ორბიტალების ავსება არააღგზნებულ ატომში ხდება ისე, რომ ატომის ენერგია მინიმალურია (მინიმალური ენერგიის პრინციპი). ჯერ ივსება პირველი ენერგეტიკული დონის ორბიტალები, შემდეგ მეორე და ჯერ ივსება s-ქვედონის ორბიტალი და მხოლოდ ამის შემდეგ p-ქვედონის ორბიტალები. 1925 წელს შვეიცარიელმა ფიზიკოსმა ვ. პაულიმ დაადგინა საბუნებისმეტყველო მეცნიერების ფუნდამენტური კვანტური მექანიკური პრინციპი (პაულის პრინციპი, რომელსაც ასევე უწოდებენ გამორიცხვის პრინციპს ან გამორიცხვის პრინციპს). პაულის პრინციპის მიხედვით:

ატომს არ შეიძლება ჰქონდეს ორი ელექტრონი, რომლებსაც აქვთ ოთხივე კვანტური რიცხვის ერთი და იგივე სიმრავლე.

ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია გამოიხატება ფორმულით, რომელშიც შევსებული ორბიტალები მითითებულია ძირითადი კვანტური რიცხვის ტოლი რიცხვისა და ორბიტალური კვანტური რიცხვის შესაბამისი ასოს კომბინაციით. ზემოწერი მიუთითებს ამ ორბიტალებში ელექტრონების რაოდენობაზე.

წყალბადი და ჰელიუმი

წყალბადის ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია არის 1s 1, ხოლო ჰელიუმის ატომია 1s 2. წყალბადის ატომს აქვს ერთი დაუწყვილებელი ელექტრონი, ხოლო ჰელიუმის ატომს აქვს ორი დაწყვილებული ელექტრონი. დაწყვილებულ ელექტრონებს აქვთ ყველა კვანტური რიცხვის იგივე მნიშვნელობა, გარდა სპინისა. წყალბადის ატომს შეუძლია დატოვოს თავისი ელექტრონი და გადაიქცეს დადებითად დამუხტულ იონად - H + კატიონად (პროტონად), რომელსაც არ აქვს ელექტრონები (ელექტრონული კონფიგურაცია 1s 0). წყალბადის ატომს შეუძლია დაამატოთ ერთი ელექტრონი და გახდეს უარყოფითად დამუხტული H - იონი (ჰიდრიდის იონი) ელექტრონული კონფიგურაციით 1s 2.

ლითიუმი

ლითიუმის ატომში სამი ელექტრონი განაწილებულია შემდეგნაირად: 1s 2 1s 1. ქიმიური ბმის ფორმირებაში მონაწილეობენ მხოლოდ გარე ენერგეტიკული დონის ელექტრონები, რომლებსაც უწოდებენ ვალენტურ ელექტრონებს. ლითიუმის ატომში ვალენტური ელექტრონი არის 2s ქვედონის ელექტრონი, ხოლო 1s ქვედონის ორი ელექტრონი არის შიდა ელექტრონები. ლითიუმის ატომი საკმაოდ ადვილად კარგავს თავის ვალენტურ ელექტრონს, გარდაიქმნება Li + იონში, რომელსაც აქვს 1s 2 2s 0 კონფიგურაცია. გაითვალისწინეთ, რომ ჰიდრიდის იონს, ჰელიუმის ატომს და ლითიუმის კატიონს ელექტრონების იგივე რაოდენობა აქვთ. ასეთ ნაწილაკებს იზოელექტრონული ეწოდება. მათ აქვთ მსგავსი ელექტრონული კონფიგურაციები, მაგრამ განსხვავებული ბირთვული მუხტი. ჰელიუმის ატომი ქიმიურად ძალიან ინერტულია, რაც განპირობებულია 1s 2 ელექტრონული კონფიგურაციის განსაკუთრებული სტაბილურობით. ორბიტალებს, რომლებიც არ ივსება ელექტრონებით, ეწოდება ვაკანტური. ლითიუმის ატომში 2p ქვედონის სამი ორბიტალი ვაკანტურია.

ბერილიუმი

ბერილიუმის ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია არის 1s 2 2s 2. როდესაც ატომი აღფრთოვანებულია, ელექტრონები დაბალი ენერგიის ქვედონიდან გადადიან უფრო მაღალი ენერგიის ქვედონის ვაკანტურ ორბიტალებზე. ბერილიუმის ატომის აგზნების პროცესი შეიძლება წარმოდგენილი იყოს შემდეგი სქემით:

1s 2 2s 2 (ძირითადი მდგომარეობა) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (აღგზნებული მდგომარეობა).

ბერილიუმის ატომის ნიადაგისა და აღგზნებული მდგომარეობების შედარება აჩვენებს, რომ ისინი განსხვავდებიან დაუწყვილებელი ელექტრონების რაოდენობით. ბერილიუმის ატომის ძირითად მდგომარეობაში არ არის დაუწყვილებელი ელექტრონები, აღგზნებულ მდგომარეობაში არის ორი. იმისდა მიუხედავად, რომ როდესაც ატომი აღფრთოვანებულია, პრინციპში, ნებისმიერი ელექტრონი დაბალი ენერგიის ორბიტალებიდან შეიძლება გადავიდეს უფრო მაღალ ორბიტალებზე, ქიმიური პროცესების განხილვისთვის მნიშვნელოვანია მხოლოდ გადასვლები ენერგიის ქვედონეებს შორის მსგავსი ენერგიებით.

ეს აიხსნება შემდეგნაირად. როდესაც ქიმიური ბმა იქმნება, ენერგია ყოველთვის გამოიყოფა, ანუ ორი ატომის კომბინაცია ენერგიულად უფრო ხელსაყრელ მდგომარეობაში გადადის. აგზნების პროცესი მოითხოვს ენერგიის ხარჯვას. ელექტრონების ერთსა და იმავე ენერგეტიკულ დონეზე დაწყვილებისას აგზნების ხარჯები ანაზღაურდება ქიმიური ბმის წარმოქმნით. ელექტრონების სხვადასხვა დონეზე დაწყვილებისას, აგზნების ხარჯები იმდენად მაღალია, რომ მათი კომპენსირება შეუძლებელია ქიმიური ბმის წარმოქმნით. შესაძლო ქიმიურ რეაქციაში პარტნიორის არარსებობის შემთხვევაში, აღგზნებული ატომი გამოყოფს ენერგიის კვანტს და უბრუნდება ძირითად მდგომარეობას – ამ პროცესს რელაქსაცია ეწოდება.

ბორ

ელემენტების პერიოდული ცხრილის მე-3 პერიოდის ელემენტების ატომების ელექტრონული კონფიგურაციები გარკვეულწილად მსგავსი იქნება ზემოთ მოცემულების (აბსკრიპტი მიუთითებს ატომურ რიცხვზე):

11 Na 3s 1
12 მგ 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15P 2s 2 3p 3

თუმცა, ანალოგია არ არის სრული, რადგან მესამე ენერგეტიკული დონე დაყოფილია სამ ქვედონედ და ყველა ჩამოთვლილ ელემენტს აქვს ცარიელი d-ორბიტალები, რომლებზეც ელექტრონებს შეუძლიათ გადაიტანონ აგზნებისას, გაზრდის სიმრავლეს. ეს განსაკუთრებით მნიშვნელოვანია ისეთი ელემენტებისთვის, როგორიცაა ფოსფორი, გოგირდი და ქლორი.

ფოსფორის ატომში დაუწყვილებელი ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა შეიძლება მიაღწიოს ხუთს:

ეს ხსნის ნაერთების არსებობის შესაძლებლობას, რომლებშიც ფოსფორის ვალენტობაა 5. აზოტის ატომს, რომელსაც აქვს სავალენტო ელექტრონების იგივე კონფიგურაცია, როგორც ფოსფორის ატომს, არ შეუძლია შექმნას ხუთი კოვალენტური ბმა.

მსგავსი სიტუაცია ჩნდება ჟანგბადისა და გოგირდის, ფტორისა და ქლორის ვალენტური შესაძლებლობების შედარებისას. გოგირდის ატომში ელექტრონების დაწყვილება იწვევს ექვსი დაუწყვილებელი ელექტრონის გამოჩენას:

3s 2 3p 4 (ძირითადი მდგომარეობა) → 3s 1 3p 3 3d 2 (აღგზნებული მდგომარეობა).

ეს შეესაბამება ექვსვალენტიან მდგომარეობას, რომელიც მიუწვდომელია ჟანგბადისთვის. აზოტის (4) და ჟანგბადის (3) მაქსიმალური ვალენტობა მოითხოვს უფრო დეტალურ განმარტებას, რომელიც მოგვიანებით იქნება მოცემული.

ქლორის მაქსიმალური ვალენტობა არის 7, რაც შეესაბამება ატომის აღგზნებული მდგომარეობის კონფიგურაციას 3s 1 3p 3 d 3.

მესამე პერიოდის ყველა ელემენტში ვაკანტური 3D ორბიტალების არსებობა აიხსნება იმით, რომ მე-3 ენერგეტიკული დონიდან დაწყებული, ელექტრონებით შევსებისას ხდება სხვადასხვა დონის ქვედონეების ნაწილობრივი გადახურვა. ამრიგად, 3D ქვედონე იწყებს შევსებას მხოლოდ 4s ქვედონის შევსების შემდეგ. ელექტრონების ენერგიის რეზერვი სხვადასხვა ქვედონეების ატომურ ორბიტალებში და, შესაბამისად, მათი შევსების თანმიმდევრობა იზრდება შემდეგი თანმიმდევრობით:

ორბიტალები, რომლებისთვისაც პირველი ორი კვანტური რიცხვის ჯამი (n + l) უფრო მცირეა, ადრე ივსება; თუ ეს ჯამები ტოლია, ჯერ ივსება ორბიტალები ქვედა ძირითადი კვანტური რიცხვით.

ეს ნიმუში ჩამოაყალიბა ვ.მ. კლეჩკოვსკიმ 1951 წელს.

ელემენტებს, რომელთა ატომებში s-ქვედონე ივსება ელექტრონებით, ეწოდება s-ელემენტები. ეს მოიცავს ყოველი პერიოდის პირველ ორ ელემენტს: წყალბადს, თუმცა, უკვე შემდეგ d- ელემენტში - ქრომი - არის გარკვეული „გადახრა“ ელექტრონების განლაგებაში ენერგეტიკულ დონეზე ძირითად მდგომარეობაში: მოსალოდნელი ოთხი დაუწყვილებელი ელექტრონის ნაცვლად. 3D ქვედონეზე, ქრომის ატომს აქვს ხუთი დაუწყვილებელი ელექტრონი 3d ქვედონეზე და ერთი დაუწყვილებელი ელექტრონი s ქვედონეზე: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

ერთი s-ელექტრონის d-ქვედონეზე გადასვლის ფენომენს ხშირად ელექტრონის „გაჟონვას“ უწოდებენ. ეს შეიძლება აიხსნას იმით, რომ ელექტრონებით შევსებული d-ქვედონის ორბიტალები უახლოვდება ბირთვს ელექტრონებსა და ბირთვს შორის გაზრდილი ელექტროსტატიკური მიზიდულობის გამო. შედეგად, მდგომარეობა 4s 1 3d 5 ხდება ენერგიულად უფრო ხელსაყრელი, ვიდრე 4s 2 3d 4. ამრიგად, ნახევრად შევსებულ d-ქვედონეს (d 5) აქვს გაზრდილი სტაბილურობა ელექტრონების განაწილების სხვა შესაძლო ვარიანტებთან შედარებით. ელექტრონული კონფიგურაცია, რომელიც შეესაბამება დაწყვილებული ელექტრონების მაქსიმალური შესაძლო რაოდენობის არსებობას, რომელიც მიიღწევა წინა d- ელემენტებში მხოლოდ აგზნების შედეგად, დამახასიათებელია ქრომის ატომის ძირითადი მდგომარეობისთვის. ელექტრონული კონფიგურაცია d 5 ასევე დამახასიათებელია მანგანუმის ატომისთვის: 4s 2 3d 5. შემდეგი d-ელემენტებისთვის d-ქვედონის თითოეული ენერგეტიკული უჯრედი ივსება მეორე ელექტრონით: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

სპილენძის ატომში მთლიანად შევსებული d-ქვედონის მდგომარეობა (d 10) მიღწევადი ხდება ერთი ელექტრონის 4s ქვედონიდან 3d ქვედონეზე გადასვლის გამო: 29 Cu 4s 1 3d 10. d-ელემენტების პირველი რიგის ბოლო ელემენტს აქვს ელექტრონული კონფიგურაცია 30 Zn 4s 23 d 10.

ზოგადი ტენდენცია, რომელიც გამოიხატება d 5 და d 10 კონფიგურაციების სტაბილურობაში, ასევე შეინიშნება ქვედა პერიოდების ელემენტებში. მოლიბდენს აქვს ქრომის მსგავსი ელექტრონული კონფიგურაცია: 42 Mo 5s 1 4d 5 და ვერცხლი სპილენძს: 47 Ag5s 0 d 10. უფრო მეტიც, d 10 კონფიგურაცია უკვე მიღწეულია პალადიუმში ორივე ელექტრონის 5s ორბიტალიდან 4d ორბიტალზე გადასვლის გამო: 46Pd 5s 0 d 10. არსებობს სხვა გადახრები d- და f-ორბიტალების მონოტონური შევსებიდან.

ელექტრონული კონფიგურაციაატომი არის მისი ელექტრონული ორბიტალების რიცხვითი გამოსახულება. ელექტრონული ორბიტალები არის სხვადასხვა ფორმის რეგიონები, რომლებიც მდებარეობს ატომის ბირთვის გარშემო, რომელშიც მათემატიკურად სავარაუდოა, რომ ელექტრონი აღმოჩნდება. ელექტრონული კონფიგურაცია ეხმარება მკითხველს სწრაფად და მარტივად უთხრას, რამდენი ელექტრონული ორბიტალი აქვს ატომს, ასევე განსაზღვროს ელექტრონების რაოდენობა თითოეულ ორბიტალში. ამ სტატიის წაკითხვის შემდეგ თქვენ დაეუფლებით ელექტრონული კონფიგურაციების შედგენის მეთოდს.

ნაბიჯები

ელექტრონების განაწილება D.I. მენდელეევის პერიოდული სისტემის გამოყენებით

იპოვეთ თქვენი ატომის ატომური ნომერი.თითოეულ ატომს აქვს მასთან დაკავშირებული ელექტრონების გარკვეული რაოდენობა. იპოვეთ თქვენი ატომის სიმბოლო პერიოდულ ცხრილში. ატომური რიცხვი არის დადებითი მთელი რიცხვი, რომელიც იწყება 1-დან (წყალბადისთვის) და იზრდება ერთით ყოველი მომდევნო ატომისთვის. ატომური რიცხვი არის პროტონების რაოდენობა ატომში და, შესაბამისად, ის ასევე არის ნულოვანი მუხტის მქონე ატომის ელექტრონების რაოდენობა.

განსაზღვრეთ ატომის მუხტი.ნეიტრალურ ატომებს ექნებათ ელექტრონების იგივე რაოდენობა, რაც ნაჩვენებია პერიოდულ ცხრილში. ამასთან, დამუხტულ ატომებს ექნებათ მეტ-ნაკლებად ელექტრონები, მათი მუხტის სიდიდის მიხედვით. თუ თქვენ მუშაობთ დამუხტულ ატომთან, დაამატეთ ან გამოაკლეთ ელექტრონები შემდეგნაირად: დაამატეთ თითო ელექტრონი ყოველ უარყოფით მუხტზე და გამოაკლოთ ერთი ყოველი დადებითი მუხტისთვის.

• მაგალითად, ნატრიუმის ატომს მუხტით -1 ექნება დამატებითი ელექტრონი გარდა ამისამის ფუძე ატომურ რიცხვს 11. სხვა სიტყვებით რომ ვთქვათ, ატომს სულ 12 ელექტრონი ექნება.
• თუ ვსაუბრობთ ნატრიუმის ატომზე +1 მუხტით, ერთი ელექტრონი უნდა გამოვაკლოთ საბაზისო ატომურ რიცხვს 11. ამრიგად, ატომს ექნება 10 ელექტრონი.

1. გახსოვდეთ ორბიტალების ძირითადი სია.ატომში ელექტრონების რაოდენობის მატებასთან ერთად, ისინი ავსებენ ატომის ელექტრონული გარსის სხვადასხვა ქვედონეებს კონკრეტული თანმიმდევრობის მიხედვით. ელექტრონული გარსის თითოეული ქვედონე, როდესაც შევსებულია, შეიცავს ელექტრონების ლუწი რაოდენობას. ხელმისაწვდომია შემდეგი ქვედონეები:

   ელექტრონული კონფიგურაციის აღნიშვნის გაგება.ელექტრონების კონფიგურაცია დაწერილია იმისათვის, რომ ნათლად აჩვენოს ელექტრონების რაოდენობა თითოეულ ორბიტალში. ორბიტალები იწერება თანმიმდევრობით, თითოეულ ორბიტალში ატომების რაოდენობა იწერება ორბიტალის სახელზე მარჯვნივ. დასრულებული ელექტრონული კონფიგურაცია იღებს ქვედონეზე აღნიშვნებისა და ზემოწერების თანმიმდევრობის ფორმას.

   • აი, მაგალითად, უმარტივესი ელექტრონული კონფიგურაცია: 1s 2 2s 2 2p 6 .ეს კონფიგურაცია აჩვენებს, რომ არის ორი ელექტრონი 1s ქვედონეზე, ორი ელექტრონი 2s ქვედონეზე და ექვსი ელექტრონი 2p ქვედონეზე. 2 + 2 + 6 = 10 ელექტრონი სულ. ეს არის ნეიტრალური ნეონის ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია (ნეონის ატომური ნომერი არის 10).

2. გახსოვდეთ ორბიტალების რიგი.გაითვალისწინეთ, რომ ელექტრონული ორბიტალები დანომრილია ელექტრონული გარსის რაოდენობის გაზრდის მიხედვით, მაგრამ განლაგებულია ენერგიის გაზრდის მიხედვით. მაგალითად, შევსებულ 4s 2 ორბიტალს აქვს უფრო დაბალი ენერგია (ან ნაკლები მობილურობა), ვიდრე ნაწილობრივ შევსებულ ან შევსებულ 3d 10 ორბიტალს, ამიტომ პირველ რიგში იწერება 4s ორბიტალი. მას შემდეგ რაც შეიტყობთ ორბიტალების წესრიგს, შეგიძლიათ მარტივად შეავსოთ ისინი ატომში ელექტრონების რაოდენობის მიხედვით. ორბიტალების შევსების თანმიმდევრობა ასეთია: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია, რომელშიც ყველა ორბიტალი ივსება, იქნება შემდეგი: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5sf 6 14 6d 10 7p 6
   • გაითვალისწინეთ, რომ ზემოაღნიშნული ჩანაწერი, როდესაც ყველა ორბიტალი ივსება, არის Uuo (ununoctium) 118 ელემენტის ელექტრონული კონფიგურაცია, პერიოდული ცხრილის ყველაზე მაღალი დანომრილი ატომი. ამრიგად, ეს ელექტრონული კონფიგურაცია შეიცავს ნეიტრალურად დამუხტული ატომის ყველა ამჟამად ცნობილ ელექტრონულ ქვედონეებს.

3. შეავსეთ ორბიტალები თქვენს ატომში ელექტრონების რაოდენობის მიხედვით.მაგალითად, თუ გვინდა ჩავწეროთ კალციუმის ნეიტრალური ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია, უნდა დავიწყოთ პერიოდულ სისტემაში მისი ატომური რიცხვის ძიებით. მისი ატომური რიცხვია 20, ამიტომ 20 ელექტრონის მქონე ატომის კონფიგურაციას ზემოთ აღნიშნული თანმიმდევრობით დავწერთ.

   • შეავსეთ ორბიტალები ზემოთ მოყვანილი რიგის მიხედვით, სანამ არ მიაღწევთ მეოცე ელექტრონს. პირველ 1s ორბიტალს ექნება ორი ელექტრონი, 2s ორბიტალს ასევე ექნება ორი, 2p-ს ექნება ექვსი, 3s-ს ექნება ორი, 3p-ს ექნება 6, ხოლო 4s-ს ექნება 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) სხვა სიტყვებით რომ ვთქვათ, კალციუმის ელექტრონულ კონფიგურაციას აქვს ფორმა: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • გაითვალისწინეთ, რომ ორბიტალები განლაგებულია ენერგიის ზრდის მიხედვით. მაგალითად, როდესაც მზად ხართ გადავიდეთ მე-4 ენერგეტიკულ დონეზე, ჯერ ჩაწერეთ 4s ორბიტალი და მაშინ 3D. მეოთხე ენერგეტიკული დონის შემდეგ გადადიხარ მეხუთეზე, სადაც იგივე წესრიგი მეორდება. ეს ხდება მხოლოდ მესამე ენერგეტიკული დონის შემდეგ.

4. გამოიყენეთ პერიოდული ცხრილი, როგორც ვიზუალური ნიშანი.თქვენ ალბათ უკვე შენიშნეთ, რომ პერიოდული ცხრილის ფორმა შეესაბამება ელექტრონების ქვედონეების წესრიგს ელექტრონების კონფიგურაციაში. მაგალითად, მარცხნიდან მეორე სვეტის ატომები ყოველთვის მთავრდება "s 2"-ით, ხოლო თხელი შუა ნაწილის მარჯვენა კიდეზე ატომები ყოველთვის "d 10"-ით და ა.შ. გამოიყენეთ პერიოდული ცხრილი, როგორც ვიზუალური გზამკვლევი კონფიგურაციების ჩასაწერად - რამდენად შეესაბამება თქვენი ორბიტალების დამატების თანმიმდევრობა ცხრილში თქვენს პოზიციას. Იხილეთ ქვემოთ:

   • კერძოდ, ყველაზე მარცხენა ორი სვეტი შეიცავს ატომებს, რომელთა ელექტრონული კონფიგურაციები მთავრდება s ორბიტალებით, ცხრილის მარჯვენა ბლოკი შეიცავს ატომებს, რომელთა კონფიგურაციები მთავრდება p ორბიტალებით, ხოლო ქვედა ნახევარი შეიცავს ატომებს, რომლებიც მთავრდება f ორბიტალებით.
   • მაგალითად, როდესაც წერთ ქლორის ელექტრონულ კონფიგურაციას, დაფიქრდით ასე: „ეს ატომი მდებარეობს პერიოდული ცხრილის მესამე რიგში (ან „პერიოდი“). ის ასევე მდებარეობს p ორბიტალური ბლოკის მეხუთე ჯგუფში. პერიოდული ცხრილის შესაბამისად, მისი ელექტრონული კონფიგურაცია დასრულდება ..3p 5
   • გაითვალისწინეთ, რომ ცხრილის d და f ორბიტალური რეგიონის ელემენტებს ახასიათებთ ენერგიის დონეები, რომლებიც არ შეესაბამება იმ პერიოდს, რომელშიც ისინი მდებარეობს. მაგალითად, d-ორბიტალებით ელემენტების ბლოკის პირველი რიგი შეესაბამება 3D ორბიტალს, თუმცა ის მდებარეობს მე-4 პერიოდში, ხოლო ელემენტების პირველი რიგი f-ორბიტალებით შეესაბამება 4f ორბიტალს, მიუხედავად იმისა, რომ მე-6-შია. პერიოდი.

5. ისწავლეთ აბრევიატურები გრძელი ელექტრონული კონფიგურაციების დასაწერად.პერიოდული ცხრილის მარჯვენა კიდეზე მდებარე ატომებს უწოდებენ კეთილშობილური აირები.ეს ელემენტები ქიმიურად ძალიან სტაბილურია. გრძელი ელექტრონული კონფიგურაციების ჩაწერის პროცესის შესამცირებლად, უბრალოდ ჩაწერეთ უახლოესი კეთილშობილური გაზის ქიმიური სიმბოლო თქვენს ატომზე ნაკლები ელექტრონებით კვადრატულ ფრჩხილებში და შემდეგ გააგრძელეთ შემდგომი ორბიტალური დონის ელექტრონული კონფიგურაციის წერა. Იხილეთ ქვემოთ:

   • ამ კონცეფციის გასაგებად, სასარგებლო იქნება კონფიგურაციის მაგალითის დაწერა. მოდით დავწეროთ თუთიის კონფიგურაცია (ატომური ნომერი 30) აბრევიატურის გამოყენებით, რომელიც მოიცავს კეთილშობილ გაზს. თუთიის სრული კონფიგურაცია ასე გამოიყურება: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. თუმცა, ჩვენ ვხედავთ, რომ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 არის არგონის, კეთილშობილი გაზის ელექტრონული კონფიგურაცია. უბრალოდ შეცვალეთ თუთიის ელექტრონული კონფიგურაციის ნაწილი არგონის ქიმიური სიმბოლოთი კვადრატულ ფრჩხილებში (.)
   • ასე რომ, თუთიის ელექტრონულ კონფიგურაციას, რომელიც დაწერილია შემოკლებული ფორმით, აქვს ფორმა: 4s 2 3d 10 .
   • გთხოვთ გაითვალისწინოთ, რომ თუ თქვენ წერთ კეთილშობილი გაზის ელექტრონულ კონფიგურაციას, ვთქვათ არგონს, თქვენ არ შეგიძლიათ დაწეროთ იგი! ამ ელემენტის წინამდებარე კეთილშობილური გაზის აბრევიატურა უნდა გამოვიყენოთ; არგონისთვის ეს იქნება ნეონი ().

   პერიოდული ცხრილის გამოყენებით ADOMAH

   1. დაეუფლეთ პერიოდულ ცხრილს ADOMAH.ელექტრონული კონფიგურაციის ჩაწერის ეს მეთოდი არ საჭიროებს დამახსოვრებას, მაგრამ მოითხოვს შეცვლილ პერიოდულ ცხრილს, რადგან ტრადიციულ პერიოდულ სისტემაში, მეოთხე პერიოდიდან დაწყებული, პერიოდის ნომერი არ შეესაბამება ელექტრონულ გარსს. იპოვეთ პერიოდული ცხრილი ADOMAH - პერიოდული ცხრილის განსაკუთრებული ტიპი, რომელიც შემუშავებულია მეცნიერის ვალერი ციმერმანის მიერ. მისი პოვნა მარტივია ინტერნეტის მოკლე ძიებით.

      • ADOMAH-ის პერიოდულ სისტემაში ჰორიზონტალური რიგები წარმოადგენს ელემენტების ჯგუფებს, როგორიცაა ჰალოგენები, კეთილშობილი აირები, ტუტე ლითონები, ტუტე დედამიწის ლითონები და ა.შ. ვერტიკალური სვეტები შეესაბამება ელექტრონულ დონეებს, ხოლო ეგრეთ წოდებული „კასკადები“ (s, p, d და f ბლოკების დამაკავშირებელი დიაგონალური ხაზები) შეესაბამება პერიოდებს.
      • ჰელიუმი გადაადგილდება წყალბადისკენ, რადგან ორივე ამ ელემენტს ახასიათებს 1s ორბიტალი. წერტილის ბლოკები (s,p,d და f) ნაჩვენებია მარჯვენა მხარეს, ხოლო დონის ნომრები მოცემულია ბოლოში. ელემენტები წარმოდგენილია უჯრებში 1-დან 120-მდე. ეს რიცხვები ჩვეულებრივი ატომური რიცხვებია, რომლებიც წარმოადგენენ ელექტრონების მთლიან რაოდენობას ნეიტრალურ ატომში.

   2. იპოვეთ თქვენი ატომი ADOMAH ცხრილში.ელემენტის ელექტრონული კონფიგურაციის ჩასაწერად, მოძებნეთ მისი სიმბოლო პერიოდულ ცხრილში ADOMAH და გადაკვეთეთ ყველა ელემენტი უფრო მაღალი ატომური რიცხვით. მაგალითად, თუ თქვენ გჭირდებათ ერბიუმის (68) ელექტრონული კონფიგურაციის დაწერა, გადაკვეთეთ ყველა ელემენტი 69-დან 120-მდე.

      • გაითვალისწინეთ ნომრები 1-დან 8-მდე ცხრილის ბოლოში. ეს არის ელექტრონული დონეების რიცხვი, ან სვეტების რაოდენობა. უგულებელყოთ სვეტები, რომლებიც შეიცავს მხოლოდ გადახაზულ ერთეულებს. ერბიუმისთვის რჩება 1,2,3,4,5 და 6 სვეტები.

   3. დათვალეთ ორბიტალური ქვედონეები თქვენს ელემენტამდე.ცხრილის მარჯვნივ ნაჩვენები ბლოკის სიმბოლოების (s, p, d და f) და ძირში გამოსახული სვეტების ნომრების დათვალიერებისას, იგნორირება გაუკეთეთ ბლოკებს შორის დიაგონალურ ხაზებს და დაყავით სვეტები სვეტების ბლოკებად, ჩამოთვალეთ ისინი თანმიმდევრობით. ქვემოდან ზევით. ისევ, უგულებელყოთ ბლოკები, რომლებშიც ყველა ელემენტი გადაკვეთილია. ჩაწერეთ სვეტის ბლოკები, დაწყებული სვეტის ნომრიდან, რასაც მოჰყვება ბლოკის სიმბოლო, ასე რომ: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (ერბიუმისთვის).

      • გთხოვთ გაითვალისწინოთ: Er-ის ზემოაღნიშნული ელექტრონული კონფიგურაცია დაწერილია ელექტრონის ქვედონეების რიცხვის ზრდადი თანმიმდევრობით. ის ასევე შეიძლება დაიწეროს ორბიტალების შევსების მიხედვით. ამისათვის მიჰყევით კასკადებს ქვემოდან ზემოდან, ვიდრე სვეტები, როდესაც წერთ სვეტების ბლოკებს: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. დაითვალეთ ელექტრონები თითოეული ელექტრონის ქვედონეზე.დათვალეთ ელემენტები ყოველ სვეტის ბლოკში, რომლებიც არ არის გადახაზული, მიამაგრეთ თითო ელექტრონი თითოეული ელემენტიდან და ჩაწერეთ მათი რიცხვი ბლოკის სიმბოლოს გვერდით თითოეული სვეტის ბლოკისთვის ასე: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . ჩვენს მაგალითში ეს არის ერბიუმის ელექტრონული კონფიგურაცია.

   5. გაითვალისწინეთ არასწორი ელექტრონული კონფიგურაციები.არსებობს თვრამეტი ტიპიური გამონაკლისი, რომლებიც დაკავშირებულია ატომების ელექტრონულ კონფიგურაციებთან ყველაზე დაბალი ენერგიის მდგომარეობაში, რომელსაც ასევე უწოდებენ მიწისქვეშა ენერგიის მდგომარეობას. ისინი არ ემორჩილებიან ზოგად წესს მხოლოდ ელექტრონების მიერ დაკავებული ბოლო ორი-სამი პოზიციისთვის. ამ შემთხვევაში, ფაქტობრივი ელექტრონული კონფიგურაცია ვარაუდობს, რომ ელექტრონები უფრო დაბალი ენერგიით არიან ატომის სტანდარტულ კონფიგურაციასთან შედარებით. გამონაკლისი ატომები მოიცავს:

      • კრ(..., 3d5, 4s1); კუ(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); მო(..., 4d5, 5s1); რუ(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); პდ(..., 4d10, 5s0); აღ(..., 4d10, 5s1); ლა(..., 5d1, 6s2); ცე(..., 4f1, 5d1, 6s2); გდ(..., 4f7, 5d1, 6s2); აუ(..., 5d10, 6s1); აკ(..., 6d1, 7s2); თ(..., 6d2, 7s2); პა(..., 5f2, 6d1, 7s2); უ(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) და Სმ(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • იმისათვის, რომ იპოვოთ ატომის ატომური რიცხვი, როდესაც ის დაწერილია ელექტრონული კონფიგურაციის სახით, უბრალოდ შეკრიბეთ ყველა ის რიცხვი, რომელიც მიჰყვება ასოებს (s, p, d და f). ეს მუშაობს მხოლოდ ნეიტრალურ ატომებზე, თუ იონთან გაქვთ საქმე, ის არ იმუშავებს - თქვენ მოგიწევთ დამატებითი ან დაკარგული ელექტრონების რაოდენობის დამატება ან გამოკლება.
   • ასოს შემდეგი რიცხვი არის ზედწერილი, არ დაუშვათ შეცდომა ტესტში.
   • არ არსებობს "ნახევრად სავსე" ქვედონის სტაბილურობა. ეს გამარტივებაა. ნებისმიერი სტაბილურობა, რომელიც მიეკუთვნება "ნახევრად შევსებულ" ქვედონეებს, განპირობებულია იმით, რომ თითოეულ ორბიტალს იკავებს ერთი ელექტრონი, რითაც მინიმუმამდეა დაყვანილი უკუგდება ელექტრონებს შორის.
   • თითოეული ატომი მიდრეკილია სტაბილურ მდგომარეობაში და ყველაზე სტაბილურ კონფიგურაციებში შევსებულია s და p ქვედონეები (s2 და p6). კეთილშობილ გაზებს აქვთ ეს კონფიგურაცია, ამიტომ ისინი იშვიათად რეაგირებენ და პერიოდულ სისტემაში მარჯვნივ განლაგებულნი არიან. ამიტომ, თუ კონფიგურაცია მთავრდება 3p 4-ით, მაშინ მას სჭირდება ორი ელექტრონი, რომ მიაღწიოს სტაბილურ მდგომარეობას (ექვსის დაკარგვისთვის, s-ქვედონის ელექტრონების ჩათვლით, მეტი ენერგიაა საჭირო, ამიტომ ოთხის დაკარგვა უფრო ადვილია). და თუ კონფიგურაცია მთავრდება 4d 3-ში, მაშინ სტაბილური მდგომარეობის მისაღწევად საჭიროა სამი ელექტრონის დაკარგვა. გარდა ამისა, ნახევრად შევსებული ქვედონეები (s1, p3, d5..) უფრო სტაბილურია, ვიდრე, მაგალითად, p4 ან p2; თუმცა, s2 და p6 კიდევ უფრო სტაბილური იქნება.
   • როდესაც საქმე გაქვთ იონთან, ეს ნიშნავს, რომ პროტონების რაოდენობა არ არის ელექტრონების რაოდენობის ტოლი. ატომის მუხტი ამ შემთხვევაში გამოსახული იქნება ქიმიური სიმბოლოს ზედა მარჯვენა მხარეს (ჩვეულებრივ). ამიტომ, ანტიმონის ატომს მუხტით +2 აქვს ელექტრონული კონფიგურაცია 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . გაითვალისწინეთ, რომ 5p 3 შეიცვალა 5p 1-ით. იყავით ფრთხილად, როდესაც ნეიტრალური ატომის კონფიგურაცია მთავრდება s და p-ის გარდა სხვა ქვედონეებით.როდესაც თქვენ წაართმევთ ელექტრონებს, მათი აღება შეგიძლიათ მხოლოდ ვალენტური ორბიტალებიდან (s და p ორბიტალებიდან). ამიტომ, თუ კონფიგურაცია მთავრდება 4s 2 3d 7-ით და ატომი მიიღებს მუხტს +2, მაშინ კონფიგურაცია დასრულდება 4s 0 3d 7-ით. გთხოვთ გაითვალისწინოთ, რომ 3d 7 არაიცვლება, ამის ნაცვლად იკარგება ელექტრონები s ორბიტალიდან.
   • არის პირობები, როდესაც ელექტრონი იძულებულია „გადავიდეს უფრო მაღალ ენერგეტიკულ დონეზე“. როდესაც ქვედონეს ერთი ელექტრონი აკლდება ნახევრად ან სავსეს, აიღეთ ერთი ელექტრონი უახლოესი s ან p ქვედონედან და გადაიტანეთ ის ქვედონეზე, რომელსაც ესაჭიროება ელექტრონი.
   • ელექტრონული კონფიგურაციის ჩაწერის ორი ვარიანტი არსებობს. ისინი შეიძლება დაიწეროს ენერგიის დონის რიცხვების მზარდი თანმიმდევრობით ან ელექტრონული ორბიტალების შევსების თანმიმდევრობით, როგორც ზემოთ იყო ნაჩვენები ერბიუმისთვის.
   • თქვენ ასევე შეგიძლიათ დაწეროთ ელემენტის ელექტრონული კონფიგურაცია მხოლოდ ვალენტობის კონფიგურაციის ჩაწერით, რომელიც წარმოადგენს ბოლო s და p ქვედონეებს. ამრიგად, ანტიმონის ვალენტური კონფიგურაცია იქნება 5s 2 5p 3.
   • იონები არ არის იგივე. მათთან გაცილებით რთულია. გამოტოვეთ ორი დონე და მიჰყევით იმავე ნიმუშს იმისდა მიხედვით, თუ სად დაიწყეთ და რამდენად დიდია ელექტრონების რაოდენობა.

H2+ ნაწილაკების წარმოქმნის პროცესი შეიძლება წარმოდგენილი იყოს შემდეგნაირად:

H + H+ H2+.

ამრიგად, ერთი ელექტრონი მდებარეობს შემაკავშირებელ მოლეკულურ s ორბიტალში.

ბმის სიმრავლე უდრის შემაკავშირებელ და ანტიშეკავშირებულ ორბიტალებში ელექტრონების რაოდენობის ნახევრად განსხვავებას. ეს ნიშნავს, რომ ბმის სიმრავლე H2+ ნაწილაკში არის (1 – 0):2 = 0,5. BC 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 მოლეკულას აქვს ერთი ბმა.

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 შემაკავშირებელი და ანტიბმატური ელექტრონების რაოდენობა იგივეა, და ვინაიდან ერთი ანტიბმა ელექტრონი ანადგურებს ერთი შემაკავშირებელ ელექტრონის ეფექტს, Be2 მოლეკულა არ არის გამოვლენილი ძირითადი მდგომარეობაში.

აზოტის მოლეკულას ორბიტალებში აქვს 10 ვალენტური ელექტრონი. N2 მოლეკულის ელექტრონული სტრუქტურა:

მას შემდეგ, რაც N2 მოლეკულას აქვს რვა შემაკავშირებელი და ორი ანტიბმატური ელექტრონი, ეს მოლეკულა შეიცავს სამმაგ კავშირს. აზოტის მოლეკულას აქვს დიამაგნიტური თვისებები, რადგან ის არ შეიცავს დაუწყვილებელ ელექტრონებს.

O2 მოლეკულის ორბიტალებში განაწილებულია 12 ვალენტური ელექტრონი, ამიტომ ამ მოლეკულას აქვს კონფიგურაცია:

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

O2-ის მოლეკულაში, ჰუნდის წესის შესაბამისად, ორი ელექტრონი პარალელური სპინებით მოთავსებულია სათითაოდ ერთნაირი ენერგიის მქონე ორ ორბიტალში (სურ. 9.2). BC 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 ბმის სიმრავლე არის (8–4): 2 = 2.

განვიხილოთ O2+ და O2- იონების ელექტრონული სტრუქტურა. O2+ იონს აქვს 11 ელექტრონი თავის ორბიტალებში, ამიტომ 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- .

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

F2 მოლეკულის ელექტრონული კონფიგურაცია არის:

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

N2, O2, F2 სერიებში მოლეკულებში ენერგიები და ბმის სიგრძეა:

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.

ატომში ელექტრონების რაოდენობა განისაზღვრება პერიოდულ სისტემაში ელემენტის ატომური ნომრით. ატომში ელექტრონების განთავსების წესების გამოყენებით, ნატრიუმის ატომისთვის (11 ელექტრონი) შეგვიძლია მივიღოთ შემდეგი ელექტრონული ფორმულა:

11 ნა: 1ს 2 2ს 2 2გვ 6 3ს 1

ტიტანის ატომის ელექტრონული ფორმულა:

22 Ti: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

თუ სრულ ან ნახევრად შევსებამდე დ-ქვედონე ( დ 10 ან დ 5-კონფიგურაცია) აკლია ერთი ელექტრონი, შემდეგ " ელექტრონის სრიალი " - წადი დ- მეზობელი ელექტრონის ერთი ქვედონე ს- ქვედონე. შედეგად, ქრომის ატომის ელექტრონული ფორმულა არის 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5, და არა 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3s 4, 2. და სპილენძის ატომის არის 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10, და არა 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9.

უარყოფითად დამუხტულ იონში - ანიონში ელექტრონების რაოდენობა აღემატება ნეიტრალურ ატომში ელექტრონების რაოდენობას იონის მუხტის რაოდენობით: 16. ს 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 ელექტრონი).

როდესაც დადებითად დამუხტული იონი - კატიონი წარმოიქმნება, ელექტრონები ჯერ ტოვებენ ქვედონეებს დიდი ძირითადი კვანტური რიცხვით: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 ელექტრონი).

ატომში ელექტრონები შეიძლება დაიყოს ორ ტიპად: შიდა და გარე (ვალენტურობა). შიდა ელექტრონები იკავებენ მთლიანად დასრულებულ ქვედონეებს, აქვთ დაბალი ენერგეტიკული მნიშვნელობები და არ მონაწილეობენ ელემენტების ქიმიურ გარდაქმნებში.

ვალენტური ელექტრონები- ეს არის ბოლო ენერგეტიკული დონის ელექტრონები და არასრული ქვედონეების ელექტრონები.

ვალენტური ელექტრონები მონაწილეობენ ქიმიური ბმების ფორმირებაში. განსაკუთრებით აქტიურია დაუწყვილებელი ელექტრონები. დაუწყვილებელი ელექტრონების რაოდენობა განსაზღვრავს ქიმიური ელემენტის ვალენტობას.

თუ ატომის ბოლო ენერგეტიკულ დონეზე არის ცარიელი ორბიტალები, მაშინ შესაძლებელია მათზე ვალენტური ელექტრონების დაწყვილება (ფორმირება აღელვებული მდგომარეობა ატომი).

მაგალითად, გოგირდის ვალენტური ელექტრონები არის ბოლო დონის ელექტრონები (3 ს 2 3გვ 4). გრაფიკულად, ამ ორბიტალების ელექტრონებით შევსების სქემა ასე გამოიყურება:

გრუნტის (გაუაღელვებელ) მდგომარეობაში გოგირდის ატომს აქვს 2 დაუწყვილებელი ელექტრონი და შეუძლია აჩვენოს II ვალენტობა.

ბოლო (მესამე) ენერგეტიკულ დონეზე გოგირდის ატომს აქვს თავისუფალი ორბიტალები (3D ქვედონე). გარკვეული ენერგიის ხარჯვით, გოგირდის ერთ-ერთი დაწყვილებული ელექტრონი შეიძლება გადავიდეს ცარიელ ორბიტალზე, რომელიც შეესაბამება ატომის პირველ აღგზნებულ მდგომარეობას.

ამ შემთხვევაში გოგირდის ატომს აქვს ოთხი დაუწყვილებელი ელექტრონი და მისი ვალენტობა არის IV.

გოგირდის ატომის დაწყვილებული 3s ელექტრონები ასევე შეიძლება დაწყვილდეს თავისუფალ ორბიტალურ 3D ორბიტალში:

ამ მდგომარეობაში გოგირდის ატომს აქვს 6 დაუწყვილებელი ელექტრონი და ავლენს VI ვალენტობას.

პრობლემა 1. დაწერეთ შემდეგი ელემენტების ელექტრონული კონფიგურაციები: N, სი, F e, Kr, Te, W.

გამოსავალი. ატომური ორბიტალების ენერგია იზრდება შემდეგი თანმიმდევრობით:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d.

თითოეული s-გარსი (ერთი ორბიტალი) შეიძლება შეიცავდეს არაუმეტეს ორი ელექტრონის, p-შრე (სამი ორბიტალი) - არაუმეტეს ექვსი, d-შრე (ხუთი ორბიტალი) - არაუმეტეს 10 და f- გარსი ( შვიდი ორბიტალი) - არაუმეტეს 14.

ატომის ძირითად მდგომარეობაში ელექტრონები იკავებენ ორბიტალებს ყველაზე დაბალი ენერგიით. ელექტრონების რაოდენობა უდრის ბირთვის მუხტს (ატომი მთლიანობაში ნეიტრალურია) და ელემენტის ატომური რიცხვი. მაგალითად, აზოტის ატომს აქვს 7 ელექტრონი, რომელთაგან ორი არის 1s ორბიტალში, ორი 2s ორბიტალში და დანარჩენი სამი ელექტრონი 2p ორბიტალში. აზოტის ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია:

7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. დარჩენილი ელემენტების ელექტრონული კონფიგურაციები:

14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2,

26 F ე : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6,

36 კ r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 ,

52 თე : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4,

74 თე : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .

პრობლემა 2. რომელ ინერტულ აირს და რომელ ელემენტის იონებს აქვთ იგივე ელექტრონული კონფიგურაცია, როგორც კალციუმის ატომიდან ყველა ვალენტური ელექტრონის ამოღების შედეგად წარმოქმნილი ნაწილაკი?

გამოსავალი. კალციუმის ატომის ელექტრონულ გარსს აქვს სტრუქტურა 1s 2 2s 2 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. როდესაც ორი ვალენტური ელექტრონი ამოღებულია, Ca 2+ იონი წარმოიქმნება კონფიგურაციით 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. ატომს აქვს იგივე ელექტრონული კონფიგურაცია არდა იონები S 2-, Cl -, K +, Sc 3+ და ა.შ.

პრობლემა 3. შეიძლება თუ არა Al 3+ იონის ელექტრონები იყოს შემდეგ ორბიტალებში: ა) 2p; ბ) 1p; გ) 3D?

გამოსავალი. ალუმინის ატომის ელექტრონული კონფიგურაციაა: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Al 3+ იონი წარმოიქმნება ალუმინის ატომიდან სამი ვალენტური ელექტრონის ამოღებით და აქვს ელექტრონული კონფიგურაცია 1s 2 2s 2 2p 6.

ა) ელექტრონები უკვე არიან 2p ორბიტალში;

ბ) l კვანტურ რიცხვზე დაწესებული შეზღუდვების შესაბამისად (l = 0, 1,…n -1), n ​​= 1-თან ერთად შესაძლებელია მხოლოდ მნიშვნელობა l = 0, შესაბამისად, 1p ორბიტალი არ არსებობს;

გ) ელექტრონები შეიძლება იყოს 3D ორბიტალში, თუ იონი აღგზნებულ მდგომარეობაშია.

დავალება 4.დაწერეთ ნეონის ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია პირველ აღგზნებულ მდგომარეობაში.

გამოსავალი. ნეონის ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია ძირითად მდგომარეობაშია 1s 2 2s 2 2p 6. პირველი აღგზნებული მდგომარეობა მიიღება ერთი ელექტრონის ყველაზე მაღალი დაკავებული ორბიტალიდან (2p) ყველაზე დაბალ დაუკავებელ ორბიტალზე (3s) გადასვლით. ნეონის ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია პირველ აღგზნებულ მდგომარეობაშია 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1.

პრობლემა 5. როგორია 12 C და 13 C, 14 N და 15 N იზოტოპების ბირთვების შემადგენლობა?

გამოსავალი. ბირთვში პროტონების რაოდენობა უდრის ელემენტის ატომურ რაოდენობას და იგივეა მოცემული ელემენტის ყველა იზოტოპისთვის. ნეიტრონების რაოდენობა უდრის მასის რაოდენობას (მითითებულია ელემენტის ნომრის ზედა მარცხენა მხარეს) გამოკლებული პროტონების რაოდენობა. ერთი და იგივე ელემენტის სხვადასხვა იზოტოპს აქვს სხვადასხვა რაოდენობის ნეიტრონები.

მითითებული ბირთვების შემადგენლობა:

12 C: 6p + 6n; 13 C: 6p + 7n; 14 N: 7p + 7n; 15 N: 7p + 8n.