $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ კრიპტონი		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ ან $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

თუთიის ატომში მესამე ელექტრონული ფენა დასრულებულია - მასში ივსება ყველა $3, 3p$ და $3d$ ქვედონე, საერთო ჯამში არის $18$ ელექტრონები.

თუთიის შემდეგ ელემენტებში მეოთხე ელექტრონული ფენა, $4p$-ქვედონე, კვლავ ივსება. ელემენტები $Ga$-დან $Kr$-მდე - $r$ - ელემენტები.

კრიპტონის ატომის გარე (მეოთხე) ფენა დასრულებულია, მას აქვს 8$ ელექტრონები. მაგრამ მხოლოდ მეოთხე ელექტრონულ ფენაში, როგორც მოგეხსენებათ, შეიძლება იყოს $32$ ელექტრონები; კრიპტონის ატომს ჯერ კიდევ აქვს $4d-$ და $4f$-ქვედონეები შეუვსებელი.

მეხუთე პერიოდის ელემენტები ავსებენ ქვედონეებს შემდეგი თანმიმდევრობით: $5s → 4d → 5р$. და ასევე არის გამონაკლისები, რომლებიც დაკავშირებულია ელექტრონების „მარცხთან“, $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ გამოჩნდება მეექვსე და მეშვიდე პერიოდებში - ელემენტები, ე.ი. ელემენტები, რომელთა $4f-$ და $5f$-ქვედონეები მესამე გარე ელექტრონული ფენის შესაბამისად ივსება.

$4f$ - ელემენტებიდაურეკა ლანთანიდები.

$5f$ - ელემენტებიდაურეკა აქტინიდები.

მეექვსე პერიოდის ელემენტების ატომებში ელექტრონული ქვედონეების შევსების რიგი: $↙(55)Cs$ და $↙(56)Ba$ - $6s$-ელემენტები; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-ელემენტი; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-ელემენტები; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-ელემენტები; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-ელემენტები. მაგრამ აქაც არის ელემენტები, რომლებშიც ირღვევა ელექტრონული ორბიტალების შევსების რიგი, რაც, მაგალითად, დაკავშირებულია ნახევარი და მთლიანად შევსებული $f$-ქვედონეების უფრო დიდ ენერგეტიკულ სტაბილურობასთან, ე.ი. $nf^7$ და $nf^(14)$.

იმისდა მიხედვით, თუ ატომის რომელი ქვედონე ივსება ელექტრონებით, ყველა ელემენტი, როგორც უკვე მიხვდით, იყოფა ოთხ ელექტრონულ ოჯახად ან ბლოკად:

1. $s$ -ელემენტები;ატომის გარე დონის $s$-ქვედონე ივსება ელექტრონებით; $s$-ელემენტები მოიცავს წყალბადს, ჰელიუმს და I და II ჯგუფების ძირითადი ქვეჯგუფების ელემენტებს;
2. $r$ -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 შეიცავს ელემენტებს გვერდითი ქვეჯგუფები I–VIII ჯგუფები, ე.ი. $s-$ და $p-$ელემენტებს შორის განლაგებული დიდი პერიოდების შერწყმული ათწლეულების ელემენტები. მათ ასევე უწოდებენ გარდამავალი ელემენტები;
4. $f$ -ელემენტები;$f-$ქვედონე ატომის მესამე დონის გარეთ ივსება ელექტრონებით; მათ შორისაა ლანთანიდები და აქტინიდები.

ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია. ატომების დასაბუთებული და აღგზნებული მდგომარეობები

ეს დაადგინა შვეიცარიელმა ფიზიკოსმა ვ. პაულიმ 1925$-ში ატომს შეიძლება ჰქონდეს მაქსიმუმ ორი ელექტრონი ერთ ორბიტალში.საპირისპირო (ანტიპარალელური) სპინების მქონე (ინგლისურიდან ნათარგმნი როგორც spindle), ე.ი. ისეთი თვისებების მქონე, რაც პირობითად შეიძლება წარმოვიდგინოთ, როგორც ელექტრონის ბრუნვა მისი წარმოსახვითი ღერძის გარშემო საათის ისრის მიმართულებით ან საწინააღმდეგო ისრის მიმართულებით. ამ პრინციპს ე.წ პაულის პრინციპი.

თუ ორბიტალში არის ერთი ელექტრონი, მაშინ მას ე.წ დაუწყვილებელითუ ორი, მაშინ ეს დაწყვილებული ელექტრონები, ე.ი. ელექტრონები საპირისპირო სპინებით.

ნახატზე ნაჩვენებია ენერგიის დონეების ქვედონეებად დაყოფის დიაგრამა.

$s-$ ორბიტალურიროგორც უკვე იცით, სფერული ფორმა აქვს. წყალბადის ატომის ელექტრონი $(n = 1)$ მდებარეობს ამ ორბიტალზე და დაუწყვილებელია. ამის მიხედვით მისი ელექტრონული ფორმულა, ან ელექტრონული კონფიგურაცია, იწერება ასე: $1s^1$. ელექტრონულ ფორმულებში ენერგიის დონის რიცხვი მითითებულია ასოს წინ $ (1 ...) $ რიცხვით, ლათინური ასოაღვნიშნოთ ქვედონე (ორბიტალური ტიპი) და რიცხვი, რომელიც იწერება ასოს ზედა მარჯვენა მხარეს (როგორც ექსპონენტი), აჩვენებს ელექტრონების რაოდენობას ქვედონეზე.

ჰელიუმის ატომისთვის He, რომელსაც აქვს ორი დაწყვილებული ელექტრონი იმავე $s-$ორბიტალში, ეს ფორმულაა: $1s^2$. ჰელიუმის ატომის ელექტრონული გარსი სრული და ძალიან სტაბილურია. ჰელიუმი არის კეთილშობილი გაზი. მეორე ენერგეტიკულ დონეს $(n = 2)$ აქვს ოთხი ორბიტალი, ერთი $s$ და სამი $p$. მეორე დონის $s$-ორბიტალური ელექტრონები ($2s$-ორბიტალი) უფრო მაღალი ენერგიაა, რადგან არიან უფრო დიდ მანძილზე ბირთვიდან, ვიდრე $1s$-ორბიტალის ელექტრონები $(n = 2)$. ზოგადად, $n$-ის თითოეული მნიშვნელობისთვის არის ერთი $s-$ ორბიტალი, მაგრამ მასზე შესაბამისი რაოდენობის ელექტრონის ენერგია და, შესაბამისად, შესაბამისი დიამეტრით, იზრდება $n$.$s-ის მნიშვნელობით. -$ორბიტალის ზრდას, როგორც უკვე იცით, სფერული ფორმა აქვს. წყალბადის ატომის ელექტრონი $(n = 1)$ მდებარეობს ამ ორბიტალზე და დაუწყვილებელია. ამიტომ, მისი ელექტრონული ფორმულა, ანუ ელექტრონული კონფიგურაცია, ასე იწერება: $1s^1$. ელექტრონულ ფორმულებში ენერგიის დონის რაოდენობა მითითებულია $ (1 ...) $ ასოს წინ რიცხვით, ლათინური ასო აღნიშნავს ქვედონეს (ორბიტალური ტიპი) და რიცხვი, რომელიც იწერება მარჯვნივ. ასო (როგორც ექსპონენტი) აჩვენებს ელექტრონების რაოდენობას ქვედონეზე.

ჰელიუმის $He$ ატომისთვის, 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 $s-$ორბიტალების ელექტრონებს ($2s$-ორბიტალები) აქვთ უფრო მაღალი ენერგია, რადგან არიან უფრო დიდ მანძილზე ბირთვიდან, ვიდრე $1s$-ორბიტალის ელექტრონები $(n = 2)$. ზოგადად, $n$-ის თითოეული მნიშვნელობისთვის არის ერთი $s-$ ორბიტალი, მაგრამ მასზე შესაბამისი რაოდენობის ელექტრონის ენერგია და, შესაბამისად, შესაბამისი დიამეტრით, იზრდება $n$-ის მნიშვნელობის გაზრდით.

$r-$ ორბიტალურიმას აქვს ჰანტელის ფორმა, ანუ რვა მოცულობა. სამივე $p$-ორბიტალი განლაგებულია ატომში ორმხრივად პერპენდიკულარულად ატომის ბირთვში გამოყვანილი სივრცითი კოორდინატების გასწვრივ. კიდევ ერთხელ უნდა აღინიშნოს, რომ თითოეულ ენერგეტიკულ დონეს (ელექტრონულ ფენას), $n= 2$-დან დაწყებული, აქვს სამი $p$-ორბიტალი. $n$-ის მნიშვნელობის ზრდასთან ერთად ელექტრონები იკავებენ $p$-ორბიტალებს, რომლებიც მდებარეობს ბირთვიდან დიდ მანძილზე და მიმართულია $x, y, z$ ღერძების გასწვრივ.

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

ბერილიუმის ატომ Be-ში მეოთხე ელექტრონი ასევე მოთავსებულია $2s$ ორბიტალში: $1s^(2)2s^(2)$. ბერილიუმის ატომის ორი გარე ელექტრონი ადვილად იშლება - $B^0$ იჟანგება $Be^(2+)$ კატიონში.

ბორის ატომის მეხუთე ელექტრონი იკავებს $2p$-ორბიტალს: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. გარდა ამისა, $2p$-ორბიტალები $C, N, O, F$ ატომების ივსება, რომელიც მთავრდება ნეონის კეთილშობილი გაზით: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

მესამე პერიოდის ელემენტებისთვის ივსება, შესაბამისად, $3s-$ და $3p$-ორბიტალები. მესამე დონის ხუთი $d$-ორბიტალი თავისუფალი რჩება:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

ზოგჯერ ატომებში ელექტრონების განაწილების ამსახველ დიაგრამებში მითითებულია მხოლოდ ელექტრონების რაოდენობა თითოეულ ენერგეტიკულ დონეზე, ე.ი. დაწერეთ ქიმიური ელემენტების ატომების შემოკლებული ელექტრონული ფორმულები, ზემოაღნიშნული სრული ელექტრონული ფორმულებისგან განსხვავებით, მაგალითად:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

დიდი პერიოდების ელემენტებისთვის (მეოთხე და მეხუთე), პირველი ორი ელექტრონი იკავებს შესაბამისად $4s-$ და $5s$-ორბიტალებს: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. ყოველი დიდი პერიოდის მესამე ელემენტიდან დაწყებული, შემდეგი ათი ელექტრონი გადავა წინა $3d-$ და $4d-$ორბიტალებზე, შესაბამისად (მეორადი ქვეჯგუფების ელემენტებისთვის): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. როგორც წესი, როდესაც წინა $d$-ქვედონე ივსება, გარე (შესაბამისად $4p-$ და $5p-$) $p-$ქვედონე დაიწყება შევსება: $↙(33)როგორც 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

დიდი პერიოდის ელემენტებისთვის - მეექვსე და არასრული მეშვიდე - ელექტრონული დონეები და ქვედონეები ივსება ელექტრონებით, როგორც წესი, შემდეგნაირად: პირველი ორი ელექტრონი შედის $s-$ქვედონეზე: $↙(56)Ba 2, 8. , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; შემდეგი ელექტრონი ($La$-ისთვის და $Ca$-ისთვის) წინა $d$-ქვედონეზე: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ და $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

შემდეგ შემდეგი $14$ ელექტრონები შევა მესამე ენერგეტიკულ დონეზე გარედან, ლანტონიდების და აქტინიდების $4f$ და $5f$ ორბიტალებში, შესაბამისად: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

შემდეგ მეორე გარე ენერგეტიკული დონე ($d$-ქვედონე) კვლავ დაიწყებს აგებას გვერდითი ქვეჯგუფების ელემენტებისთვის: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104) Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. და ბოლოს, მხოლოდ მას შემდეგ, რაც $d$-ქვედონე მთლიანად შეივსება ათი ელექტრონით, $p$-ქვედონე კვლავ შეივსება: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

ძალიან ხშირად ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა გამოსახულია ენერგიის ან კვანტური უჯრედების გამოყენებით - წერენ ე.წ. გრაფიკული ელექტრონული ფორმულები. 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 დაწერისას უნდა გახსოვდეთ ორი წესი: პაულის პრინციპი, რომლის მიხედვითაც უჯრედს (ორბიტალს) შეიძლება ჰქონდეს არაუმეტეს ორი ელექტრონი, არამედ ანტიპარალელური სპინებით და ფ.ჰუნდის წესი, რომლის მიხედვითაც ელექტრონები თავისუფალ უჯრედებს ჯერ სათითაოდ იკავებენ და იმავდროულად აქვთ იგივე ღირებულებატრიალებს და მხოლოდ ამის შემდეგ დაწყვილდება, მაგრამ ტრიალები ამ შემთხვევაში, პაულის პრინციპის მიხედვით, უკვე საპირისპირო იქნება მიმართული.

ელემენტების ატომების ელექტრონული ფორმულების დაწერისას მითითებულია ენერგიის დონეები (მთავარი კვანტური რიცხვის მნიშვნელობები ნრიცხვების სახით - 1, 2, 3 და ა.შ.), ენერგიის ქვედონეები (ორბიტალური კვანტური რიცხვის მნიშვნელობები ლასოების სახით ს, გვ, დ, ვ) და ზედა რიცხვი მიუთითებს მოცემულ ქვედონეზე ელექტრონების რაოდენობაზე.

პირველი ელემენტი D.I. მენდელეევი არის წყალბადი, შესაბამისად, ატომის ბირთვის მუხტი ჰ 1-ის ტოლია, ატომს აქვს მხოლოდ ერთი ელექტრონი სპირველი დონის ქვედონე. ამრიგად, წყალბადის ატომის ელექტრონული ფორმულა არის:

მეორე ელემენტია ჰელიუმი, მის ატომში არის ორი ელექტრონი, ამიტომ ჰელიუმის ატომის ელექტრონული ფორმულა არის 2. არა 1ს 2. პირველი პერიოდი მოიცავს მხოლოდ ორ ელემენტს, რადგან პირველი ენერგეტიკული დონე ივსება ელექტრონებით, რომლებიც შეიძლება დაიკავოს მხოლოდ 2 ელექტრონით.

რიგით მესამე ელემენტი - ლითიუმი - უკვე მეორე პერიოდშია, შესაბამისად, მისი მეორე ენერგეტიკული დონე იწყებს ელექტრონებით შევსებას (ამაზე ზემოთ ვისაუბრეთ). მეორე დონის შევსება ელექტრონებით იწყება ს-ქვედონე, ასე რომ, ლითიუმის ატომის ელექტრონული ფორმულა არის 3 ლი 1ს 2 2სერთი . ბერილიუმის ატომში სრულდება ელექტრონებით შევსება ს- ქვედონეები: 4 ვე 1ს 2 2ს 2 .

მე-2 პერიოდის შემდგომი ელემენტებისთვის, მეორე ენერგეტიკული დონე კვლავ ივსება ელექტრონებით, მხოლოდ ახლა ის ივსება ელექტრონებით. რ- ქვედონე: 5 AT 1ს 2 2ს 2 2რ 1 ; 6 თან 1ს 2 2ს 2 2რ 2 … 10 ნე 1ს 2 2ს 2 2რ 6 .

ნეონის ატომი ავსებს ელექტრონებით რ-ქვედონე, ეს ელემენტი ამთავრებს მეორე პერიოდს, მას შემდეგ რვა ელექტრონი აქვს ს- და რ-ქვედონეები შეიძლება შეიცავდეს მხოლოდ რვა ელექტრონს.

მე-3 პერიოდის ელემენტებს ელექტრონებით შევსების მსგავსი თანმიმდევრობა აქვთ ენერგიის ქვედონეებიმესამე დონე. ამ პერიოდის ზოგიერთი ელემენტის ატომების ელექტრონული ფორმულებია:

11 ნა 1ს 2 2ს 2 2რ 6 3ს 1 ; 12 მგ 1ს 2 2ს 2 2რ 6 3ს 2 ; 13 ალ 1ს 2 2ს 2 2რ 6 3ს 2 3გვ 1 ;

14 სი 1ს 2 2ს 2 2რ 6 3ს 2 3გვ 2 ;…; 18 არ 1ს 2 2ს 2 2რ 6 3ს 2 3გვ 6 .

მესამე პერიოდი, ისევე როგორც მეორე, მთავრდება ელემენტით (არგონი), რომელიც ასრულებს მის შევსებას ელექტრონებით რ-ქვედონე, თუმცა მესამე დონე მოიცავს სამ ქვედონეს ( ს, რ, დ). კლეჩკოვსკის წესების შესაბამისად ენერგეტიკული ქვედონეების შევსების ზემოაღნიშნული რიგის მიხედვით, მე-3 ქვედონის ენერგია დ მეტი ენერგიაქვედონე 4 სმაშასადამე, კალიუმის ატომი არგონის შემდეგ და კალციუმის ატომი ივსება ელექტრონებით 3 ს- მეოთხე დონის ქვედონე:

19 რომ 1ს 2 2ს 2 2რ 6 3ს 2 3გვ 6 4ს 1 ; 20 სა 1ს 2 2ს 2 2რ 6 3ს 2 3გვ 6 4ს 2 .

21-ე ელემენტიდან - სკანდიუმიდან დაწყებული, ელემენტების ატომებში მე-3 ქვედონე იწყებს ელექტრონებით შევსებას. დ. ამ ელემენტების ატომების ელექტრონული ფორმულებია:

21 სკ 1ს 2 2ს 2 2რ 6 3ს 2 3გვ 6 4ს 2 3დ 1 ; 22 ტი 1ს 2 2ს 2 2რ 6 3ს 2 3გვ 6 4ს 2 3დ 2 .

24-ე ელემენტის (ქრომი) და 29-ე ელემენტის (სპილენძი) ატომებში შეიმჩნევა ფენომენი, რომელსაც ეწოდება ელექტრონის „გარღვევა“ ან „მარცხი“: ელექტრონი გარეგანი 4-დან. ს-ქვედონე "ჩავარდება" 3-ით დ- ქვედონე, მისი შევსების ნახევარით (ქრომისთვის) ან მთლიანად (სპილენძისთვის), რაც ხელს უწყობს ატომის მეტ სტაბილურობას:

24 კრ 1ს 2 2ს 2 2რ 6 3ს 2 3გვ 6 4ს 1 3დ 5 (ნაცვლად ...4 ს 2 3დ 4) და

29 კუ 1ს 2 2ს 2 2რ 6 3ს 2 3გვ 6 4ს 1 3დ 10 (ნაცვლად ...4 ს 2 3დ 9).

31-ე ელემენტიდან - გალიუმიდან დაწყებული, მე-4 დონის შევსება ელექტრონებით გრძელდება, ახლა - რ- ქვედონე:

31 გა 1ს 2 2ს 2 2რ 6 3ს 2 3გვ 6 4ს 2 3დ 10 4გვ 1 …; 36 კრ 1ს 2 2ს 2 2რ 6 3ს 2 3გვ 6 4ს 2 3დ 10 4გვ 6 .

ამ ელემენტით მთავრდება მეოთხე პერიოდი, რომელიც უკვე მოიცავს 18 ელემენტს.

ენერგეტიკული ქვედონეების ელექტრონებით შევსების მსგავსი რიგი ხდება მე-5 პერიოდის ელემენტების ატომებში. პირველი ორი (რუბიდიუმი და სტრონციუმი) ივსება ს- მე-5 დონის ქვედონე, ივსება შემდეგი ათი ელემენტი (იტრიუმიდან კადმიუმამდე). დ– მე-4 დონის ქვედონე; ექვსი ელემენტი ასრულებს პერიოდს (ინდიუმიდან ქსენონამდე), რომლის ატომებში ელექტრონები ივსება რ-გარე, მეხუთე დონის ქვედონე. ასევე არის 18 ელემენტი ერთ პერიოდში.

მეექვსე პერიოდის ელემენტებისთვის ეს შევსების წესი დარღვეულია. პერიოდის დასაწყისში, ჩვეულებისამებრ, არის ორი ელემენტი, რომელთა ატომები ივსება ელექტრონებით. ს-გარე, მეექვსე, დონის ქვედონე. მომდევნო ელემენტზე - ლანთანი - იწყებს ელექტრონებით შევსებას დ– წინა დონის ქვედონე, ე.ი. 5 დ. ელექტრონებით ამ შევსებაზე 5 დ-ქვედონე ჩერდება და შემდეგი 14 ელემენტი - ცერიუმიდან ლუტეტიუმამდე - იწყებს შევსებას ვ- მე-4 დონის ქვედონე. ყველა ეს ელემენტი შედის ცხრილის ერთ უჯრედში და ქვემოთ მოცემულია ამ ელემენტების გაფართოებული სერია, რომელსაც ეწოდება ლანთანიდები.

დაწყებული 72-ე ელემენტიდან - ჰაფნიუმიდან - 80-ე ელემენტამდე - ვერცხლისწყალი, ელექტრონებით ავსება გრძელდება 5. დ- ქვედონე, და პერიოდი მთავრდება, როგორც ყოველთვის, ექვსი ელემენტით (თალიუმიდან რადონამდე), რომელთა ატომებში ის ივსება ელექტრონებით. რ-გარე, მეექვსე, დონის ქვედონე. ეს არის ყველაზე დიდი პერიოდი, რომელიც მოიცავს 32 ელემენტს.

მეშვიდე, არასრული პერიოდის ელემენტების ატომებში ჩანს ქვედონეების შევსების იგივე რიგი, როგორც ზემოთ იყო აღწერილი. ჩვენ ვაძლევთ საშუალებას სტუდენტებს დაწერონ მე -5 - მე -7 პერიოდების ელემენტების ატომების ელექტრონული ფორმულები, ყოველივე ზემოთ ნათქვამის გათვალისწინებით.

Შენიშვნა:Ზოგიერთ სასწავლო საშუალებებინებადართულია ელემენტების ატომების ელექტრონული ფორმულების ჩაწერის განსხვავებული თანმიმდევრობა: არა მათი შევსების თანმიმდევრობით, არამედ თითოეულ ენერგეტიკულ დონეზე ცხრილში მოცემული ელექტრონების რაოდენობის შესაბამისად. მაგალითად, დარიშხანის ატომის ელექტრონული ფორმულა შეიძლება გამოიყურებოდეს: როგორც 1ს 2 2ს 2 2რ 6 3ს 2 3გვ 6 3დ 10 4ს 2 4გვ 3 .

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

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

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

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

1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f დონის ნომერი n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 01 0 7 01 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 კვანტური რიცხვი

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

კლეჩკოვსკის სერია

1* - იხილეთ ცხრილი No2.

3. ჰუნდის წესი: როდესაც ივსება ერთი ქვედონის ორბიტალები ქვედა დონეენერგია შეესაბამება ელექტრონების განლაგებას პარალელური სპინებით.

შედგენა|ჩაბარება| ელექტრონული ფორმულები

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

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

კლეჩკოვსკის სერია

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

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

ელექტრონული ფორმულა

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

ელექტრონული ფორმულების ინფორმატიულობა

1. ელემენტის მდებარეობა პერიოდულ|პერიოდულში| სისტემა.

2. შესაძლო ხარისხები| ელემენტის დაჟანგვა.

3. ელემენტის ქიმიური ბუნება.

4. შემადგენლობა|საწყობი| და ელემენტის შეერთების თვისებები.

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

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

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

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

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

2. შესაძლო ხარისხები| ელემენტის დაჟანგვა.

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

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

Z E 0 – ne  Z E + n

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

ატომიდან პირველები გამოეყოფა გარე დონის ელექტრონები, რომლებსაც ორბიტალში წყვილი არ აქვთ – დაუწყვილებელი. თავისუფალი ორბიტალების თანდასწრებით იმავე დონეზე, გარე ენერგიის მოქმედებით, ელექტრონები, რომლებიც წარმოიქმნება მოცემული დონეწყვილი, ორთქლზე მოხარშული და შემდეგ გამოყოფილი ყველა ერთად. გაფუჭების პროცესს, რომელიც წარმოიქმნება წყვილის ერთ-ერთი ელექტრონის მიერ ენერგიის ნაწილის შთანთქმისა და მისი უმაღლეს ქვედონეზე გადასვლის შედეგად, ე.წ. აღგზნების პროცესი.

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

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

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

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

Z E 0 + ne  Z E - n

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

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

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 დონეუნდა გამოითვალოს შემდეგნაირად: სერიული ნომერიელემენტს, უკვე დამაგრებული ელექტრონების რაოდენობა ამოღებულია.
• 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 პერიოდული სისტემამენდელეევი. იპოვეთ იქ თქვენი ქიმიური ელემენტი და ნახეთ პერიოდი - ეს იქნება რიცხვის ტოლიაენერგიის დონეები. 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.

6.6. ქრომის, სპილენძის და სხვა ელემენტების ატომების ელექტრონული სტრუქტურის მახასიათებლები

თუ ყურადღებით დააკვირდით მე-4 დანართს, ალბათ შენიშნეთ, რომ ზოგიერთი ელემენტის ატომისთვის ორბიტალების ელექტრონებით შევსების თანმიმდევრობა დარღვეულია. ზოგჯერ ამ დარღვევებს უწოდებენ "გამონაკლისებს", მაგრამ ეს ასე არ არის - არ არსებობს გამონაკლისი ბუნების კანონებიდან!

პირველი ელემენტი ასეთი დარღვევით არის ქრომი. განვიხილოთ უფრო დეტალურად მისი ელექტრონული სტრუქტურა (სურ. 6.16 ა). ქრომის ატომს აქვს 4 ს-ქვედონე არის არა ორი, როგორც ამას მოელოდა, არამედ მხოლოდ ერთი ელექტრონი. მაგრამ 3-ისთვის დ-ქვედონე ხუთი ელექტრონი, მაგრამ ეს ქვედონე ივსება 4-ის შემდეგ ს-ქვედონე (იხ. სურ. 6.4). იმის გასაგებად, თუ რატომ ხდება ეს, მოდით შევხედოთ რა არის ელექტრონული ღრუბლები 3 დამ ატომის ქვედონე.

ხუთიდან თითოეული 3 დ- ღრუბლებს ამ შემთხვევაში ერთი ელექტრონი ქმნის. როგორც უკვე იცით ამ თავის მე-4 პუნქტიდან, ამ ხუთი ელექტრონის საერთო ელექტრონული ღრუბელი სფერულია, ან, როგორც ამბობენ, სფერულად სიმეტრიულია. ელექტრონის სიმკვრივის განაწილების ბუნების მიხედვით სხვადასხვა მიმართულებებიროგორც ჩანს 1 ს-ეო. იმ ქვედონის ენერგია, რომლის ელექტრონებიც ქმნიან ასეთ ღრუბელს, უფრო დაბალია ვიდრე ნაკლებად სიმეტრიული ღრუბლის შემთხვევაში. ამ შემთხვევაში ორბიტალების ენერგია 3 დ-ქვედონე უდრის ენერგიას 4 ს-ორბიტალები. როდესაც სიმეტრია ირღვევა, მაგალითად, როდესაც მეექვსე ელექტრონი გამოჩნდება, ორბიტალების ენერგია არის 3. დ-ქვედონე ისევ ხდება 4-ზე მეტი ენერგია ს-ორბიტალები. ამრიგად, მანგანუმის ატომს კვლავ აქვს მეორე ელექტრონი 4-ისთვის ს-აო.
სფერულ სიმეტრიას აქვს ნებისმიერი ქვედონის საერთო ღრუბელი, რომელიც სავსეა ელექტრონებით, როგორც ნახევრად, ისე მთლიანად. ენერგიის შემცირება ამ შემთხვევებში არის ზოგადი ხასიათიდა არ არის დამოკიდებული იმაზე, არის თუ არა რომელიმე ქვედონე ნახევრად ან მთლიანად სავსე ელექტრონებით. და თუ ასეა, მაშინ შემდეგი დარღვევა უნდა ვეძებოთ ატომში, რომლის ელექტრონულ გარსში მეცხრე ბოლო "მოდის". დ- ელექტრონი. მართლაც, სპილენძის ატომს აქვს 3 დ-ქვედონე 10 ელექტრონი და 4 ს- არსებობს მხოლოდ ერთი ქვედონე (ნახ. 6.16 ბ).
სრულად ან ნახევრად შევსებული ქვედონის ორბიტალების ენერგიის დაქვეითება არის მრავალი მნიშვნელოვანი ქიმიური ფენომენის მიზეზი, რომელთაგან ზოგიერთს გაეცნობით.

6.7. გარე და ვალენტური ელექტრონები, ორბიტალები და ქვედონეები

ქიმიაში, იზოლირებული ატომების თვისებები, როგორც წესი, არ არის შესწავლილი, რადგან თითქმის ყველა ატომის ნაწილია. სხვადასხვა ნივთიერებები, ფორმა ქიმიური ობლიგაციები. ქიმიური ბმები წარმოიქმნება ატომების ელექტრონული გარსების ურთიერთქმედების დროს. ყველა ატომისთვის (წყალბადის გარდა), ყველა ელექტრონი არ მონაწილეობს ქიმიურ ბმების წარმოქმნაში: ბორის, ხუთი ელექტრონიდან სამი, ნახშირბადისთვის, ექვსიდან ოთხი და, მაგალითად, ბარიუმისთვის, ორმოცდაათიდან ორი. ექვსი. ამ „აქტიურ“ ელექტრონებს ე.წ ვალენტური ელექტრონები.

ხანდახან ვალენტური ელექტრონებიდაბნეული ერთად გარეელექტრონები, მაგრამ ისინი არ არიან იგივე.

გარე ელექტრონების ელექტრონულ ღრუბლებს აქვთ მაქსიმალური რადიუსი (და ძირითადი კვანტური რიცხვის მაქსიმალური მნიშვნელობა).

ზუსტად გარე ელექტრონებიუპირველეს ყოვლისა, მონაწილეობა მიიღოს ობლიგაციების ფორმირებაში, თუნდაც მხოლოდ იმიტომ, რომ როდესაც ატომები ერთმანეთს უახლოვდებიან, ამ ელექტრონების მიერ წარმოქმნილი ელექტრონული ღრუბლები პირველ რიგში კონტაქტში მოდის. მაგრამ მათთან ერთად, ელექტრონების ნაწილს შეუძლია ბმის ფორმირებაშიც მიიღოს მონაწილეობა. წინასწარი გარე(წინა ბოლო) ფენა, მაგრამ მხოლოდ იმ შემთხვევაში, თუ მათ აქვთ ენერგია, რომელიც არ განსხვავდება გარე ელექტრონების ენერგიისგან. ატომის ეს და სხვა ელექტრონები ვალენტურია. (ლანთანიდებსა და აქტინიდებში ზოგიერთი "წინასწარ გარეგანი" ელექტრონებიც კი არის ვალენტური)
ვალენტური ელექტრონების ენერგია ბევრად აღემატება ატომის სხვა ელექტრონების ენერგიას და ვალენტური ელექტრონები ენერგიით გაცილებით ნაკლებად განსხვავდებიან ერთმანეთისგან.
გარე ელექტრონები ყოველთვის ვალენტურია მხოლოდ იმ შემთხვევაში, თუ ატომს შეუძლია შექმნას ქიმიური ბმები. ასე რომ, ჰელიუმის ატომის ორივე ელექტრონი გარეგანია, მაგრამ მათ არ შეიძლება ვუწოდოთ ვალენტობა, რადგან ჰელიუმის ატომი საერთოდ არ ქმნის ქიმიურ კავშირებს.
ვალენტური ელექტრონები იკავებს ვალენტური ორბიტალები, რომლებიც თავის მხრივ ქმნიან ვალენტურობის ქვედონეები.

მაგალითად, განვიხილოთ რკინის ატომი, რომლის ელექტრონული კონფიგურაცია ნაჩვენებია ნახ. 6.17. რკინის ატომის ელექტრონებიდან მაქსიმალური ძირითადი კვანტური რიცხვი ( ნ= 4) აქვს მხოლოდ ორი 4 ს- ელექტრონი. აქედან გამომდინარე, ისინი ამ ატომის გარე ელექტრონები არიან. რკინის ატომის გარე ორბიტალები ყველა ორბიტალთან ერთად ნ= 4, და გარე ქვედონეები არის ყველა ქვედონე, რომელიც ჩამოყალიბებულია ამ ორბიტალებით, ანუ 4 ს-, 4გვ-, 4დ- და 4 ვ-EPU.
გარე ელექტრონები ყოველთვის ვალენტურია, შესაბამისად, 4 ს-რკინის ატომის ელექტრონები არის ვალენტური ელექტრონები. და თუ ასეა, მაშინ 3 დ- ოდნავ მაღალი ენერგიის მქონე ელექტრონები ასევე იქნება ვალენტური. რკინის ატომის გარე დონეზე, შევსებული 4-ის გარდა ს-აო ჯერ კიდევ თავისუფალია 4 გვ-, 4დ- და 4 ვ-აო. ყველა მათგანი გარეგანია, მაგრამ მხოლოდ 4 არის ვალენტური რ-AO, ვინაიდან დარჩენილი ორბიტალების ენერგია გაცილებით მაღალია და ამ ორბიტალებში ელექტრონების გამოჩენა არ არის სასარგებლო რკინის ატომისთვის.

ასე რომ, რკინის ატომი
გარე ელექტრონული დონე- მეოთხე,
გარე ქვედონეები - 4 ს-, 4გვ-, 4დ- და 4 ვ-EPU,
გარე ორბიტალი - 4 ს-, 4გვ-, 4დ- და 4 ვ-აო,
გარე ელექტრონი - ორი 4 ს-ელექტრონი (4 ს 2),
გარე ელექტრონული ფენა მეოთხეა,
გარე ელექტრონული ღრუბელი - 4 ს-ეო
ვალენტურობის ქვედონეები - 4 ს-, 4გვ- და 3 დ-EPU,
ვალენტური ორბიტალები - 4 ს-, 4გვ- და 3 დ-აო,
ვალენტური ელექტრონი - ორი 4 ს-ელექტრონი (4 ს 2) და ექვსი 3 დ-ელექტრონები (3 დ 6).

ვალენტურობის ქვედონეები შეიძლება ნაწილობრივ ან მთლიანად შეივსოს ელექტრონებით, ან შეიძლება საერთოდ დარჩეს თავისუფალი. ბირთვის მუხტის მატებასთან ერთად, ყველა ქვედონის ენერგეტიკული მნიშვნელობები მცირდება, მაგრამ ელექტრონების ერთმანეთთან ურთიერთქმედების გამო, სხვადასხვა ქვედონეების ენერგია მცირდება სხვადასხვა "სიჩქარით". სრულად შევსებული ენერგია დ- და ვ-ქვედონეები იმდენად იკლებს, რომ ისინი წყვეტენ ვალენტობას.

მაგალითად, განვიხილოთ ტიტანისა და დარიშხანის ატომები (სურ. 6.18).

ტიტანის ატომის შემთხვევაში 3 დ-EPU მხოლოდ ნაწილობრივ ივსება ელექტრონებით და მისი ენერგია 4-ის ენერგიაზე მეტია ს-EPU და 3 დ-ელექტრონები ვალენტურია. დარიშხანის ატომზე 3 დ-EPU მთლიანად ივსება ელექტრონებით და მისი ენერგია გაცილებით ნაკლებია ვიდრე ენერგია 4 ს-EPU და შესაბამისად 3 დ-ელექტრონები არ არის ვალენტური.
ამ მაგალითებში ჩვენ გავაანალიზეთ ვალენტური ელექტრონული კონფიგურაციატიტანის და დარიშხანის ატომები.

ატომის ვალენტური ელექტრონული კონფიგურაცია გამოსახულია როგორც ვალენტური ელექტრონული ფორმულა, ან ფორმით ვალენტურობის ქვედონეების ენერგეტიკული დიაგრამა.

ვალენტობის ელექტრონები, გარე ელექტრონები, VALENCE EPU, VALENCE AO, VALENCE ELECTRON CONFIGURATION OF THE ATOM, Valence ELECTRON FORMULA, ვალენტობის ქვედონეის დიაგრამა.

1. თქვენ მიერ შედგენილ ენერგეტიკულ დიაგრამებზე და Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar ატომების სრულ ელექტრონულ ფორმულებში მიუთითეთ გარეგანი და ვალენტური ელექტრონები. დაწერეთ ამ ატომების ვალენტურობის ელექტრონული ფორმულები. ენერგეტიკულ დიაგრამებზე მონიშნეთ ვალენტურობის ქვედონეების ენერგეტიკული დიაგრამების შესაბამისი ნაწილები.
2. რა არის საერთო ატომების ელექტრონულ კონფიგურაციებს შორის ა) Li და Na, B და Al, O და S, Ne და Ar; ბ) Zn და Mg, Sc და Al, Cr და S, Ti და Si; გ) H და He, Li და O, K და Kr, Sc და Ga. რა არის მათი განსხვავებები
3. რამდენი ვალენტური ქვედონეა თითოეული ელემენტის ატომის ელექტრონულ გარსში: ა) წყალბადი, ჰელიუმი და ლითიუმი, ბ) აზოტი, ნატრიუმი და გოგირდი, გ) კალიუმი, კობალტი და გერმანიუმი.
4.რამდენი ვალენტური ორბიტალებიმთლიანად ივსება ა) ბორის, ბ) ფტორის, გ) ნატრიუმის ატომში?
5. რამდენი ორბიტალი აქვს დაუწყვილებელი ელექტრონით ატომს ა) ბორი, ბ) ფტორი, გ) რკინა.
6. რამდენი თავისუფალი გარე ორბიტალი აქვს მანგანუმის ატომს? რამდენი თავისუფალი ვალენტობაა?
7. შემდეგი გაკვეთილისთვის მოამზადეთ ქაღალდის ზოლი 20 მმ სიგანით, დაყავით ის უჯრედებად (20 × 20 მმ) და ამ ზოლზე გამოიყენეთ ელემენტების ბუნებრივი სერია (წყალბადიდან მეიტნერიუმამდე).
8. თითოეულ უჯრედში მოათავსეთ ელემენტის სიმბოლო, მისი სერიული ნომერი და ვალენტურობის ელექტრონული ფორმულა, როგორც ნაჩვენებია ნახ. 6.19 (გამოიყენეთ დანართი 4).

6.8. ატომების სისტემატიზაცია მათი ელექტრონული გარსების სტრუქტურის მიხედვით

ქიმიური ელემენტების სისტემატიზაცია ეფუძნება ელემენტების ბუნებრივ სერიას და ელექტრონული გარსების მსგავსების პრინციპიმათი ატომები.
თქვენ უკვე იცნობთ ქიმიური ელემენტების ბუნებრივ დიაპაზონს. ახლა გავეცნოთ ელექტრონული გარსების მსგავსების პრინციპს.
NRE-ში ატომების ვალენტური ელექტრონული ფორმულების გათვალისწინებით, ადვილია იმის დადგენა, რომ ზოგიერთი ატომისთვის ისინი განსხვავდებიან მხოლოდ ძირითადი კვანტური რიცხვის მნიშვნელობებში. მაგალითად, 1 ს 1 წყალბადისთვის, 2 ს 1 ლითიუმისთვის, 3 ს 1 ნატრიუმისთვის და ა.შ. ან 2 ს 2 2გვ 5 ფტორისთვის, 3 ს 2 3გვ 5 ქლორისთვის, 4 ს 2 4გვ 5 ბრომისთვის და ა.შ. ეს ნიშნავს, რომ ასეთი ატომების ვალენტური ელექტრონების ღრუბლების გარე რეგიონები ძალიან ჰგავს ფორმას და განსხვავდება მხოლოდ ზომით (და, რა თქმა უნდა, ელექტრონების სიმკვრივით). და თუ ასეა, მაშინ ასეთი ატომების ელექტრონული ღრუბლები და მათი შესაბამისი ვალენტური კონფიგურაციები შეიძლება ეწოდოს მსგავსი. მსგავსი ელექტრონული კონფიგურაციის მქონე სხვადასხვა ელემენტების ატომებისთვის შეგვიძლია დავწეროთ საერთო ვალენტური ელექტრონული ფორმულები: ns 1 პირველ შემთხვევაში და ns 2 np 5 მეორეში. ელემენტების ბუნებრივი სერიის გასწვრივ მოძრაობით, შეგიძლიათ იპოვოთ ატომების სხვა ჯგუფები მსგავსი ვალენტური კონფიგურაციებით.
ამრიგად, ელემენტების ბუნებრივ სერიაში რეგულარულად ჩნდება ატომები მსგავსი ვალენტური ელექტრონული კონფიგურაციებით. ეს არის ელექტრონული გარსების მსგავსების პრინციპი.
შევეცადოთ გამოვავლინოთ ამ კანონზომიერების ფორმა. ამისათვის ჩვენ გამოვიყენებთ თქვენ მიერ შექმნილ ელემენტთა ბუნებრივ სერიას.

NRE იწყება წყალბადით, რომლის ვალენტურობის ელექტრონული ფორმულა არის 1 სერთი . მსგავსი ვალენტური კონფიგურაციების მოსაძებნად, ჩვენ ვჭრით ელემენტების ბუნებრივ სერიას ელემენტების წინ საერთო ვალენტური ელექტრონული ფორმულით. ns 1 (ანუ ლითიუმამდე, ნატრიუმამდე და ა.შ.). ჩვენ მივიღეთ ელემენტების ე.წ. დავამატოთ მიღებული „პერიოდები“ ისე, რომ ისინი გახდნენ ცხრილის რიგები (იხ. სურათი 6.20). შედეგად, მხოლოდ ცხრილის პირველი ორი სვეტის ატომებს ექნებათ ასეთი ელექტრონული კონფიგურაციები.

შევეცადოთ მივაღწიოთ ვალენტური ელექტრონული კონფიგურაციების მსგავსებას ცხრილის სხვა სვეტებში. ამისთვის მე-6 და მე-7 პერიოდებიდან ამოვჭრით ელემენტები 58 - 71 და 90 -103 ნომრებით (მათ აქვთ 4 ვ- და 5 ვ-ქვედონეები) და მოათავსეთ ისინი მაგიდის ქვეშ. დარჩენილი ელემენტების სიმბოლოები გადაინაცვლებს ჰორიზონტალურად, როგორც ნაჩვენებია სურათზე. ამის შემდეგ, ცხრილის იმავე სვეტის ელემენტების ატომებს ექნებათ მსგავსი ვალენტური კონფიგურაციები, რაც შეიძლება გამოიხატოს ზოგადი ვალენტური ელექტრონული ფორმულებით: ns 1 , ns 2 , ns 2 (ნ–1)დ 1 , ns 2 (ნ–1)დ 2 და ასე შემდეგ სანამ ns 2 np 6. ყველა გადახრა ზოგადი ვალენტობის ფორმულებიდან აიხსნება იმავე მიზეზებით, რაც ქრომისა და სპილენძის შემთხვევაში (იხ. პუნქტი 6.6).

როგორც ხედავთ, NRE-ის გამოყენებით და ელექტრონული გარსების მსგავსების პრინციპის გამოყენებით, ჩვენ მოვახერხეთ ქიმიური ელემენტების სისტემატიზაცია. ქიმიური ელემენტების ასეთ სისტემას ე.წ ბუნებრივი, რადგან ის ეფუძნება მხოლოდ ბუნების კანონებს. ჩვენ მიერ მიღებული ცხრილი (სურ. 6.21) არის გრაფიკული წარმოდგენის ერთ-ერთი გზა ბუნებრივი სისტემაელემენტები და ე.წ ქიმიური ელემენტების გრძელვადიანი ცხრილი.

ელექტრონულ გარსების მსგავსების პრინციპი, ქიმიური ელემენტების ბუნებრივი სისტემა („პერიოდული“ სისტემა), ქიმიურ ელემენტთა ცხრილი.

6.9. ქიმიური ელემენტების გრძელვადიანი ცხრილი

მოდით უფრო დეტალურად გავეცნოთ ქიმიური ელემენტების გრძელვადიანი ცხრილის სტრუქტურას.
ამ ცხრილის რიგებს, როგორც უკვე იცით, ელემენტების „პერიოდები“ ეწოდება. პერიოდები დანომრილია არაბული ციფრებით 1-დან 7-მდე. პირველ პერიოდში მხოლოდ ორი ელემენტია. მეორე და მესამე პერიოდები, რომლებიც შეიცავს რვა ელემენტს, ეწოდება მოკლეპერიოდები. მეოთხე და მეხუთე პერიოდები, თითოეული შეიცავს 18 ელემენტს, ეწოდება გრძელიპერიოდები. მეექვსე და მეშვიდე პერიოდები, თითოეული შეიცავს 32 ელემენტს, ე.წ ზედმეტი გრძელიპერიოდები.
ამ ცხრილის სვეტები ე.წ ჯგუფებიელემენტები. ჯგუფის ნომრები მითითებულია რომაული ციფრებით ლათინური ასოებით A ან B.
ზოგიერთი ჯგუფის ელემენტებს აქვთ საკუთარი საერთო (ჯგუფური) სახელები: IA ჯგუფის ელემენტები (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - ტუტე ელემენტები(ან ტუტე ლითონის ელემენტები); ჯგუფის IIA ელემენტები (Ca, Sr, Ba და Ra) - ტუტე დედამიწის ელემენტები(ან ტუტე დედამიწის ლითონის ელემენტები) (სახელწოდება "ტუტე ლითონები" და ტუტე მიწის ლითონები" ეხება მარტივ ნივთიერებებს, რომლებიც წარმოიქმნება შესაბამისი ელემენტებით და არ უნდა იქნას გამოყენებული ელემენტების ჯგუფების სახელებად); VIA ჯგუფის ელემენტები (O, S, Se, Te, Po) - ქალკოგენები, VIIA ჯგუფის ელემენტები (F, Cl, Br, I, At) – ჰალოგენები, VIIIA ჯგუფის ელემენტები (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – კეთილშობილი გაზის ელემენტები.(ტრადიციული სახელწოდება "კეთილშობილი აირები" ასევე ეხება მარტივ ნივთიერებებს)
ჩვეულებრივად გამოყვანილია ქვედა ნაწილიცხრილის ელემენტები სერიული ნომრებით 58 - 71 (Ce - Lu) ეწოდება ლანთანიდები("ლანთანუმის შემდეგ") და ელემენტები სერიული ნომრებით 90 - 103 (Th - Lr) - აქტინიდები("აქტინიუმის შემდეგ"). არსებობს გრძელი პერიოდის ცხრილის ვარიანტი, რომელშიც ლანთანიდები და აქტინიდები არ არის ამოჭრილი NRE-დან, მაგრამ რჩებიან თავიანთ ადგილებზე ზედმეტად ხანგრძლივ პერიოდებში. ამ ცხრილს ზოგჯერ უწოდებენ ზედმეტი ხანგრძლივი პერიოდი.
გრძელი პერიოდის ცხრილი დაყოფილია ოთხად ბლოკი(ან სექციები).
s-ბლოკიმოიცავს IA და IIA ჯგუფების ელემენტებს საერთო ვალენტური ელექტრონული ფორმულებით ns 1 და ns 2 (s-ელემენტები).
p-ბლოკიმოიცავს ელემენტებს IIIA ჯგუფიდან VIIIA-მდე საერთო ვალენტური ელექტრონული ფორმულებით ns 2 np 1-მდე ns 2 np 6 (p-ელემენტები).
დ-ბლოკიმოიცავს ელემენტებს IIIB-დან IIB ჯგუფამდე საერთო ვალენტური ელექტრონული ფორმულებით ns 2 (ნ–1)დ 1-მდე ns 2 (ნ–1)დ 10 (d-ელემენტები).
f-ბლოკიმოიცავს ლანთანიდებს და აქტინიდებს ( f-ელემენტები).

ელემენტები ს- და გვ-ბლოკები ქმნიან A-ჯგუფებს და ელემენტებს დ-ბლოკი - ქიმიური ელემენტების სისტემის B ჯგუფი. ყველა ვ-ელემენტები ფორმალურად შედის IIIB ჯგუფში.
პირველი პერიოდის ელემენტები - წყალბადი და ჰელიუმი - არის ს-ელემენტები და შეიძლება განთავსდეს IA და IIA ჯგუფებში. მაგრამ ჰელიუმი უფრო ხშირად მოთავსებულია VIIIA ჯგუფში, როგორც ელემენტი, რომლითაც მთავრდება პერიოდი, რომელიც სრულად შეესაბამება მის თვისებებს (ჰელიუმი, ისევე როგორც ყველა სხვა მარტივი ნივთიერებებიამ ჯგუფის ელემენტებით წარმოქმნილი არის კეთილშობილი გაზი). წყალბადი ხშირად მოთავსებულია VIIA ჯგუფში, რადგან მისი თვისებები ბევრად უფრო ახლოს არის ჰალოგენებთან, ვიდრე ტუტე ელემენტებთან.
სისტემის თითოეული პერიოდი იწყება ელემენტით, რომელსაც აქვს ატომების ვალენტური კონფიგურაცია ns 1, რადგან სწორედ ამ ატომებიდან იწყება შემდეგი ელექტრონული ფენის ფორმირება და მთავრდება ატომების ვალენტური კონფიგურაციის მქონე ელემენტით. ns 2 np 6 (პირველი პერიოდის გარდა). ეს აადვილებს ენერგეტიკულ დიაგრამაში ქვედონეების ჯგუფების იდენტიფიცირებას, რომლებიც ივსება ელექტრონებით თითოეული პერიოდის ატომში (ნახ. 6.22). შეასრულეთ ეს სამუშაო ყველა ქვედონეზე, რომელიც ნაჩვენებია სურათზე 6.4 თქვენს მიერ შექმნილ ასლში. ქვედონეები ხაზგასმულია სურათზე 6.22 (გარდა სრულად შევსებისა დ- და ვ-ქვედონეები) არის ვალენტობა მოცემული პერიოდის ყველა ელემენტის ატომისთვის.
პერიოდებში გამოჩენა ს-, გვ-, დ- ან ვ- ელემენტები სრულად შეესაბამება შევსების თანმიმდევრობას ს-, გვ-, დ- ან ვ- ელექტრონების ქვედონეები. ელემენტების სისტემის ეს მახასიათებელი საშუალებას იძლევა, იცოდეთ პერიოდი და ჯგუფი, რომელიც მოიცავს მოცემულ ელემენტს, დაუყოვნებლივ ჩაწეროთ მისი ვალენტურობის ელექტრონული ფორმულა.

ქიმიური ელემენტების, ბლოკების, პერიოდების, ჯგუფების, ტუტე ელემენტების, დედამიწის ტუტე ელემენტების, ქალკოგენების, ჰალოგენების, კეთილშობილი აირის ელემენტების, ლანთანოიდების, აქტინოიდების ხანგრძლივი პერიოდის ცხრილი.
ჩამოწერეთ ელემენტების ატომების ზოგადვალენტურობის ელექტრონული ფორმულები ა) IVA და IVB ჯგუფები, ბ) IIIA და VIIB ჯგუფები?
2. რა არის საერთო A და B ჯგუფების ელემენტების ატომების ელექტრონულ კონფიგურაციებს შორის? როგორ განსხვავდებიან ისინი?
3. ელემენტების რამდენი ჯგუფი შედის ა) ს- ბლოკი, ბ) რ- ბლოკი, გ) დ-ბლოკი?
4. გააგრძელეთ ნახაზი 30 ქვედონეების ენერგიის გაზრდის მიმართულებით და შეარჩიეთ ქვედონეების ჯგუფები, რომლებიც ივსება ელექტრონებით მე-4, მე-5 და მე-6 პერიოდებში.
5. ჩამოთვალეთ ატომების ვალენტური ქვედონეები ა) კალციუმი, ბ) ფოსფორი, გ) ტიტანი, დ) ქლორი, ე) ნატრიუმი. 6. ჩამოაყალიბეთ როგორ განსხვავდებიან ერთმანეთისგან s-, p- და d- ელემენტები.
7. ახსენი რატომ მიეკუთვნება ატომი რომელიმე ელემენტს, ეს განისაზღვრება ბირთვში პროტონების რაოდენობით და არა ამ ატომის მასით.
8. ლითიუმის, ალუმინის, სტრონციუმის, სელენის, რკინისა და ტყვიის ატომებისთვის შეადგინეთ ვალენტობა, სრული და შემოკლებული ელექტრონული ფორმულები და დახაზეთ ვალენტურობის ქვედონეების ენერგეტიკული დიაგრამები. 9. რომლის ელემენტების ატომები შეესაბამება შემდეგ ვალენტურ ელექტრონულ ფორმულებს: 3 ს 1 , 4ს 1 3დ 1, 2s 2 2 გვ 6 , 5ს 2 5გვ 2 , 5ს 2 4დ 2 ?

6.10. ატომის ელექტრონული ფორმულების სახეები. მათი შედგენის ალგორითმი

სხვადასხვა მიზნით, ჩვენ უნდა ვიცოდეთ ატომის სრული ან ვალენტური კონფიგურაცია. თითოეული ეს ელექტრონული კონფიგურაცია შეიძლება წარმოდგენილი იყოს როგორც ფორმულით, ასევე ენერგეტიკული დიაგრამით. ე.ი. ატომის სრული ელექტრონული კონფიგურაციაგამოხატული ატომის სრული ელექტრონული ფორმულა, ან ატომის სრული ენერგიის დიაგრამა. თავის მხრივ, ატომის ვალენტური ელექტრონის კონფიგურაციაგამოხატული ვალენტობა(ან, როგორც მას ხშირად უწოდებენ, " მოკლე") ატომის ელექტრონული ფორმულა, ან ატომის ვალენტურობის ქვედონეების დიაგრამა(სურ. 6.23).

ადრე ჩვენ ვაკეთებდით ატომების ელექტრონულ ფორმულებს ელემენტების რიგითი რიცხვების გამოყენებით. ამავდროულად განვსაზღვრეთ ქვედონეების ელექტრონებით შევსების თანმიმდევრობა ენერგეტიკული დიაგრამის მიხედვით: 1 ს, 2ს, 2გვ, 3ს, 3გვ, 4ს, 3დ, 4გვ, 5ს, 4დ, 5გვ, 6ს, 4ვ, 5დ, 6გვ, 7სდა ა.შ. და მხოლოდ სრული ელექტრონული ფორმულის ჩაწერით, ჩვენ ასევე შეგვიძლია ჩავწეროთ ვალენტობის ფორმულა.
უფრო მოსახერხებელია ატომის ვალენტურობის ელექტრონული ფორმულის დაწერა, რომელიც ყველაზე ხშირად გამოიყენება, ქიმიური ელემენტების სისტემაში ელემენტის პოზიციიდან გამომდინარე, პერიოდულ-ჯგუფის კოორდინატების მიხედვით.
მოდით განვიხილოთ დეტალურად, თუ როგორ კეთდება ეს ელემენტებისთვის ს-, გვ- და დ- ბლოკები.
ელემენტებისთვის ს-ატომის ბლოკვალენტური ელექტრონული ფორმულა შედგება სამი სიმბოლოსგან. ზოგადად, ეს შეიძლება დაიწეროს ასე:

პირველ რიგში (დიდი უჯრედის ადგილას) არის პერიოდის რიცხვი (ტოლია ამ ძირითადი კვანტური რიცხვის ს-ელექტრონები), ხოლო მესამეზე (ზედამწერში) - ჯგუფის რაოდენობა (ვალენტური ელექტრონების რაოდენობის ტოლი). მაგნიუმის ატომის მაგალითზე (მე-3 პერიოდი, ჯგუფი IIA), მივიღებთ:

ელემენტებისთვის გვატომის ბლოკვალენტური ელექტრონული ფორმულა შედგება ექვსი სიმბოლოსგან:

აქ, დიდი უჯრედების ნაცვლად, ასევე მითითებულია პერიოდის ნომერი (უდრის მათ ძირითად კვანტურ რიცხვს ს- და გვ-ელექტრონები), ხოლო ჯგუფის რიცხვი (ვალენტური ელექტრონების რაოდენობის ტოლი) აღმოჩნდება ზესკრიპტების ჯამის ტოლი. ჟანგბადის ატომისთვის (მე-2 პერიოდი, VIA ჯგუფი) ვიღებთ:

2ს 2 2გვ 4 .

ელემენტების უმეტესობის ვალენტურობის ელექტრონული ფორმულა დბლოკი შეიძლება დაიწეროს ასე:

როგორც წინა შემთხვევებში, აქაც, პირველი უჯრედის ნაცვლად, მოთავსებულია პერიოდის ნომერი (ტოლია ამ ძირითადი კვანტური რიცხვის ს-ელექტრონები). მეორე უჯრედში რიცხვი ერთით ნაკლები აღმოჩნდება, რადგან მათი მთავარი კვანტური რიცხვია დ- ელექტრონები. ჯგუფის ნომერიც აქ არის. ჯამის ტოლიაინდექსები. მაგალითია ტიტანის ვალენტური ელექტრონული ფორმულა (მე-4 პერიოდი, IVB ჯგუფი): 4 ს 2 3დ 2 .

ჯგუფის ნომერი უდრის ინდექსების ჯამს და VIB ჯგუფის ელემენტებს, მაგრამ ისინი, როგორც გახსოვთ, ვალენტობაზე ს-ქვედონე აქვს მხოლოდ ერთი ელექტრონი და ზოგადი ვალენტობის ელექტრონული ფორმულა ns 1 (ნ–1)დ 5 . ამრიგად, ვალენტური ელექტრონული ფორმულა, მაგალითად, მოლიბდენის (მე-5 პერიოდი) არის 5 ს 1 4დ 5 .
ასევე ადვილია IB ჯგუფის ნებისმიერი ელემენტის ვალენტური ელექტრონული ფორმულის გაკეთება, მაგალითად, ოქრო (მე-6 პერიოდი)>–>6 ს 1 5დ 10, მაგრამ ამ შემთხვევაში თქვენ უნდა გახსოვდეთ ეს დ- ამ ჯგუფის ელემენტების ატომების ელექტრონები კვლავ ვალენტურად რჩებიან და ზოგიერთ მათგანს შეუძლია მონაწილეობა მიიღოს ქიმიური ბმების ფორმირებაში.
IIB ჯგუფის ელემენტების ატომების ზოგადი ვალენტურობის ელექტრონული ფორმულა არის - ns 2 (ნ – 1)დათი . ამრიგად, თუთიის ატომის ვალენტური ელექტრონული ფორმულა არის 4 ს 2 3დ 10 .
Ძირითადი წესებიასევე ემორჩილება პირველი ტრიადის ელემენტების (Fe, Co და Ni) ვალენტურ ელექტრო ფორმულებს. რკინას, VIIB ჯგუფის ელემენტს, აქვს ვალენტური ელექტრონული ფორმულა 4 ს 2 3დ 6. კობალტის ატომს აქვს ერთი დ- მეტი ელექტრონი (4 ს 2 3დ 7), ხოლო ნიკელის ატომს აქვს ორი (4 ს 2 3დ 8).
ვალენტური ელექტრონული ფორმულების დასაწერად მხოლოდ ამ წესების გამოყენებით, შეუძლებელია ზოგიერთი ატომის ელექტრონული ფორმულების შედგენა. დ-ელემენტები (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), რადგან მათში, მაღალი სიმეტრიული ელექტრონული გარსების ტენდენციის გამო, ვალენტური ქვედონეების ელექტრონებით შევსებას აქვს გარკვეული დამატებითი მახასიათებლები.
ვალენტური ელექტრონული ფორმულის ცოდნით, შეიძლება ასევე ჩაიწეროს ატომის სრული ელექტრონული ფორმულა (იხ. ქვემოთ).
ხშირად, უხერხული სრული ელექტრონული ფორმულების ნაცვლად, ისინი წერენ შემოკლებული ელექტრონული ფორმულებიატომები. ელექტრონულ ფორმულაში მათი შედგენისთვის, არჩეულია ატომის ყველა ელექტრონი, გარდა ვალენტურისა, მათი სიმბოლოები მოთავსებულია კვადრატულ ფრჩხილებში და ელექტრონული ფორმულის ნაწილი, რომელიც შეესაბამება წინა ელემენტის ბოლო ელემენტის ატომის ელექტრონულ ფორმულას. პერიოდი (ელემენტი, რომელიც ქმნის კეთილშობილ გაზს) შეიცვალა ამ ატომის სიმბოლოთი.

სხვადასხვა ტიპის ელექტრონული ფორმულების მაგალითები ნაჩვენებია ცხრილში 14.

ცხრილი 14 ატომების ელექტრონული ფორმულების მაგალითები

	ელექტრონული ფორმულები
		შემოკლებით	ვალენტობა
	1ს 2 2ს 2 2გვ 3	2ს 2 2გვ 3	2ს 2 2გვ 3
	1ს 2 2ს 2 2გვ 6 3ს 2 3გვ 5	3ს 2 3გვ 5	3ს 2 3გვ 5
	1ს 2 2ს 2 2გვ 6 3ს 2 3გვ 6 4ს 2 3დ 5	4ს 2 3დ 5	4ს 2 3დ 5
	1ს 2 2ს 2 2გვ 6 3ს 2 3გვ 6 3დ 10 4ს 2 4გვ 3	4ს 2 4გვ 3	4ს 2 4გვ 3
	1ს 2 2ს 2 2გვ 6 3ს 2 3გვ 6 3დ 10 4ს 2 4გვ 6	4ს 2 4გვ 6	4ს 2 4გვ 6

ატომების ელექტრონული ფორმულების შედგენის ალგორითმი (იოდის ატომის მაგალითზე)

№ ოპერაციები	Ოპერაცია	შედეგი
	განსაზღვრეთ ატომის კოორდინატები ელემენტების ცხრილში.	პერიოდი 5, ჯგუფი VIIA
	დაწერეთ ვალენტურობის ელექტრონული ფორმულა.	5ს 2 5გვ 5
	დაამატეთ შიდა ელექტრონების სიმბოლოები იმ თანმიმდევრობით, რომლითაც ისინი ავსებენ ქვედონეებს.	1ს 2 2ს 2 2გვ 6 3ს 2 3გვ 6 4ს 2 3დ 10 4გვ 6 5ს 2 4დ 10 5გვ 5
	მთლიანად შევსებული ენერგიის შემცირების გათვალისწინებით დ- და ვ- ქვედონეები, ჩაწერეთ სრული ელექტრონული ფორმულა.
	მონიშნეთ ვალენტური ელექტრონები.	1ს 2 2ს 2 2გვ 6 3ს 2 3გვ 6 3დ 10 4ს 2 4გვ 6 4დ 10 5ს 2 5გვ 5
	აირჩიეთ წინა კეთილშობილი გაზის ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია.
	ჩამოწერეთ შემოკლებული ელექტრონული ფორმულა კომბინაციით კვადრატული ფრჩხილებიყველა არავალენტურიელექტრონები.	5ს 2 5გვ 5

შენიშვნები
1. მე-2 და მე-3 პერიოდის ელემენტებისთვის, მესამე ოპერაცია (მეოთხის გარეშე) დაუყოვნებლივ მივყავართ სრულ ელექტრონულ ფორმულამდე.
2. (ნ – 1)დ 10 - ელექტრონები რჩება ვალენტურობა IB ჯგუფის ელემენტების ატომებში.

სრული ელექტრონული ფორმულა, ვალენტობის ელექტრონული ფორმულა, შემოკლებული ELECTRONIC FORMULA, ALGORITHM FOR COMPOSING ELECTRONIC FORMULA OF ATOMS.
1. შეადგინეთ ელემენტის ატომის ვალენტურობის ელექტრონული ფორმულა ა) მესამე A ჯგუფის მეორე პერიოდი, ბ) მეორე A ჯგუფის მესამე პერიოდი, გ) მეოთხე A ჯგუფის მეოთხე პერიოდი.
2. გააკეთეთ მაგნიუმის, ფოსფორის, კალიუმის, რკინის, ბრომისა და არგონის ატომების შემოკლებული ელექტრონული ფორმულები.

6.11. ქიმიური ელემენტების მოკლე პერიოდის ცხრილი

ელემენტების ბუნებრივი სისტემის აღმოჩენიდან გასული 100 წელზე მეტი ხნის განმავლობაში, შემოთავაზებულია რამდენიმე ასეული ყველაზე მრავალფეროვანი ცხრილი, რომლებიც გრაფიკულად ასახავს ამ სისტემას. ამათგან, გრძელვადიანი ცხრილის გარდა, ყველაზე ფართოდ გამოიყენება დ.ი.მენდელეევის ელემენტების ე.წ. მოკლე პერიოდის ცხრილი მიიღება გრძელპერიოდიანიდან, თუ მე-4, მე-5, მე-6 და მე-7 პერიოდები ამოჭრილია IB ჯგუფის ელემენტების წინ, გადაადგილდება და მიღებული რიგები დაემატება ისევე, როგორც ჩვენ დავამატეთ. პერიოდები ადრე. შედეგი ნაჩვენებია ფიგურაში 6.24.

ლანთანიდები და აქტინიდები ასევე მოთავსებულია მთავარი მაგიდის ქვეშ.

AT ჯგუფებიეს ცხრილი შეიცავს ელემენტებს, რომელთა ატომებს აქვთ იგივე რაოდენობის ვალენტური ელექტრონებიარ აქვს მნიშვნელობა რა ორბიტალებში არიან ეს ელექტრონები. ასე რომ, ელემენტები ქლორი (ტიპიური ელემენტი, რომელიც ქმნის არალითონს; 3 ს 2 3გვ 5) და მანგანუმი (ლითონწარმომქმნელი ელემენტი; 4 ს 2 3დ 5), რომელსაც არ გააჩნია ელექტრონული გარსების მსგავსება, აქ მოხვდება იმავე მეშვიდე ჯგუფში. ასეთი ელემენტების გარჩევის აუცილებლობა ხდის ჯგუფებში გამოყოფას ქვეჯგუფები: მთავარი- გრძელი პერიოდის ცხრილის A-ჯგუფების ანალოგები და გვერდითი მოვლენებიარის B-ჯგუფების ანალოგები. 34-ე სურათზე ძირითადი ქვეჯგუფების ელემენტების სიმბოლოები გადატანილია მარცხნივ, ხოლო მეორადი ქვეჯგუფების ელემენტების სიმბოლოები გადატანილია მარჯვნივ.
მართალია, ცხრილში ელემენტების ასეთ განლაგებას ასევე აქვს თავისი უპირატესობები, რადგან ეს არის ვალენტური ელექტრონების რაოდენობა, რომელიც პირველ რიგში განსაზღვრავს ვალენტური შესაძლებლობებიატომი.
გრძელი პერიოდის ცხრილი ასახავს ატომების ელექტრონული სტრუქტურის კანონებს, ელემენტთა ჯგუფების მიხედვით მარტივი ნივთიერებებისა და ნაერთების თვისებების ცვლილების მსგავსებას და შაბლონებს, ატომების, მარტივი ნივთიერებებისა და ნაერთების დამახასიათებელი რიგი ფიზიკური რაოდენობების რეგულარულ ცვლილებას. ელემენტების სისტემაში და მრავალი სხვა. მოკლე პერიოდის ცხრილი ამ მხრივ ნაკლებად მოსახერხებელია.

მოკლე პერიოდის ცხრილი, ძირითადი ქვეჯგუფები, მეორადი ქვეჯგუფები.
1. თქვენ მიერ აგებული გრძელი პერიოდის ცხრილი გადააქციეთ ელემენტების ბუნებრივი სერიებიდან მოკლე პერიოდულ ცხრილად. განახორციელეთ საპირისპირო ტრანსფორმაცია.
2. შესაძლებელია თუ არა მოკლე პერიოდის ცხრილის ერთი ჯგუფის ელემენტების ატომების ზოგადვალენტური ელექტრონული ფორმულის გაკეთება? რატომ?

6.12. ატომის ზომები. ორბიტალური რადიუსი

.

ატომს არ აქვს მკაფიო საზღვრები. რა ითვლება იზოლირებული ატომის ზომად? ატომის ბირთვი გარშემორტყმულია ელექტრონული გარსით, ხოლო გარსი შედგება ელექტრონული ღრუბლებისგან. EO-ს ზომა ხასიათდება რადიუსით როო. გარე ფენის ყველა ღრუბელს აქვს დაახლოებით იგივე რადიუსი. ამრიგად, ატომის ზომა შეიძლება დახასიათდეს ამ რადიუსით. მას ეძახიან ატომის ორბიტალური რადიუსი(რ 0).

ატომების ორბიტალური რადიუსის მნიშვნელობები მოცემულია დანართში 5.
EO-ს რადიუსი დამოკიდებულია ბირთვის მუხტზე და რომელ ორბიტალზე მდებარეობს ელექტრონი, რომელიც ქმნის ამ ღრუბელს. შესაბამისად, ატომის ორბიტალური რადიუსიც იმავე მახასიათებლებზეა დამოკიდებული.
განვიხილოთ წყალბადის და ჰელიუმის ატომების ელექტრონული გარსი. როგორც წყალბადის ატომში, ასევე ჰელიუმის ატომში ელექტრონები განლაგებულია 1-ზე ს-AO და მათ ღრუბლებს იგივე ზომა ექნებოდათ, თუ ამ ატომების ბირთვების მუხტები ერთნაირი იქნებოდა. მაგრამ ჰელიუმის ატომის ბირთვის მუხტი ორჯერ აღემატება წყალბადის ატომის ბირთვის მუხტს. კულონის კანონის მიხედვით, ჰელიუმის ატომის თითოეულ ელექტრონზე მოქმედი მიზიდულობის ძალა ორჯერ აღემატება ელექტრონის მიზიდულობის ძალას წყალბადის ატომის ბირთვთან. ამიტომ ჰელიუმის ატომის რადიუსი გაცილებით მცირე უნდა იყოს ვიდრე წყალბადის ატომის რადიუსი. და არის: რ 0 (ის) / რ 0 (H) \u003d 0.291 E / 0.529 E 0.55.
ლითიუმის ატომს აქვს გარე ელექტრონი 2-ზე ს-AO, ანუ ქმნის მეორე ფენის ღრუბელს. ბუნებრივია, მისი რადიუსი უფრო დიდი უნდა იყოს. ნამდვილად: რ 0 (Li) = 1.586 E.
მეორე პერიოდის დარჩენილი ელემენტების ატომებს აქვთ გარე ელექტრონები (და 2 სდა 2 გვ) მოთავსებულია იმავე მეორე ელექტრონულ შრეში და ამ ატომების ბირთვის მუხტი იზრდება სერიული რიცხვის მატებასთან ერთად. ელექტრონები უფრო ძლიერად იზიდავს ბირთვს და, ბუნებრივია, ატომების რადიუსი მცირდება. ჩვენ შეგვიძლია გავიმეოროთ ეს არგუმენტები სხვა პერიოდების ელემენტების ატომებისთვის, მაგრამ ერთი დაზუსტებით: ორბიტალური რადიუსი მონოტონურად მცირდება მხოლოდ მაშინ, როდესაც თითოეული ქვედონე ივსება.
მაგრამ თუ უგულებელვყოფთ დეტალებს, მაშინ ელემენტების სისტემაში ატომების ზომის ცვლილების ზოგადი ბუნება ასეთია: პერიოდულ პერიოდში სერიული ნომრის გაზრდით, ატომების ორბიტალური რადიუსი მცირდება, ხოლო ჯგუფში. ისინი იზრდებიან. ყველაზე დიდი ატომი არის ცეზიუმის ატომი, ხოლო ყველაზე პატარა არის ჰელიუმის ატომი, მაგრამ ელემენტების ატომებიდან, რომლებიც ქმნიან ქიმიურ ნაერთებს (ჰელიუმი და ნეონი არ ქმნიან მათ), ყველაზე პატარა არის ფტორის ატომი.
ელემენტების ატომების უმეტესობას, რომლებიც დგანან ლანთანიდების შემდეგ ბუნებრივ სერიაში, აქვთ ორბიტალური რადიუსი ოდნავ უფრო მცირე, ვიდრე მოსალოდნელია, ზოგადი კანონების საფუძველზე. ეს გამოწვეულია იმით, რომ ელემენტების სისტემაში ლანთანუმსა და ჰაფნიუმს შორის 14 ლანთანიდია განთავსებული და, შესაბამისად, ჰაფნიუმის ატომის ბირთვული მუხტი არის 14. ელანთანზე მეტი. აქედან გამომდინარე, ამ ატომების გარე ელექტრონები უფრო ძლიერად იზიდავს ბირთვს, ვიდრე ისინი იზიდავდნენ ლანთანიდების არარსებობის შემთხვევაში (ამ ეფექტს ხშირად უწოდებენ "ლანთანიდის შეკუმშვას").
გთხოვთ გაითვალისწინოთ, რომ VIIIA ჯგუფის ელემენტების ატომებიდან IA ჯგუფის ელემენტების ატომებზე გადასვლისას, ორბიტალური რადიუსი მკვეთრად იზრდება. შესაბამისად, ჩვენი არჩევანი თითოეული პერიოდის პირველი ელემენტების შესახებ (იხ. § 7) სწორი აღმოჩნდა.

ატომის ორბიტალური რადიუსი, მისი ცვლილება ელემენტთა სისტემაში.
1. მე-5 დანართში მოცემული მონაცემების მიხედვით, გრაფიკულ ქაღალდზე დახაზეთ ატომის ორბიტალური რადიუსის დამოკიდებულება ელემენტის სერიულ ნომერზე ელემენტების ზ 1-დან 40-მდე. სიგრძე ჰორიზონტალური ღერძი 200 მმ, ვერტიკალური ღერძის სიგრძე 100 მმ.
2. როგორ შეგიძლიათ დაახასიათოთ შედეგად გატეხილი ხაზის გამოჩენა?

6.13. ატომის იონიზაციის ენერგია

თუ ელექტრონს ატომში აძლევთ დამატებით ენერგიას (ამას ფიზიკის კურსიდან შეიტყობთ), მაშინ ელექტრონი შეიძლება წავიდეს სხვა AO-ში, ანუ ატომი დასრულდება აღელვებული მდგომარეობა. ეს მდგომარეობა არასტაბილურია და ელექტრონი თითქმის მაშინვე დაუბრუნდება თავდაპირველ მდგომარეობას და ჭარბი ენერგია გამოიყოფა. მაგრამ თუ ელექტრონზე გადაცემული ენერგია საკმარისად დიდია, ელექტრონს შეუძლია მთლიანად დაშორდეს ატომს, ხოლო ატომს იონიზირებულიანუ ის იქცევა დადებითად დამუხტულ იონად ( კატიონი). ამისათვის საჭირო ენერგიას ე.წ ატომის იონიზაციის ენერგია(ედა).

ერთი ატომიდან ელექტრონის ამოღება და ამისთვის საჭირო ენერგიის გაზომვა საკმაოდ რთულია, ამიტომ იგი პრაქტიკულად განისაზღვრება და გამოიყენება. მოლური იონიზაციის ენერგია(E და m).

მოლური იონიზაციის ენერგია გვიჩვენებს, რა არის ყველაზე მცირე ენერგია, რომელიც საჭიროა 1 მოლი ელექტრონის 1 მოლი ატომისგან (თითოეული ატომიდან თითო ელექტრონი) გამოსაყოფად. ეს მნიშვნელობა ჩვეულებრივ იზომება კილოჯოულებში თითო მოლზე. ელემენტების უმეტესობისთვის პირველი ელექტრონის მოლური იონიზაციის ენერგიის მნიშვნელობები მოცემულია დანართში 6.
როგორ არის დამოკიდებული ატომის იონიზაციის ენერგია ელემენტების სისტემაში ელემენტის პოზიციაზე, ანუ როგორ იცვლება ის ჯგუფსა და პერიოდში?
ფიზიკური თვალსაზრისით, იონიზაციის ენერგია უდრის სამუშაოს, რომელიც უნდა დაიხარჯოს ელექტრონის მიზიდულობის ძალის დასაძლევად ატომზე, როდესაც ელექტრონი ატომიდან უსასრულო მანძილზე გადადის.

სადაც ქარის ელექტრონის მუხტი, ქარის ელექტრონის ამოღების შემდეგ დარჩენილი კათიონის მუხტი და რ o არის ატომის ორბიტალური რადიუსი.

და ქ, და ქარის მუდმივი მნიშვნელობები და შეიძლება დავასკვნათ, რომ ელექტრონის გამოყოფის სამუშაო მაგრამდა მასთან ერთად იონიზაციის ენერგია ედა, უკუპროპორციულია ატომის ორბიტალური რადიუსის.
ატომების ორბიტალური რადიუსების მნიშვნელობების ანალიზის შემდეგ სხვადასხვა ელემენტებიდა იონიზაციის ენერგიის შესაბამისი მნიშვნელობები, რომლებიც მოცემულია დანართებში 5 და 6, ხედავთ, რომ ამ მნიშვნელობებს შორის ურთიერთობა ახლოს არის პროპორციულთან, მაგრამ გარკვეულწილად განსხვავდება მისგან. მიზეზი იმისა, რომ ჩვენი დასკვნა კარგად არ ეთანხმება ექსპერიმენტულ მონაცემებს არის ის, რომ ჩვენ გამოვიყენეთ ძალიან უხეში მოდელი, რომელიც არ ითვალისწინებს ბევრ მნიშვნელოვან ფაქტორს. მაგრამ ამ უხეშმა მოდელმაც კი მოგვცა გაკეთების საშუალება სწორი დასკვნარომ ორბიტალური რადიუსის მატებასთან ერთად ატომის იონიზაციის ენერგია მცირდება და პირიქით, რადიუსის კლებასთან ერთად იზრდება.
ვინაიდან ატომების ორბიტალური რადიუსი მცირდება სერიული ნომრის გაზრდის პერიოდში, იონიზაციის ენერგია იზრდება. ჯგუფში ატომური რიცხვის მატებასთან ერთად ატომების ორბიტალური რადიუსი, როგორც წესი, იზრდება და იონიზაციის ენერგია მცირდება. ყველაზე მაღალი მოლური იონიზაციის ენერგია არის უმცირეს ატომებში, ჰელიუმის ატომებში (2372 კჯ/მოლი) და ატომებში, რომლებსაც შეუძლიათ ქიმიური ბმების ფორმირება, ფტორის ატომებში (1681 კჯ/მოლი). ყველაზე პატარა არის უდიდესი ატომებისთვის, ცეზიუმის ატომებისთვის (376 კჯ/მოლი). ელემენტების სისტემაში, იონიზაციის ენერგიის გაზრდის მიმართულება სქემატურად შეიძლება ნაჩვენები იყოს შემდეგნაირად:

ქიმიაში მნიშვნელოვანია, რომ იონიზაციის ენერგია ახასიათებს ატომის მიდრეკილებას „თავისი“ ელექტრონების გაცემისკენ: რაც უფრო დიდია იონიზაციის ენერგია, მით უფრო ნაკლებად არის მიდრეკილი ატომი ელექტრონების გაცემაზე და პირიქით.

აღგზნებული მდგომარეობა, იონიზაცია, კატიონი, იონიზაციის ენერგია, მოლარული იონიზაციის ენერგია, იონიზაციის ენერგიის ცვლილება ელემენტთა სისტემაში.
1. მე-6 დანართში მოცემული მონაცემების გამოყენებით, დაადგინეთ, რამდენი ენერგია გჭირდებათ დახარჯოთ ნატრიუმის ყველა ატომიდან ერთი ელექტრონის ამოსაღებად, რომლის საერთო მასა 1 გ-ია.
2. მე-6 დანართში მოცემული მონაცემების გამოყენებით დაადგინეთ, რამდენჯერ მეტი ენერგია უნდა დაიხარჯოს 3 გ მასის მქონე ნატრიუმის ყველა ატომიდან ერთი ელექტრონის გამოყოფისთვის, ვიდრე იმავე მასის კალიუმის ყველა ატომისგან. რატომ განსხვავდება ეს თანაფარდობა იმავე ატომების მოლური იონიზაციის ენერგიების თანაფარდობისაგან?
3. მე-6 დანართში მოცემული მონაცემების მიხედვით, დახაზეთ მოლური იონიზაციის ენერგიის დამოკიდებულება სერიულ ნომერზე ელემენტების ზ 1-დან 40-მდე. გრაფიკის ზომები იგივეა, რაც წინა აბზაცის ამოცანაში. ნახეთ, შეესაბამება თუ არა ეს გრაფიკი ელემენტების სისტემის „პერიოდების“ არჩევანს.

6.14. ელექტრონის აფინურობის ენერგია

.

ატომის მეორე ყველაზე მნიშვნელოვანი ენერგეტიკული მახასიათებელია ელექტრონებთან კავშირის ენერგია(ეთან).

პრაქტიკაში, როგორც იონიზაციის ენერგიის შემთხვევაში, ჩვეულებრივ გამოიყენება შესაბამისი მოლური რაოდენობა - მოლარული ელექტრონის აფინურობის ენერგია().

ელექტრონის აფინურობის მოლური ენერგია გვიჩვენებს, რა ენერგია გამოიყოფა, როდესაც ელექტრონის ერთი მოლი ემატება ერთ მოლს. ნეიტრალური ატომები(ერთი ელექტრონი ატომზე). მოლური იონიზაციის ენერგიის მსგავსად, ეს რაოდენობა ასევე იზომება კილოჯოულებში თითო მოლზე.
ერთი შეხედვით შეიძლება ჩანდეს, რომ ამ შემთხვევაში ენერგია არ უნდა გათავისუფლდეს, რადგან ატომი არის ნეიტრალური ნაწილაკი და არ არსებობს მიზიდულობის ელექტროსტატიკური ძალები ნეიტრალურ ატომსა და უარყოფითად დამუხტულ ელექტრონს შორის. პირიქით, ატომთან მიახლოებისას, ელექტრონი, როგორც ჩანს, უნდა მოიგერიოს იგივე უარყოფითად დამუხტული ელექტრონები, რომლებიც ქმნიან ელექტრონულ გარსს. სინამდვილეში ეს სიმართლეს არ შეესაბამება. დაიმახსოვრე, ოდესმე თუ გქონია საქმე ატომურ ქლორთან. Რათქმაუნდა არა. ყოველივე ამის შემდეგ, ის არსებობს მხოლოდ ძალიან მაღალ ტემპერატურაზე. კიდევ უფრო სტაბილური მოლეკულური ქლორი ბუნებაში პრაქტიკულად არ არის ნაპოვნი - საჭიროების შემთხვევაში, ის უნდა იქნას მიღებული ქიმიური რეაქციების გამოყენებით. და თქვენ მუდმივად უნდა გაუმკლავდეთ ნატრიუმის ქლორიდს (საერთო მარილს). სუფრის მარილს ხომ ადამიანი ყოველდღიურად მოიხმარს საკვებთან ერთად. და ეს საკმაოდ გავრცელებულია ბუნებაში. ყოველივე ამის შემდეგ, ჩვეულებრივი მარილის შემადგენლობა მოიცავს ქლორიდის იონებს, ანუ ქლორის ატომებს, რომლებსაც აქვთ მიმაგრებული თითო "დამატებითი" ელექტრონი. ქლორიდის იონების ამ გავრცელების ერთ-ერთი მიზეზი არის ის, რომ ქლორის ატომებს აქვთ ელექტრონების მიმაგრების ტენდენცია, ანუ როდესაც ქლორიდის იონები წარმოიქმნება ქლორის ატომებისა და ელექტრონებისგან, ენერგია გამოიყოფა.
ენერგიის გამოყოფის ერთ-ერთი მიზეზი უკვე ცნობილია თქვენთვის - ეს დაკავშირებულია ქლორის ატომის ელექტრონული გარსის სიმეტრიის ზრდასთან ერთჯერად დამუხტულზე გადასვლისას. ანიონი. ამავე დროს, როგორც გახსოვთ, ენერგია 3 გვ- ქვედონე მცირდება. არსებობს სხვა უფრო რთული მიზეზები.
გამომდინარე იქიდან, რომ რამდენიმე ფაქტორი გავლენას ახდენს ელექტრონის აფინურობის ენერგიის მნიშვნელობაზე, ელემენტების სისტემაში ამ მნიშვნელობის ცვლილების ბუნება ბევრად უფრო რთულია, ვიდრე იონიზაციის ენერგიის ცვლილების ბუნება. ამის გადამოწმება შეგიძლიათ მე-7 დანართში მოცემული ცხრილის ანალიზით. მაგრამ რადგან ამ რაოდენობის მნიშვნელობა განისაზღვრება, პირველ რიგში, იგივე ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედებით, როგორც იონიზაციის ენერგიის მნიშვნელობები, მაშინ მისი ცვლილება ელემენტების სისტემაში. (მიხედვით მინიმუმ A-ჯგუფებში) in ზოგადი თვალსაზრისითიონიზაციის ენერგიის ცვლილების მსგავსია, ანუ ჯგუფში ელექტრონების აფინურობის ენერგია მცირდება და იმ პერიოდში იზრდება. ის მაქსიმალურია ფტორის (328 კჯ/მოლი) და ქლორის (349 კჯ/მოლ) ატომებში. ელემენტების სისტემაში ელექტრონების აფინურობის ენერგიის ცვლილების ბუნება წააგავს იონიზაციის ენერგიის ცვლილების ბუნებას, ანუ ელექტრონის მიახლოების ენერგიის ზრდის მიმართულება სქემატურად შეიძლება იყოს ნაჩვენები შემდეგნაირად:

2. ჰორიზონტალური ღერძის გასწვრივ იმავე შკალაზე, როგორც წინა ამოცანებში, დახაზეთ ელექტრონის აფინურობის მოლური ენერგიის დამოკიდებულება ელემენტების ატომების სერიულ ნომერზე. ზ 1-დან 40-მდე აპლიკაციის გამოყენებით 7.
3.რა ფიზიკური მნიშვნელობააქვს ელექტრონებთან დაკავშირებული უარყოფითი ენერგია?
4. რატომ, მე-2 პერიოდის ელემენტების ყველა ატომიდან, მხოლოდ ბერილიუმს, აზოტსა და ნეონს აქვთ ელექტრონის აფინურობის მოლური ენერგიის უარყოფითი მნიშვნელობები?

6.15. ატომების ტენდენცია ელექტრონების შეწირვისა და მიღებისკენ

თქვენ უკვე იცით, რომ ატომის მიდრეკილება გასცეს საკუთარი და მიიღოს უცხო ელექტრონები, დამოკიდებულია მის ენერგეტიკულ მახასიათებლებზე (იონიზაციის ენერგია და ელექტრონების აფინურობის ენერგია). რომელი ატომები არიან უფრო მიდრეკილნი თავიანთი ელექტრონების შესაწირად და რომელი უფრო მეტად მიდრეკილნი არიან უცხო ადამიანების მიღებაზე?
ამ კითხვაზე პასუხის გასაცემად, მოდით შევაჯამოთ ცხრილში 15 ყველაფერი, რაც ვიცით ელემენტების სისტემაში ამ მიდრეკილებების ცვლილების შესახებ.

ცხრილი 15

ახლა განვიხილოთ რამდენი ელექტრონის გაცემა შეუძლია ატომს.
პირველი, in ქიმიური რეაქციებიატომს შეუძლია მხოლოდ ვალენტური ელექტრონების გაცემა, რადგან ენერგიულად უკიდურესად არახელსაყრელია დანარჩენის გაცემა. მეორეც, ატომი „ადვილად“ იძლევა (თუ დახრილია) მხოლოდ პირველ ელექტრონს, მეორე ელექტრონს იძლევა ბევრად უფრო რთულს (2-3-ჯერ), ხოლო მესამეს კიდევ უფრო რთულს (4-5-ჯერ). ამრიგად, ატომს შეუძლია ერთი, ორი და, უფრო იშვიათად, სამი ელექტრონის შემოწირულობა.
რამდენი ელექტრონის მიღება შეუძლია ატომს?
პირველ რიგში, ქიმიურ რეაქციებში ატომს შეუძლია ელექტრონების მიღება მხოლოდ ვალენტურობის ქვედონეებზე. მეორეც, ენერგიის განთავისუფლება ხდება მხოლოდ მაშინ, როდესაც პირველი ელექტრონი მიმაგრებულია (და ეს ყოველთვის ასე არ არის). მეორე ელექტრონის დამატება ყოველთვის ენერგიულად არახელსაყრელია და მით უმეტეს მესამესთვის. თუმცა, ატომს შეუძლია ერთი, ორი და (ძალიან იშვიათად) სამი ელექტრონის დამატებაროგორც წესი, რამდენიც აკლია მისი ვალენტური ქვედონეების შესავსებად.
ატომების მაიონიზაციისა და მათზე მეორე ან მესამე ელექტრონის მიმაგრების ენერგიის ხარჯები ანაზღაურდება ქიმიური ბმების წარმოქმნის დროს გამოთავისუფლებული ენერგიით. 4. როგორ იცვლება ელექტრონული გარსიკალიუმის, კალციუმის და სკანდიუმის ატომებზე, როცა ისინი ელექტრონებს აბარებენ? მიეცით ატომების მიერ ელექტრონების უკუცემის განტოლებები და ატომებისა და იონების შემოკლებული ელექტრონული ფორმულები.
5. როგორ იცვლება ქლორის, გოგირდის და ფოსფორის ატომების ელექტრონული გარსი უცხო ელექტრონების მიერთებისას? მიეცით ელექტრონის დამატების განტოლებები და ატომებისა და იონების შემოკლებული ელექტრონული ფორმულები.
6. დანართი 7-ის გამოყენებით დაადგინეთ რა ენერგია გამოთავისუფლდება ელექტრონების მიერ ნატრიუმის ყველა ატომზე. სრული წონა 1 წელი
7. დანართი 7-ის გამოყენებით დაადგინეთ, რა ენერგია უნდა დაიხარჯოს 0,1 მოლი Br– იონებისგან „დამატებითი“ ელექტრონების მოსაცილებლად?