Tulong sa Tele2, mga taripa, mga tanong

Komposisyon ng atom.

Ang isang atom ay binubuo ng atomic nucleus at elektronikong shell.

Ang nucleus ng isang atom ay binubuo ng mga proton ( p +) at mga neutron ( n 0). Karamihan sa mga atomo ng hydrogen ay may iisang proton nucleus.

Bilang ng mga proton N(p +) ay katumbas ng nuclear charge ( Z) at ang ordinal na bilang ng isang elemento sa natural na serye ng mga elemento (at sa periodic table ng mga elemento).

N(p +) = Z

Ang kabuuan ng bilang ng mga neutron N(n 0), na tinutukoy lamang ng titik N, at ang bilang ng mga proton Z tinawag napakalaking numero at tinutukoy ng titik A.

A = Z + N

Ang electron shell ng isang atom ay binubuo ng mga electron na gumagalaw sa paligid ng nucleus ( e -).

Bilang ng mga electron N(e-) sa electron shell ng isang neutral na atom ay katumbas ng bilang ng mga proton Z sa kaibuturan nito.

Ang masa ng isang proton ay humigit-kumulang katumbas ng masa ng isang neutron at 1840 beses na mas malaki kaysa sa masa ng isang elektron, kaya ang masa ng isang atom ay halos katumbas ng masa ng isang nucleus.

Ang hugis ng atom ay spherical. Ang radius ng nucleus ay humigit-kumulang 100,000 beses na mas maliit kaysa sa radius ng atom.

Elemento ng kemikal- ang uri ng mga atomo (isang set ng mga atomo) na may parehong nuclear charge (na may parehong bilang ng mga proton sa nucleus).

Isotope- isang set ng mga atom ng isang elemento na may parehong bilang ng mga neutron sa nucleus (o ang uri ng mga atomo na may parehong bilang ng mga proton at parehong bilang ng mga neutron sa nucleus).

Ang iba't ibang isotopes ay naiiba sa bawat isa sa bilang ng mga neutron sa nuclei ng kanilang mga atomo.

Ang pagtatalaga ng isang atom o isotope: (E ang simbolo ng isang elemento), halimbawa:.

Ang istraktura ng shell ng elektron ng isang atom

Atomic orbital- ang estado ng isang electron sa isang atom. Simbolo ng orbital -. Ang isang electron cloud ay tumutugma sa bawat orbital.

Ang mga orbital ng mga tunay na atomo sa lupa (hindi nasasabik) ay may apat na uri: s, p, d at f.

Electronic na ulap- isang bahagi ng espasyo kung saan ang isang electron ay maaaring matukoy na may 90 (o higit pa) porsyentong posibilidad.

Tandaan: minsan ang mga konsepto ng "atomic orbital" at "electron cloud" ay hindi nakikilala, na tinatawag na parehong "atomic orbital".

Ang electron shell ng isang atom ay layered. Electronic na layer nabuo ng mga ulap ng elektron na may parehong laki. Mga orbital ng isang anyo ng layer antas ng electronic ("enerhiya"), ang kanilang mga enerhiya ay pareho para sa isang hydrogen atom, ngunit naiiba para sa iba pang mga atom.

Ang mga katulad na orbital ng parehong antas ay pinagsama-sama sa elektroniko (enerhiya) mga sublevel:
s-sublevel (binubuo ng isa s-orbital), simbolo -.
p-sublevel (binubuo ng tatlo p
d-sublevel (binubuo ng lima d-orbital), simbolo -.
f-sublevel (binubuo ng pito f-orbital), simbolo -.

Ang mga enerhiya ng mga orbital ng isang sublevel ay pareho.

Kapag nagtatalaga ng mga sublevel, ang bilang ng layer (electronic layer) ay idinaragdag sa simbolo ng sublevel, halimbawa: 2 s, 3p, 5d ibig sabihin s-sublevel ng ikalawang antas, p-sublevel ng ikatlong antas, d-sublevel ng ikalimang antas.

Ang kabuuang bilang ng mga sublevel sa isang level ay katumbas ng level number n... Ang kabuuang bilang ng mga orbital sa isang antas ay n 2. Alinsunod dito, ang kabuuang bilang ng mga ulap sa isang layer ay din n 2 .

Mga pagtatalaga: - libreng orbital (walang mga electron), - orbital na may hindi magkapares na electron, - orbital na may pares ng elektron (na may dalawang electron).

Ang pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga orbital ng isang atom na may mga electron ay tinutukoy ng tatlong batas ng kalikasan (ang mga formulasyon ay ibinibigay sa isang pinasimpleng paraan):

1. Ang prinsipyo ng hindi bababa sa enerhiya - pinupuno ng mga electron ang mga orbital sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng enerhiya ng mga orbital.

2. Ang prinsipyo ni Pauli - sa isang orbital ay maaaring hindi hihigit sa dalawang electron.

3. Hund's rule - sa loob ng sublevel, unang pinupunan ng mga electron ang mga libreng orbital (isa-isa), at pagkatapos lamang ay bumubuo ng mga pares ng elektron.

Ang kabuuang bilang ng mga electron sa electronic level (o sa electronic layer) ay 2 n 2 .

Ang pamamahagi ng mga sublevel sa pamamagitan ng enerhiya ay ipinahayag bilang mga sumusunod (sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng enerhiya):

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

Ang pagkakasunud-sunod na ito ay malinaw na ipinahayag sa isang diagram ng enerhiya:

Ang pamamahagi ng mga electron ng isang atom sa mga antas, sublevel at orbital (electronic na pagsasaayos ng isang atom) ay maaaring ilarawan sa anyo ng isang elektronikong formula, isang diagram ng enerhiya, o, sa simpleng paraan, sa anyo ng isang diagram ng mga elektronikong layer (" electronic circuit").

Mga halimbawa ng elektronikong istraktura mga atomo:

Mga electron ng Valence- ang mga electron ng atom, na maaaring makilahok sa pagbuo ng mga bono ng kemikal. Para sa anumang atom, ito ang lahat ng mga panlabas na electron kasama ang mga pre-outer na electron, ang enerhiya na kung saan ay mas malaki kaysa sa mga panlabas. Halimbawa: ang Ca atom ay may mga panlabas na electron - 4 s 2, sila rin ay valence; ang Fe atom ay may mga panlabas na electron - 4 s 2, ngunit mayroon itong 3 d 6, samakatuwid ang iron atom ay may 8 valence electron. Ang valence electronic formula ng calcium atom ay 4 s 2, at ang iron atom - 4 s 2 3d 6 .

Sistemang pana-panahon mga elemento ng kemikal D. I. Mendeleeva
(natural na sistema ng mga elemento ng kemikal)

Pana-panahong batas ng mga elemento ng kemikal(modernong pagbabalangkas): mga katangian ng mga elemento ng kemikal, pati na rin ang simple at kumplikadong mga sangkap na nabuo ng mga ito ay pana-panahong nakadepende sa halaga ng singil mula sa atomic nuclei.

Sistemang pana-panahon- graphic na pagpapahayag ng pana-panahong batas.

Likas na hanay ng mga elemento ng kemikal- isang serye ng mga elemento ng kemikal, na nakaayos ayon sa pagtaas ng bilang ng mga proton sa nuclei ng kanilang mga atomo, o, na pareho, ayon sa pagtaas ng mga singil ng nuclei ng mga atomo na ito. Ang ordinal na numero ng isang elemento sa hilera na ito ay katumbas ng bilang ng mga proton sa nucleus ng anumang atom ng elementong ito.

Ang talahanayan ng mga elemento ng kemikal ay binuo sa pamamagitan ng "pagputol" ng natural na serye ng mga elemento ng kemikal mga panahon(mga pahalang na hilera ng talahanayan) at mga pagpapangkat (mga patayong haligi ng talahanayan) ng mga elemento na may katulad na elektronikong istruktura ng mga atom.

Depende sa paraan ng pagsasama-sama ng mga elemento sa mga grupo, ang talahanayan ay maaaring mahabang panahon(Ang mga elemento na may parehong bilang at uri ng valence electron ay kinokolekta sa mga grupo) at maikling panahon(Ang mga elemento na may parehong bilang ng mga valence electron ay kinokolekta sa mga grupo).

Ang mga pangkat ng talahanayan ng maikling panahon ay nahahati sa mga subgroup ( pangunahing at collateral) na tumutugma sa mga pangkat ng long-period table.

Ang lahat ng mga atomo ng mga elemento ng parehong panahon ay may parehong bilang ng mga elektronikong layer, katumbas ng bilang ng panahon.

Ang bilang ng mga elemento sa mga panahon: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Karamihan sa mga elemento ng ikawalong yugto ay nakuha nang artipisyal, ang mga huling elemento ng panahong ito ay hindi pa na-synthesize. Ang lahat ng mga panahon, maliban sa una, ay nagsisimula sa isang elemento na bumubuo ng isang alkali metal (Li, Na, K, atbp.), at nagtatapos sa isang elemento na bumubuo ng isang marangal na gas (He, Ne, Ar, Kr, atbp. ).

Sa talahanayan ng maikling panahon ay mayroong walong grupo, ang bawat isa ay nahahati sa dalawang subgroup (pangunahin at pangalawa), sa talahanayan ng mahabang panahon mayroong labing-anim na grupo, na binibilang sa mga numerong Romano na may mga titik A o B, para sa halimbawa: IA, IIIB, VIA, VIIB. Ang Group IA ng long-period table ay tumutugma sa pangunahing subgroup ng unang grupo ng short-period table; pangkat VIIB - isang side subgroup ng ikapitong grupo: ang iba ay magkatulad.

Ang mga katangian ng mga elemento ng kemikal ay natural na nagbabago sa mga grupo at panahon.

Sa mga panahon (na may pagtaas sa serial number)

• tumataas ang singil ng nucleus,
• ang bilang ng mga panlabas na electron ay tumataas,
• bumababa ang radius ng mga atomo,
• ang lakas ng bono ng mga electron na may nucleus (enerhiya ng ionization) ay tumataas,
• pagtaas ng electronegativity,
• nadagdagan ang mga katangian ng oxidizing mga simpleng sangkap("hindi metal"),
• ang pagbabawas ng mga katangian ng mga simpleng sangkap ("metallicity") ay humina,
• nagpapahina sa pangunahing katangian ng hydroxides at kaukulang mga oxide,
• ang acidic na katangian ng hydroxides at kaukulang mga oxide ay tumataas.

Sa mga pangkat (na may tumataas na serial number)

• tumataas ang singil ng nucleus,
• ang radius ng mga atom ay tumataas (lamang sa A-groups),
• bumababa ang lakas ng bono ng mga electron na may nucleus (enerhiya ng ionization; sa mga A-group lamang),
• binabawasan ang electronegativity (lamang sa A-groups),
• ang mga katangian ng oxidizing ng mga simpleng sangkap ay humina ("non-metallic"; sa mga A-group lamang),
• ang pagbabawas ng mga katangian ng mga simpleng sangkap ay pinahusay ("metallicity"; lamang sa A-groups),
• ang pangunahing katangian ng hydroxides at kaukulang mga oxide ay tumataas (lamang sa A-groups),
• ang acidic na kalikasan ng hydroxides at kaukulang mga oxide ay humina (lamang sa A-groups),
• bumababa ang katatagan ng mga compound ng hydrogen (tumataas ang aktibidad ng reductive nito; sa mga A-group lamang).

Mga problema at pagsubok sa paksang "Paksa 9." Ang istraktura ng atom. Periodic Law at Periodic Table of Chemical Elements (PSKhE) ni DI Mendeleev "."

• Pana-panahong batas - Pana-panahong batas at ang istraktura ng atoms 8-9 grade
  Dapat mong malaman: mga batas ng pagpuno ng mga orbital ng mga electron (prinsipyo ng hindi bababa sa enerhiya, prinsipyo ni Pauli, panuntunan ni Hund), istraktura panaka-nakang sistema mga elemento.

  Dapat mong: matukoy ang komposisyon ng isang atom sa pamamagitan ng posisyon ng isang elemento sa periodic system, at, sa kabaligtaran, makahanap ng isang elemento sa periodic system, alam ang komposisyon nito; ilarawan ang structure diagram, ang electronic configuration ng isang atom, ion, at, sa kabaligtaran, matukoy ang posisyon ng isang kemikal na elemento sa PSCE ayon sa diagram at electronic configuration; upang makilala ang elemento at ang mga sangkap na nabuo nito ayon sa posisyon nito sa PSCE; matukoy ang mga pagbabago sa radius ng mga atomo, mga katangian ng mga elemento ng kemikal at ang mga sangkap na nabuo ng mga ito sa loob ng isang panahon at isang pangunahing subgroup ng periodic system.

  Halimbawa 1. Tukuyin ang bilang ng mga orbital sa ikatlong antas ng elektroniko. Ano ang mga orbital na ito?
  Upang matukoy ang bilang ng mga orbital, ginagamit namin ang formula N orbital = n 2, saan n- numero ng antas. N orbital = 3 2 = 9. Isa 3 s-, tatlo 3 p- at lima 3 d-mga orbital.

  Halimbawa 2. Tukuyin kung aling atom kung aling elemento ang may electronic formula 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Upang matukoy kung aling elemento ito, kinakailangan upang malaman ang serial number nito, na katumbas ng kabuuang bilang ng mga electron ng atom. Sa kasong ito: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ito ay aluminyo.

  Matapos matiyak na ang lahat ng kailangan mo ay natutunan, magpatuloy sa mga gawain. Hangad namin ang bawat tagumpay.

  
  Inirerekomendang pagbabasa:
  • OS Gabrielyan at iba pa. Chemistry 11 class. M., Bustard, 2002;
  • G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. Kimika 11 cl. M., Edukasyon, 2001.

Mga electron

Ang konsepto ng isang atom ay nagmula sa sinaunang mundo upang tukuyin ang mga particle ng bagay. Isinalin mula sa Griyego, ang atom ay nangangahulugang "hindi mahahati".

Ang Irish physicist na si Stoney, batay sa mga eksperimento, ay dumating sa konklusyon na ang kuryente ay inililipat ang pinakamaliit na particle umiiral sa mga atomo ng lahat ng elemento ng kemikal. Noong 1891, iminungkahi ni Stoney na tawagan ang mga particle na ito ng mga electron, na sa Griyego ay nangangahulugang "amber". Ilang taon matapos makuha ng electron ang pangalan nito, pinatunayan ng English physicist na si Joseph Thomson at ng French physicist na si Jean Perrin na ang mga electron ay may negatibong singil. Ito ang pinakamaliit na negatibong singil, na sa kimika ay kinuha bilang isang yunit (-1). Nagawa pa ni Thomson na matukoy ang bilis ng paggalaw ng isang electron (ang bilis ng isang electron sa isang orbit ay inversely proportional sa bilang ng orbit n. Ang radii ng mga orbit ay lumalaki sa proporsyon sa parisukat ng bilang ng orbit. Sa unang orbit ng hydrogen atom (n = 1; Z = 1), ang bilis ay ≈ 2.2 · 106 m / c, iyon ay, halos isang daang beses na mas mababa kaysa sa bilis ng liwanag c = 3 · 108 m / s .) at ang masa ng isang elektron (ito ay halos 2000 beses na mas mababa kaysa sa masa ng isang hydrogen atom).

Ang estado ng mga electron sa isang atom

Ang estado ng isang electron sa isang atom ay nauunawaan bilang isang set ng impormasyon tungkol sa enerhiya ng isang partikular na electron at ang espasyo kung saan ito matatagpuan... Ang isang elektron sa isang atom ay walang trajectory ng paggalaw, iyon ay, maaari lamang pag-usapan ng isa ang posibilidad na mahanap ito sa espasyo sa paligid ng nucleus.

Maaari itong matatagpuan sa anumang bahagi ng puwang na ito na nakapalibot sa nucleus, at ang kumbinasyon ng iba't ibang posisyon nito ay itinuturing bilang isang electron cloud na may tiyak na density ng negatibong singil. Sa makasagisag na paraan, maaari itong isipin tulad ng sumusunod: kung, pagkatapos ng daan-daang o milyon-milyong mga segundo, posible na kunan ng larawan ang posisyon ng elektron sa atom, tulad ng sa pagtatapos ng larawan, kung gayon ang elektron sa gayong mga larawan ay ire-representa bilang mga tuldok. . Ang magkakapatong na hindi mabilang na mga larawan ay magreresulta sa isang larawan ng electron cloud na may pinakamataas na density kung saan mayroong karamihan sa mga puntong ito.

Ang espasyo sa paligid ng atomic nucleus, kung saan ang elektron ay malamang na matatagpuan, ay tinatawag na orbital. Naglalaman ito ng humigit-kumulang 90% e-cloud, at nangangahulugan ito na halos 90% ng oras na ang elektron ay nasa bahaging ito ng espasyo. Makilala sa anyo 4 na kasalukuyang kilalang uri ng mga orbital, na tinutukoy ng Latin s, p, d at f. Graphic na larawan ang ilang mga anyo ng mga orbital ng elektron ay ipinapakita sa figure.

Ang pinakamahalagang katangian ng paggalaw ng isang electron sa isang tiyak na orbital ay ang enerhiya ng koneksyon nito sa core... Ang mga electron na may malapit na mga halaga ng enerhiya ay bumubuo ng isang solong electronic layer, o antas ng enerhiya. Ang mga antas ng enerhiya ay binibilang simula sa core - 1, 2, 3, 4, 5, 6 at 7.

Ang integer n, na nagsasaad ng bilang ng antas ng enerhiya, ay tinatawag na pangunahing quantum number. Ito ay nagpapakilala sa enerhiya ng mga electron na sumasakop sa isang naibigay na antas ng enerhiya. Ang pinakamababang enerhiya ay tinataglay ng mga electron ng unang antas ng enerhiya, na pinakamalapit sa nucleus. Kung ikukumpara sa mga electron ng unang antas, ang mga electron ng kasunod na mga antas ay mailalarawan sa pamamagitan ng isang malaking halaga ng enerhiya. Dahil dito, ang mga electron ng panlabas na antas ay ang pinakamaliit na mahigpit na nakatali sa atomic nucleus.

Ang pinakamalaking bilang ng mga electron sa antas ng enerhiya ay tinutukoy ng formula:

N = 2n 2,

kung saan ang N ay ang pinakamataas na bilang ng mga electron; n ay ang bilang ng antas, o ang pangunahing numero ng quantum. Dahil dito, sa unang antas ng enerhiya na pinakamalapit sa nucleus ay maaaring hindi hihigit sa dalawang electron; sa pangalawa - hindi hihigit sa 8; sa pangatlo - hindi hihigit sa 18; sa ikaapat - hindi hihigit sa 32.

Simula sa pangalawang antas ng enerhiya (n = 2), ang bawat isa sa mga antas ay nahahati sa mga sublevel (mga sublayer), na bahagyang naiiba sa bawat isa sa nagbubuklod na enerhiya sa nucleus. Ang bilang ng mga sublevel ay katumbas ng halaga ng pangunahing quantum number: ang unang antas ng enerhiya ay may isang sublevel; ang pangalawa - dalawa; ang pangatlo - tatlo; ikaapat - apat na sublevel. Ang mga sublevel, naman, ay nabuo ng mga orbital. Sa bawat halagan ay tumutugma sa bilang ng mga orbital na katumbas ng n.

Nakaugalian na tukuyin ang mga sublevel may mga letrang Latin, pati na rin ang hugis ng mga orbital kung saan sila ay binubuo: s, p, d, f.

Mga proton at neutron

Ang atom ng anumang elemento ng kemikal ay maihahambing sa isang maliit Sistemang solar... Samakatuwid, ang gayong modelo ng atom, na iminungkahi ni E. Rutherford, ay tinatawag planetaryo.

Ang atomic nucleus, kung saan ang buong masa ng isang atom ay puro, ay binubuo ng dalawang uri ng mga particle - mga proton at neutron.

Ang mga proton ay may singil na katumbas ng singil ng mga electron, ngunit kabaligtaran sa sign (+1), at isang masa na katumbas ng masa ng isang hydrogen atom (ito ay kinuha bilang isang yunit sa kimika). Ang mga neutron ay walang singil, sila ay neutral at may mass na katumbas ng isang proton.

Ang mga proton at neutron ay sama-samang tinatawag na mga nucleon (mula sa Latin na nucleus - nucleus). Ang kabuuan ng bilang ng mga proton at neutron sa isang atom ay tinatawag na mass number... Halimbawa, ang mass number ng isang aluminum atom:

13 + 14 = 27

bilang ng mga proton 13, bilang ng mga neutron 14, bilang ng masa 27

Dahil ang masa ng elektron, na kung saan ay bale-wala, ay maaaring mapabayaan, ito ay malinaw na ang buong masa ng atom ay puro sa nucleus. Ang mga electron ay kumakatawan sa e -.

Mula noong atom neutral sa kuryente, malinaw din na ang bilang ng mga proton at electron sa isang atom ay pareho. Ito ay katumbas ng ordinal na bilang ng isang kemikal na elemento na nakatalaga dito sa Periodic Table. Ang masa ng isang atom ay binubuo ng masa ng mga proton at neutron. Alam ang ordinal na numero ng elemento (Z), ibig sabihin, ang bilang ng mga proton, at ang mass number (A), na katumbas ng kabuuan ng mga bilang ng mga proton at neutron, mahahanap natin ang bilang ng mga neutron (N) sa pamamagitan ng formula:

N = A - Z

Halimbawa, ang bilang ng mga neutron sa isang iron atom ay:

56 — 26 = 30

Isotopes

Ang iba't ibang mga atom ng parehong elemento, na may parehong nuclear charge, ngunit magkaibang mga mass number, ay tinatawag isotopes... Ang mga natural na elemento ng kemikal ay pinaghalong isotopes. Kaya, ang carbon ay may tatlong isotopes na may masa 12, 13, 14; oxygen - tatlong isotopes na may masa na 16, 17, 18, atbp. Karaniwang ibinibigay sa Periodic Table, ang relatibong atomic na masa ng isang elemento ng kemikal ay ang average na halaga ng atomic na masa ng natural na pinaghalong isotopes ng isang partikular na elemento, na kumukuha isinasaalang-alang ang kanilang relatibong kasaganaan sa kalikasan. Mga katangian ng kemikal ang mga isotopes ng karamihan sa mga elemento ng kemikal ay eksaktong pareho. Gayunpaman, malaki ang pagkakaiba ng hydrogen isotopes sa mga katangian dahil sa isang matalim na pagtaas ng marami sa kanilang kamag-anak na atomic na masa; binigyan pa sila ng mga indibidwal na pangalan at marka ng kemikal.

Mga elemento ng unang yugto

Diagram ng elektronikong istraktura ng hydrogen atom:

Ang mga diagram ng elektronikong istraktura ng mga atomo ay nagpapakita ng pamamahagi ng mga electron sa mga elektronikong layer (mga antas ng enerhiya).

Graphic electronic formula ng hydrogen atom (ipinapakita ang pamamahagi ng mga electron ayon sa mga antas ng enerhiya at mga sublevel):

Graphic mga elektronikong formula ang mga atomo ay nagpapakita ng pamamahagi ng mga electron hindi lamang sa mga antas at sublevel, kundi pati na rin sa mga orbital.

Sa isang helium atom, ang unang electron layer ay kumpleto - mayroong 2 electron sa loob nito. Hydrogen at helium - s-elemento; ang s-orbital ng mga atom na ito ay puno ng mga electron.

Lahat ng elemento ng ikalawang yugto puno na ang unang layer ng elektron, at pinupunan ng mga electron ang s- at p-orbitals ng pangalawang layer ng electron alinsunod sa prinsipyo ng hindi bababa sa enerhiya (una s at pagkatapos p) at ang mga panuntunan ng Pauli at Hund.

Sa neon atom, ang pangalawang layer ng elektron ay kumpleto - naglalaman ito ng 8 mga electron.

Para sa mga atomo ng mga elemento ng ikatlong yugto, ang una at pangalawang mga layer ng elektron ay nakumpleto, samakatuwid, ang ikatlong layer ng elektron ay napuno, kung saan maaaring sakupin ng mga electron ang 3s, 3p at 3d na mga sublevel.

Sa magnesium atom, ang 3s-electron orbital ay kinukumpleto. Ang Na at Mg ay mga s-elemento.

Sa aluminyo at kasunod na mga elemento, ang 3p-sublevel ay puno ng mga electron.

Para sa mga elemento ng ikatlong yugto, ang mga 3d orbital ay nananatiling hindi napupunan.

Ang lahat ng mga elemento mula Al hanggang Ar ay mga p-elemento. Ang mga s- at p-element ay bumubuo sa mga pangunahing subgroup sa Periodic Table.

Mga elemento ng ikaapat - ikapitong panahon

Ang mga atomo ng potasa at kaltsyum ay may ikaapat na layer ng elektron, ang 4s-sublevel ay napuno, dahil ito ay may mas mababang enerhiya kaysa sa 3d-sublevel.

K, Ca - s-elemento na kasama sa mga pangunahing subgroup. Sa mga atomo mula Sc hanggang Zn, ang 3d sublevel ay puno ng mga electron. Ito ay mga 3d na elemento. Ang mga ito ay kasama sa mga subgroup sa gilid, ang kanilang pre-external na electronic layer ay napuno, sila ay tinutukoy bilang mga elemento ng paglipat.

Bigyang-pansin ang istraktura ng mga shell ng elektron ng chromium at tanso na mga atomo. Sa kanila, mayroong isang "paglubog" ng isang elektron mula sa 4s- hanggang sa 3d-sublevel, na ipinaliwanag ng mas mataas na katatagan ng enerhiya ng mga nagresultang elektronikong pagsasaayos 3d 5 at 3d 10:

Sa zinc atom, ang ikatlong electronic layer ay kumpleto - lahat ng 3s, 3p, at 3d sublevels ay napuno dito, na may kabuuang 18 electron sa kanila. Sa mga elementong sumusunod sa zinc, ang ikaapat na layer ng elektron, ang 4p-sublevel, ay patuloy na pinupuno.

Ang mga elemento mula Ga hanggang Kr ay mga p-elemento.

Sa krypton atom, ang panlabas na layer (ikaapat) ay kumpleto, mayroon itong 8 electron. Ngunit maaaring mayroong 32 electron sa kabuuan sa ikaapat na layer ng elektron; Para sa krypton atom, ang 4d at 4f sublevel ay hindi pa rin napupunan. Para sa mga elemento ng ikalimang yugto, ang pagpuno ay isinasagawa ng mga antas sa sumusunod na pagkakasunud-sunod: 5s - 4d - 5p. At mayroon ding mga pagbubukod na nauugnay sa " kabiguan»Mga Electron, para sa 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Sa ikaanim at ikapitong yugto, lumilitaw ang mga f-element, iyon ay, mga elemento kung saan ang 4f at 5f sublevel ng ikatlong panlabas na layer ng elektron ay napuno, ayon sa pagkakabanggit.

Ang mga elemento ng 4f ay tinatawag na lanthanides.

Ang 5f-element ay tinatawag na actinides.

Ang pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga elektronikong sublevel sa mga atomo ng mga elemento ng ikaanim na panahon: 55 Cs at 56 Ba - 6s na elemento; 57 La… 6s 2 5d x - 5d-element; 58 Ce - 71 Lu - 4f-elemento; 72 Hf - 80 Hg - 5d na elemento; 81 Т1 - 86 Rn - 6d-elemento. Ngunit kahit dito mayroong mga elemento kung saan ang pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga orbital ng elektron ay "lumabag", na, halimbawa, ay nauugnay sa isang mas mataas na katatagan ng enerhiya ng kalahati at ganap na napuno ng mga f-sublevel, ibig sabihin, nf 7 at nf 14. Depende sa kung aling sublevel ng atom ang huling napuno ng mga electron, ang lahat ng elemento ay nahahati sa apat na elektronikong pamilya, o mga bloke:

• s-mga elemento... Ang s-sublevel ng panlabas na antas ng atom ay puno ng mga electron; Ang mga s-elemento ay kinabibilangan ng hydrogen, helium at mga elemento ng pangunahing subgroup ng mga pangkat I at II.

• mga p-elemento... Ang p-sublevel ng panlabas na antas ng atom ay puno ng mga electron; Ang mga p-element ay kinabibilangan ng mga elemento ng pangunahing subgroup ng III-VIII na grupo.

• d-elemento... Ang d-sublevel ng pre-outer level ng atom ay puno ng mga electron; Ang mga d-element ay kinabibilangan ng mga elemento ng pangalawang subgroup ng mga pangkat I-VIII, iyon ay, mga elemento ng ipinasok na mga dekada ng malalaking panahon na matatagpuan sa pagitan ng s- at p-element. Tinatawag din silang mga elemento ng paglipat.

• f-elemento... Ang f-sublevel ng ikatlong labas na antas ng atom ay puno ng mga electron; kabilang dito ang lanthanides at antinoids.

Ang Swiss physicist na si W. Pauli noong 1925 ay itinatag na sa isang atom sa isang orbital ay hindi maaaring magkaroon ng higit sa dalawang electron na may magkasalungat (antiparallel) na mga spins (isinalin mula sa Ingles - "spindle"), iyon ay, nagtataglay ng gayong mga katangian na ayon sa kaugalian, ikaw maaaring isipin kung paano ang pag-ikot ng isang electron sa paligid ng haka-haka na axis nito: clockwise o counterclockwise.

Ang prinsipyong ito ay tinatawag Prinsipyo ni Pauli... Kung mayroong isang electron sa orbital, kung gayon ito ay tinatawag na hindi ipinares, kung dalawa, kung gayon ang mga ito ay ipinares na mga electron, iyon ay, mga electron na may kabaligtaran na mga spin. Ang figure ay nagpapakita ng isang diagram ng paghahati ng mga antas ng enerhiya sa mga sublevel at ang pagkakasunud-sunod ng kanilang pagpuno.

Kadalasan, ang istraktura ng mga electron shell ng mga atom ay inilalarawan gamit ang enerhiya o mga quantum cell - ang tinatawag na mga graphic electronic formula ay nakasulat. Para sa notasyong ito, ginagamit ang sumusunod na notasyon: ang bawat quantum cell ay itinalaga ng isang cell na tumutugma sa isang orbital; ang bawat elektron ay ipinahiwatig ng isang arrow na tumutugma sa direksyon ng pag-ikot. Kapag nagsusulat ng isang graphic na electronic formula, dalawang panuntunan ang dapat tandaan: Ang prinsipyo ni Pauli at ang panuntunan ni F. Hund, ayon sa kung saan ang mga electron ay sumasakop sa mga libreng cell muna nang paisa-isa at sa parehong oras ay mayroon ang parehong halaga iikot, at pagkatapos lamang mag-asawa, ngunit ang mga pag-ikot, sa kasong ito, ayon sa prinsipyo ng Pauli, ay magiging magkasalungat na direksyon.

Ang panuntunan ni Hund at ang prinsipyo ni Pauli

Pamumuno ni Hund- ang panuntunan ng quantum chemistry, na tumutukoy sa pagkakasunud-sunod ng pagpuno sa mga orbital ng isang tiyak na sublayer at nabalangkas tulad ng sumusunod: ang kabuuang halaga ng spin quantum number ng mga electron ng isang naibigay na sublayer ay dapat na maximum. Binuo ni Friedrich Hund noong 1925.

Nangangahulugan ito na sa bawat isa sa mga sublayer na orbital, unang isang electron ang napupunan, at pagkatapos lamang maubos ang walang laman na orbital, isang pangalawang electron ang idinagdag sa orbital na ito. Sa kasong ito, sa isang orbital mayroong dalawang electron na may half-integer spins kabaligtaran ng tanda aling pares (bumubuo ng dalawang-elektron na ulap) at, bilang resulta, ang kabuuang pag-ikot ng orbital ay magiging katumbas ng zero.

Isa pang salita: Mas mababa sa enerhiya ang nasa atomic term kung saan nasiyahan ang dalawang kundisyon.

1. Ang multiplicity ay maximum
2. Kapag nag-tutugma ang multiplicities, ang kabuuang orbital angular momentum L ay pinakamataas.

Suriin natin ang panuntunang ito gamit ang halimbawa ng pagpuno sa mga orbital ng p-sublevel p-mga elemento ng ikalawang yugto (iyon ay, mula sa boron hanggang neon (sa diagram sa ibaba, ang mga pahalang na linya ay nagpapahiwatig ng mga orbital, ang mga patayong arrow ay nagpapahiwatig ng mga electron, at ang direksyon ng arrow ay nagpapahiwatig ng oryentasyon ng spin).

Pamumuno ni Klechkovsky

Ang panuntunan ni Klechkovsky - habang ang kabuuang bilang ng mga electron sa mga atomo ay tumataas (na may pagtaas sa mga singil ng kanilang nuclei, o ang mga ordinal na bilang ng mga elemento ng kemikal), ang mga atomic na orbital ay napupuno sa paraang ang hitsura ng mga electron sa isang mas mataas na enerhiya na orbital ay nakasalalay lamang sa pangunahing quantum number n at hindi nakadepende sa lahat ng iba pang quantum numbers na numero, kabilang ang mula sa l. Sa pisikal, nangangahulugan ito na sa isang atom na tulad ng hydrogen (sa kawalan ng pagtanggi ng electron-electron) ang enerhiya ng orbital ng isang elektron ay tinutukoy lamang ng spatial na distansya ng density ng singil ng elektron mula sa nucleus at hindi nakasalalay sa mga tampok ng ang paggalaw nito sa larangang nuklear.

Ang empirical na panuntunan ng Klechkovsky at ang kahihinatnang pamamaraan ng mga priyoridad ay medyo sumasalungat sa tunay na pagkakasunud-sunod ng enerhiya ng mga atomic orbital lamang sa dalawang kaso ng parehong uri: mga atomo ng Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au magkaroon ng electron "failure" na may s -sublevel ng panlabas na layer hanggang sa d-sublevel ng nakaraang layer, na humahantong sa isang mas energetically mas matatag na estado ng atom, ibig sabihin: pagkatapos punan ng dalawang electron ang orbital 6 s

Electronic na pagsasaayos atom ay isang pormula na nagpapakita ng pagkakaayos ng mga electron sa isang atom ayon sa mga antas at sublevel. Matapos pag-aralan ang artikulo, malalaman mo kung saan at kung paano matatagpuan ang mga electron, makilala ang mga numero ng quantum at magagawang bumuo ng elektronikong pagsasaayos ng isang atom sa pamamagitan ng numero nito, sa dulo ng artikulo mayroong isang talahanayan ng mga elemento.

Bakit pag-aralan ang elektronikong pagsasaayos ng mga elemento?

Ang mga atomo bilang isang konstruktor: mayroong isang tiyak na bilang ng mga bahagi, naiiba sila sa isa't isa, ngunit ang dalawang bahagi ng parehong uri ay eksaktong pareho. Ngunit ang constructor na ito ay mas kawili-wili kaysa sa plastic at narito kung bakit. Nagbabago ang configuration depende sa kung sino ang nasa malapit. Halimbawa, ang oxygen sa tabi ng hydrogen siguro nagiging tubig, sa tabi ng sodium sa gas, at ang pagiging katabi ng bakal ay ganap na nagiging kalawang. Upang masagot ang tanong kung bakit ito nangyayari at upang mahulaan ang pag-uugali ng isang atom sa tabi ng isa pa, kinakailangang pag-aralan ang elektronikong pagsasaayos, na tatalakayin sa ibaba.

Ilang electron ang mayroon sa isang atom?

Ang isang atom ay binubuo ng isang nucleus at mga electron na umiikot sa paligid nito; ang nucleus ay binubuo ng mga proton at neutron. Sa isang neutral na estado, ang bawat atom ay may parehong bilang ng mga electron bilang ang bilang ng mga proton sa nucleus nito. Ang bilang ng mga proton ay itinalaga ng ordinal na numero ng elemento, halimbawa, asupre, ay may 16 na proton - ang ika-16 na elemento ng periodic table. Ang ginto ay may 79 na proton - ika-79 na elemento ng periodic table. Alinsunod dito, sa sulfur sa neutral na estado mayroong 16 na mga electron, at sa ginto ay may 79 na mga electron.

Saan hahanapin ang isang electron?

Ang pagmamasid sa pag-uugali ng elektron, ang ilang mga pattern ay nagmula, ang mga ito ay inilarawan sa pamamagitan ng mga numero ng quantum, mayroong apat sa kanila:

• Principal Quantum Number
• Orbital quantum number
• Magnetic quantum number
• Iikot ang quantum number

Orbital

Dagdag pa, sa halip na salitang orbit, gagamitin natin ang terminong "orbital", ang orbital ay ang wave function ng electron, halos ito ay ang lugar kung saan ang electron ay gumugugol ng 90% ng oras.

N - antas
L - shell
M l - orbital na numero
M s - ang una o pangalawang elektron sa orbital

Orbital quantum number l

Bilang resulta ng pag-aaral ng electron cloud, nalaman nila na depende sa antas ng enerhiya, ang ulap ay may apat na pangunahing anyo: isang bola, dumbbells at ang iba pang dalawa, mas kumplikado. Sa pataas na pagkakasunud-sunod ng enerhiya, ang mga hugis na ito ay tinatawag na s-, p-, d- at f-shells. Ang bawat isa sa mga shell na ito ay maaaring maglaman ng 1 (para sa s), 3 (para sa p), 5 (para sa d) at 7 (para sa f) orbital. Ang orbital quantum number ay ang shell kung saan matatagpuan ang mga orbital. Ang orbital quantum number para sa s, p, d at f-orbitals ay kumukuha ng mga value na 0,1,2 o 3, ayon sa pagkakabanggit.

Sa s-shell, isang orbital (L = 0) - dalawang electron
Mayroong tatlong orbital sa p-shell (L = 1) - anim na electron
Ang d-shell ay may limang orbital (L = 2) - sampung electron
Ang f-shell ay may pitong orbital (L = 3) - labing-apat na electron

Magnetic quantum number m l

Mayroong tatlong mga orbital sa p-shell, ang mga ito ay tinutukoy ng mga numero mula -L hanggang + L, iyon ay, para sa p-shell (L = 1) mayroong mga orbital na "-1", "0" at "1" . Ang magnetic quantum number ay tinutukoy ng titik m l.

Sa loob ng shell, mas madali para sa mga electron na matatagpuan sa iba't ibang mga orbital, kaya ang mga unang electron ay pumupuno ng isa para sa bawat orbital, at pagkatapos ay isang pares nito ay nakakabit sa bawat isa.

Isaalang-alang ang isang d-shell:
ang d-shell ay tumutugma sa halaga L = 2, iyon ay, limang orbital (-2, -1,0,1 at 2), ang unang limang electron ay pumupuno sa shell na kumukuha ng mga halaga M l = -2, M l = -1, M l = 0 , M l = 1, M l = 2.

Paikutin ang quantum number m s

Ang spin ay ang direksyon ng pag-ikot ng isang electron sa paligid ng axis nito, mayroong dalawang direksyon, kaya ang spin quantum number ay may dalawang value: +1/2 at -1/2. Ang isang sublevel ng enerhiya ay maaaring maglaman ng dalawang electron lamang na may magkasalungat na mga spin. Ang spin quantum number ay tinutukoy ng m s

Principal quantum number n

Ang pangunahing quantum number ay ang antas ng enerhiya sa sa sandaling ito pitong antas ng enerhiya ang kilala, bawat isa ay tinutukoy ng isang numerong Arabiko: 1,2,3, ... 7. Ang bilang ng mga shell sa bawat antas ay katumbas ng bilang ng antas: sa unang antas mayroong isang shell, sa pangalawang dalawa, atbp.

Numero ng elektron

Kaya, ang anumang elektron ay maaaring ilarawan sa pamamagitan ng apat na numero ng quantum, ang kumbinasyon ng mga numerong ito ay natatangi para sa bawat posisyon ng elektron, kunin ang unang elektron, ang pinakamababang antas ng enerhiya ay N = 1, isang shell ay matatagpuan sa unang antas, ang ang unang shell sa anumang antas ay may hugis ng bola (s -shell), i.e. L = 0, ang magnetic quantum number ay maaaring tumagal lamang ng isang value, M l = 0 at ang spin ay magiging +1/2. Kung kukunin natin ang ikalimang electron (sa kahit anong atom ito), ang pangunahing mga numero ng quantum para dito ay: N = 2, L = 1, M = -1, spin 1/2.

Electronic na pagsasaayos ang atom ay isang numerical na representasyon ng mga electron orbital nito. Ang mga elektronikong orbital ay mga lugar ng iba't ibang hugis na matatagpuan sa paligid ng atomic nucleus, kung saan ang paghahanap ng isang electron ay mathematically probable. Nakakatulong ang electronic configuration na mabilis at madaling sabihin sa mambabasa kung gaano karaming mga electron orbital ang mayroon ang isang atom, pati na rin matukoy ang bilang ng mga electron sa bawat orbital. Matapos basahin ang artikulong ito, matututo ka na sa paraan ng pagbuo ng mga electronic configuration.

Mga hakbang

Pamamahagi ng mga electron gamit ang periodic system ng D. I. Mendeleev

Hanapin ang atomic number ng iyong atom. Ang bawat atom ay may tiyak na bilang ng mga electron na nauugnay dito. Hanapin ang simbolo para sa iyong atom sa periodic table. Ang atomic number ay isang positibong integer na nagsisimula sa 1 (para sa hydrogen) at tumataas ng isa para sa bawat kasunod na atom. Ang atomic number ay ang bilang ng mga proton sa isang atom, at samakatuwid ito rin ang bilang ng mga electron sa isang atom na may zero charge.

Tukuyin ang singil ng isang atom. Ang mga neutral na atom ay magkakaroon ng parehong bilang ng mga electron tulad ng ipinapakita sa periodic table. Gayunpaman, ang mga sisingilin na atom ay magkakaroon ng mas marami o mas kaunting mga electron, depende sa dami ng kanilang singil. Kung nagtatrabaho ka sa isang naka-charge na atom, magdagdag o magbawas ng mga electron gaya ng sumusunod: magdagdag ng isang electron para sa bawat negatibong singil at ibawas ang isa para sa bawat positibo.

• Halimbawa, ang isang sodium atom na may singil na -1 ay magkakaroon ng dagdag na elektron at saka sa base atomic number nito na 11. Sa madaling salita, ang kabuuang atom ay magkakaroon ng 12 electron.
• Kung ito ay dumating tungkol sa isang sodium atom na may singil na +1, ang isang electron ay dapat ibawas mula sa base atomic number 11. Kaya, ang atom ay magkakaroon ng 10 electron.

1. Tandaan ang pangunahing listahan ng mga orbital. Habang tumataas ang bilang ng mga electron, pinupuno nila ang iba't ibang mga sublevel ng shell ng elektron ng atom ayon sa isang tiyak na pagkakasunud-sunod. Ang bawat sublevel ng electron shell, kapag napuno, ay naglalaman ng pantay na bilang ng mga electron. Available ang mga sumusunod na sublevel:

   Unawain ang electronic configuration record. Ang mga elektronikong pagsasaayos ay naitala upang malinaw na ipakita ang bilang ng mga electron sa bawat orbital. Ang mga orbital ay nakasulat nang sunud-sunod, na ang bilang ng mga atom sa bawat orbital ay superscript sa kanan ng pangalan ng orbital. Ang nakumpletong electronic configuration ay nasa anyo ng isang pagkakasunud-sunod ng mga sub-level na pagtatalaga at superscript.

   • Halimbawa, narito ang pinakasimpleng electronic configuration: 1s 2 2s 2 2p 6. Ipinapakita ng configuration na ito na mayroong dalawang electron sa 1s sublevel, dalawang electron sa 2s sublevel, at anim na electron sa 2p sublevel. 2 + 2 + 6 = 10 electron sa kabuuan. Ito ang electronic configuration ng isang neutral na neon atom (ang atomic number ng neon ay 10).

2. Alalahanin ang pagkakasunud-sunod ng mga orbital. Tandaan na ang mga orbital ng elektron ay binibilang sa pataas na pagkakasunud-sunod ng numero ng shell ng elektron, ngunit sa pataas na pagkakasunud-sunod ng enerhiya. Halimbawa, ang isang napunong 4s 2 orbital ay hindi gaanong masigla (o mas kaunting mobile) kaysa sa isang bahagyang napuno o napuno na 3d 10, kaya ang 4s na orbital ay unang naitala. Kapag alam mo na ang pagkakasunud-sunod ng mga orbital, madali mong mapupunan ang mga ito ayon sa bilang ng mga electron sa atom. Ang pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga orbital ay ang mga sumusunod: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Ang elektronikong pagsasaayos ng isang atom kung saan ang lahat ng mga orbital ay napupunan ay magkakaroon ng sumusunod na anyo: 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 5p 10 7s 6 5f 14 6d 10 7p 6
   • Tandaan na ang notasyon sa itaas, kapag napuno ang lahat ng orbital, ay ang elektronikong pagsasaayos ng elementong Uuo (ununoctium) 118, ang pinakamataas na may bilang na atom sa periodic table. Samakatuwid, ang elektronikong pagsasaayos na ito ay naglalaman ng lahat ng kasalukuyang kilalang mga elektronikong sublevel ng isang atom na neutral na may charge.

3. Punan ang mga orbital ayon sa bilang ng mga electron sa iyong atom. Halimbawa, kung gusto nating isulat ang elektronikong pagsasaayos ng isang neutral na calcium atom, kailangan nating magsimula sa pamamagitan ng paghahanap ng atomic number nito sa periodic table. Ang atomic number nito ay 20, kaya isusulat namin ang pagsasaayos ng isang atom na may 20 electron ayon sa pagkakasunud-sunod sa itaas.

   • Punan ang mga orbital sa pagkakasunud-sunod sa itaas hanggang sa maabot mo ang ikadalawampung elektron. Ang unang 1s orbital ay maglalaman ng dalawang electron, ang 2s orbital ay magkakaroon din ng dalawa, 2p - anim, 3s - dalawa, 3p - 6, at 4s - 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20.) Sa sa ibang salita, ang electronic configuration ng calcium ay: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2.
   • Tandaan na ang mga orbital ay nasa pataas na pagkakasunud-sunod ng enerhiya. Halimbawa, kapag handa ka nang pumunta sa ika-4 na antas ng enerhiya, isulat muna ang 4s orbital, at pagkatapos 3d. Pagkatapos ng ikaapat na antas ng enerhiya, pumunta ka sa ikalima, kung saan ang parehong pagkakasunud-sunod ay paulit-ulit. Nangyayari lamang ito pagkatapos ng ikatlong antas ng enerhiya.

4. Gamitin ang periodic table bilang isang visual clue. Marahil ay napansin mo na na ang hugis ng periodic table ay tumutugma sa pagkakasunud-sunod ng mga electronic sublevel sa mga electronic configuration. Halimbawa, ang mga atomo sa ikalawang hanay mula sa kaliwa ay palaging nagtatapos sa "s 2", habang ang mga atomo sa kanang gilid ng manipis na gitnang seksyon ay palaging nagtatapos sa "d 10", at iba pa. Gamitin ang periodic table bilang isang visual na gabay sa pagsusulat ng mga configuration — dahil ang pagkakasunud-sunod ng pagdaragdag mo sa mga orbital ay tumutugma sa iyong posisyon sa talahanayan. Tingnan sa ibaba:

   • Sa partikular, ang dalawang pinakakaliwang column ay naglalaman ng mga atom na ang mga elektronikong configuration ay nagtatapos sa mga s-orbital, ang kanang bloke ng talahanayan ay naglalaman ng mga atom na ang mga configuration ay nagtatapos sa mga p-orbital, at sa ibabang bahagi, ang mga atom ay nagtatapos sa f-orbitals.
   • Halimbawa, kapag isinulat mo ang electronic configuration ng chlorine, isipin ang ganito: "Ang atom na ito ay matatagpuan sa ikatlong hanay (o" period ") ng periodic table. Ito ay matatagpuan din sa ikalimang pangkat ng p orbital block ng periodic system. Samakatuwid, ang electronic configuration nito ay magtatapos sa. ..3p 5
   • Pakitandaan: ang mga elemento sa rehiyon ng d at f orbital ng talahanayan ay nailalarawan sa pamamagitan ng mga antas ng enerhiya na hindi tumutugma sa panahon kung saan sila matatagpuan. Halimbawa, ang unang hilera ng bloke ng mga elemento na may d-orbital ay tumutugma sa 3d orbital, bagaman ito ay matatagpuan sa ika-4 na yugto, at ang unang hilera ng mga elemento na may f-orbital ay tumutugma sa 4f orbital, sa kabila ng katotohanan na ito ay nasa 6th period.

5. Alamin ang shorthand para sa pagsusulat ng mahabang electronic configuration. Tinatawag ang mga atomo sa kanang gilid ng periodic table mga noble gas. Ang mga elementong ito ay napaka-katatag ng kemikal. Upang paikliin ang proseso ng pagsusulat ng mahahabang electronic configuration, isulat lang sa mga square bracket ang kemikal na simbolo ng pinakamalapit na noble gas na may mas kaunting mga electron kaysa sa iyong atom, at pagkatapos ay ipagpatuloy ang pagsusulat ng electronic configuration ng mga kasunod na antas ng orbital. Tingnan sa ibaba:

   • Upang maunawaan ang konseptong ito, makatutulong na magsulat ng isang halimbawang pagsasaayos. Isulat natin ang configuration para sa zinc (atomic number 30) gamit ang noble gas abbreviation. Buong configuration ganito ang hitsura ng zinc: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Gayunpaman, nakikita natin na ang 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ay ang elektronikong pagsasaayos ng argon, isang marangal na gas. Palitan lang ang bahagi ng electronic configuration ng zinc ng kemikal na simbolo na argon sa mga square bracket (.)
   • Kaya, ang elektronikong pagsasaayos ng zinc, na nakasulat sa isang pinaikling anyo, ay: 4s 2 3d 10.
   • Tandaan na kung isinusulat mo ang elektronikong pagsasaayos ng isang marangal na gas, sabihin nating argon, hindi mo ito maisusulat! Dapat gamitin ng isa ang pagbabawas ng marangal na gas na nakaharap sa elementong ito; para sa argon ito ay magiging neon ().

   Gamit ang periodic table na ADOMAH

   1. Alamin ang periodic table ng ADOMAH. Ang pamamaraang ito Ang mga talaan ng elektronikong pagsasaayos ay hindi nangangailangan ng pagsasaulo, gayunpaman, nangangailangan ito ng binagong periodic table, dahil sa tradisyonal na periodic table, simula sa ikaapat na yugto, ang period number ay hindi tumutugma sa electronic shell. Hanapin ang ADOMAH Periodic Table - isang espesyal na uri ng periodic table na binuo ng scientist na si Valery Zimmerman. Madaling mahanap ito sa isang maikling paghahanap sa internet.

      • Sa periodic table ng ADOMAH, ang mga pahalang na hilera ay kumakatawan sa mga grupo ng mga elemento tulad ng mga halogens, noble gas, alkali metal, alkaline earth metal, atbp. Ang mga patayong haligi ay tumutugma sa mga elektronikong antas, at ang tinatawag na "cascades" (diagonal na mga linya na nagkokonekta mga bloke s, p, d at f) tumutugma sa mga panahon.
      • Ang helium ay inilipat sa hydrogen dahil ang parehong mga elementong ito ay may 1s orbital. Ang mga bloke ng panahon (s, p, d at f) ay ipinapakita na may kanang banda, at ang mga numero ng antas ay ipinapakita sa ibaba. Ang mga elemento ay ipinapakita sa mga kahon na may numero mula 1 hanggang 120. Ang mga numerong ito ay karaniwang atomic number na kumakatawan sa kabuuang bilang ng mga electron sa isang neutral na atom.

   2. Hanapin ang iyong atom sa talahanayan ng ADOMAH. Upang maitala ang elektronikong pagsasaayos ng isang elemento, hanapin ang simbolo nito sa periodic table na ADOMAH at i-cross out ang lahat ng elemento na may malaking atomic number. Halimbawa, kung kailangan mong isulat ang electronic configuration ng erbium (68), i-cross out ang lahat ng elemento mula 69 hanggang 120.

      • Tandaan ang mga numero 1 hanggang 8 sa ibaba ng talahanayan. Ito ang mga electronic level na numero, o mga numero ng column. Huwag pansinin ang mga column na naglalaman lamang ng mga naka-cross out na item. Para sa erbium, nananatili ang mga column na may bilang na 1, 2, 3, 4, 5 at 6.

   3. Bilangin ang mga orbital sublevel sa iyong elemento. Sa pagtingin sa mga simbolo ng bloke na ipinapakita sa kanan ng talahanayan (s, p, d, at f) at ang mga numero ng hanay na ipinapakita sa ibaba, huwag pansinin ang mga diagonal na linya sa pagitan ng mga bloke at hatiin ang mga haligi sa mga bloke ng hanay sa pagkakasunud-sunod mula sa ibaba hanggang itaas. Muli, huwag pansinin ang mga kahon kung saan ang lahat ng mga elemento ay na-cross out. Isulat ang mga bloke ng hanay, simula sa numero ng hanay na sinusundan ng simbolo ng bloke, kaya: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (para sa erbium).

      • Tandaan: Ang nasa itaas na electronic configuration na Er ay nakasulat sa pataas na pagkakasunud-sunod ng electronic sublevel number. Maaari rin itong isulat sa pagkakasunud-sunod ng pagpuno sa mga orbital. Upang gawin ito, sundin ang mga cascade mula sa ibaba hanggang sa itaas, at hindi kasama ang mga column kapag isinulat mo ang mga bloke ng hanay: 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. Bilangin ang mga electron para sa bawat electronic sublevel. Bilangin ang mga elemento sa bawat block-column na hindi na-cross out, nag-attach ng isang electron mula sa bawat elemento, at isulat ang kanilang numero sa tabi ng simbolo ng block para sa bawat block-column gaya ng sumusunod: 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. Sa aming halimbawa, ito ang electronic configuration ng erbium.

   5. Isaalang-alang ang mga maling electronic configuration. Mayroong labingwalong tipikal na eksepsiyon na nauugnay sa mga elektronikong pagsasaayos ng mga atom sa pinakamababang estado ng enerhiya, na tinatawag ding estado ng enerhiya sa lupa. Hindi sila sumunod pangkalahatang tuntunin lamang sa huling dalawa o tatlong posisyon na inookupahan ng mga electron. Sa kasong ito, ipinapalagay ng aktwal na pagsasaayos ng elektroniko na ang mga electron ay nasa isang estado na may mas mababang enerhiya kumpara sa karaniwang pagsasaayos ng atom. Kasama sa mga exception atoms ang:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) at Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Upang mahanap ang atomic number ng isang atom kapag nakasulat sa electronic configuration, idagdag lang ang lahat ng mga numero na sumusunod sa mga titik (s, p, d, at f). Gumagana lamang ito para sa mga neutral na atomo, kung nakikipag-usap ka sa isang ion, kung gayon walang gagana - kailangan mong idagdag o ibawas ang bilang ng mga dagdag o nawawalang mga electron.
   • Ang numero na kasunod ng liham ay isang superscript, huwag magkamali sa tseke.
   • Walang "katatagan ng kalahating puno" na sublevel. Ito ay isang pagpapasimple. Ang anumang katatagan na nauugnay sa "kalahating puno" na mga sublevel ay dahil sa katotohanan na ang bawat orbital ay inookupahan ng isang electron, kaya ang pagtanggi sa pagitan ng mga electron ay pinaliit.
   • Ang bawat atom ay may gawi sa isang matatag na estado, at ang pinaka-matatag na mga pagsasaayos ay napunan ang mga sublevel na s at p (s2 at p6). Ang pagsasaayos na ito ay magagamit para sa mga noble gas, samakatuwid, bihira silang pumasok sa mga reaksyon at matatagpuan sa kanan sa periodic table. Samakatuwid, kung ang pagsasaayos ay nagtatapos sa 3p 4, kailangan nito ng dalawang electron upang maabot ang isang matatag na estado (upang mawala ang anim, kabilang ang mga electron ng s-sublevel, mas maraming enerhiya ang kinakailangan, kaya mas madaling mawala ang apat). At kung ang pagsasaayos ay nagtatapos sa 4d 3, pagkatapos ay upang makamit ang isang matatag na estado, kailangan itong mawalan ng tatlong electron. Bilang karagdagan, ang mga sublevel na kalahating puno (s1, p3, d5 ..) ay mas matatag kaysa, halimbawa, p4 o p2; gayunpaman, ang s2 at p6 ay magiging mas matatag.
   • Kapag nakikipag-usap ka sa isang ion, nangangahulugan ito na ang bilang ng mga proton ay hindi katumbas ng bilang ng mga electron. Sa kasong ito, ang singil ng isang atom ay ipapakita sa itaas sa kanan (bilang panuntunan) ng simbolo ng kemikal. Samakatuwid, ang isang antimony atom na may singil na +2 ay may elektronikong configuration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1. Tandaan na ang 5p 3 ay naging 5p 1. Mag-ingat kapag ang pagsasaayos ng isang neutral na atom ay napupunta sa mga sublevel maliban sa s at p. Kapag kinuha mo ang mga electron, maaari mo lamang kunin ang mga ito mula sa mga valence orbital (s at p orbitals). Samakatuwid, kung ang configuration ay nagtatapos sa 4s 2 3d 7 at ang atom ay nakakuha ng singil na +2, ang configuration ay magtatapos sa 4s 0 3d 7. Pakitandaan na ang 3d 7 hindi mga pagbabago, sa halip ay nawawala ang mga s-orbital na electron.
   • May mga kundisyon kapag ang elektron ay napipilitang "pumunta sa isang mas mataas na antas ng enerhiya." Kapag ang isang sublevel ay kulang ng isang electron hanggang kalahati o buong pagpuno, kumuha ng isang electron mula sa pinakamalapit na s o p-sublevel at ilipat ito sa sublevel na nangangailangan ng electron.
   • Mayroong dalawang mga pagpipilian para sa pagtatala ng isang elektronikong pagsasaayos. Maaari silang isulat sa pataas na pagkakasunud-sunod ng mga numero ng antas ng enerhiya o sa pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga orbital ng elektron, tulad ng ipinakita sa itaas para sa erbium.
   • Maaari mo ring isulat ang electronic configuration ng isang elemento sa pamamagitan ng pagsusulat lamang ng valence configuration, na siyang huling s at p sublevel. Kaya, ang valence configuration ng antimony ay magkakaroon ng form na 5s 2 5p 3.
   • Hindi katulad ni Jonah. Mas mahirap sa kanila. Laktawan ang dalawang antas at sundin ang parehong pattern depende sa kung saan ka nagsimula at kung gaano kalaki ang bilang ng mga electron.