Atomun elektron konfiqurasiyası atomdakı elektronların səviyyələrə və alt səviyyələrə görə düzülməsini göstərən düsturdur. Məqaləni öyrəndikdən sonra siz elektronların harada və necə yerləşdiyini öyrənəcək, kvant ədədləri ilə tanış olacaqsınız və onun nömrəsinə görə atomun elektron konfiqurasiyasını qura biləcəksiniz.
Niyə elementlərin elektron konfiqurasiyasını öyrənmək lazımdır?
Atomlar tikinti dəsti kimidir: müəyyən sayda hissələr var, onlar bir-birindən fərqlənirlər, lakin eyni tipli iki hissə tamamilə eynidir. Ancaq bu tikinti dəsti plastikdən daha maraqlıdır və bunun səbəbi budur. Konfiqurasiya yaxınlıqda kimin olduğuna görə dəyişir. Məsələn, hidrogenin yanında oksigen Bəlkə
suya çevrilir, natrium yaxınlığında olanda qaza, dəmirin yanında olanda isə tamamilə pasa çevrilir.
Bunun niyə baş verdiyi sualına cavab vermək və bir atomun digərinin yanında davranışını proqnozlaşdırmaq üçün aşağıda müzakirə ediləcək elektron konfiqurasiyanı öyrənmək lazımdır. Bir atomda neçə elektron var? Atom nüvədən və onun ətrafında fırlanan elektronlardan ibarətdir; nüvə proton və neytronlardan ibarətdir. Neytral vəziyyətdə hər bir atom nüvəsindəki protonların sayı qədər elektrona malikdir. Protonların sayı təyin olunur
seriya nömrəsi
element, məsələn, kükürd, 16 protona malikdir - dövri cədvəlin 16-cı elementi. Qızılın 79 protonu var - dövri cədvəlin 79-cu elementi. Müvafiq olaraq, kükürdün neytral vəziyyətdə 16 elektronu, qızılın isə 79 elektronu var.
- Elektronu harada axtarmaq lazımdır?
- Elektronun davranışını müşahidə edərək, müəyyən nümunələr əldə edildi, onlar kvant nömrələri ilə təsvir olunur, cəmi dördü var:
- Baş kvant nömrəsi
- Orbital kvant sayı
Maqnit kvant nömrəsi
Bundan əlavə, orbit sözünün əvəzinə "orbital" ifadəsini işlədəcəyik, orbital bir elektronun dalğa funksiyasıdır, elektronun vaxtının 90% -ni keçirdiyi bölgədir;
N - səviyyə
L - qabıq
M l - orbital sayı
M s - orbitaldakı birinci və ya ikinci elektron
Orbital kvant sayı l
Elektron buludunun tədqiqi nəticəsində asılı olduğu müəyyən edilmişdir enerji səviyyəsi, bulud dörd əsas forma alır: top, dumbbell və daha iki daha mürəkkəb forma.
Artan enerji üçün bu formalar s-, p-, d- və f-qabıqları adlanır.
Bu qabıqların hər birində 1 (on s), 3 (p), 5 (d) və 7 (f) orbital ola bilər. Orbital kvant sayı orbitalların yerləşdiyi qabıqdır. s, p, d və f orbitalları üçün orbital kvant sayı müvafiq olaraq 0,1,2 və ya 3 qiymətlərini alır.
s-qabığında bir orbital var (L=0) - iki elektron
P-qabığında üç orbital var (L=1) - altı elektron
d-qabığında beş orbital var (L=2) - on elektron
f-qabığında yeddi orbital var (L=3) - on dörd elektron
Maqnit kvant sayı m l
P-qabıqda üç orbital var, onlar -L-dən +L-ə qədər rəqəmlərlə təyin olunur, yəni p-qabıq üçün (L=1) “-1”, “0” və “1” orbitalları var. .
Maqnit kvant nömrəsi m l hərfi ilə işarələnir.
Qabığın içərisində elektronların müxtəlif orbitallarda yerləşməsi daha asandır, ona görə də ilk elektronlar hər bir orbitalda birini doldurur, sonra isə hər birinə bir cüt elektron əlavə olunur.
d-qabığı nəzərdən keçirin:
d-qabıq L=2 dəyərinə uyğundur, yəni beş orbital (-2,-1,0,1 və 2), ilk beş elektron M l =-2, M dəyərlərini alaraq qabığı doldurur. l =-1, M l =0 , M l =1,M l =2.
Spin kvant sayı m s Spin elektronun öz oxu ətrafında fırlanma istiqamətidir, iki istiqamət var, ona görə də spin kvant sayının iki qiyməti var: +1/2 və -1/2. Bir enerji alt səviyyəsində yalnız əks spinli iki elektron ola bilər. Spin kvant nömrəsi m s ilə işarələnirƏsas kvant sayı n
Əsas kvant nömrəsi enerji səviyyəsidir
hal-hazırda yeddi enerji səviyyəsi məlumdur, hər biri ərəb rəqəmi ilə göstərilir: 1,2,3,...7. Hər səviyyədəki mərmilərin sayı səviyyə nömrəsinə bərabərdir: birinci səviyyədə bir mərmi, ikincidə iki və s. bu N=1, birinci səviyyədə bir qabıq var, istənilən səviyyədə birinci qabıq top şəklinə malikdir (s-qabıq), yəni. L=0, maqnit kvant nömrəsi yalnız bir qiymət ala bilər, M l =0 və spin +1/2-yə bərabər olacaqdır.
Əgər beşinci elektronu (hansı atomda olursa olsun) götürsək, onun üçün əsas kvant ədədləri belə olacaq: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
1925-ci ildə isveçrəli fizik V.Pauli müəyyən etmişdir ki, bir orbitalda bir atomda əks (antiparalel) spinlərə malik (ingilis dilindən “mil” kimi tərcümə olunur) ikidən çox elektron ola bilməz, yəni şərti olaraq ola bilən xüsusiyyətlərə malikdir. özünü elektronun öz xəyali oxu ətrafında fırlanması kimi təsəvvür edirdi: saat əqrəbi istiqamətində və ya saat yönünün əksinə. Bu prinsip Pauli prinsipi adlanır.
Orbitalda bir elektron varsa, o zaman qoşalaşmamış adlanır, əgər iki varsa, bunlar qoşalaşmış elektronlardır, yəni əks spinli elektronlardır.
Şəkil 5-də enerji səviyyələrinin alt səviyyələrə bölünməsi diaqramı göstərilir. S-Orbital, artıq bildiyiniz kimi, sferik formaya malikdir. Hidrogen atomunun elektronu (s = 1) bu orbitalda yerləşir və qoşalaşmamışdır. Buna görə də onun elektron formulu və ya elektron konfiqurasiyası aşağıdakı kimi yazılacaq: 1s 1. Elektron düsturlarda enerji səviyyəsinin nömrəsi hərfdən əvvəlki nömrə ilə göstərilir (1 ...), Latın hərfi
alt səviyyəni (orbitalın növü) ifadə edir və hərfin yuxarı sağ tərəfində yazılan nömrə (eksponent kimi) alt səviyyədəki elektronların sayını göstərir.
Bir s-orbitalda iki qoşalaşmış elektronu olan Helium atomu üçün bu düstur: 1s 2.
Helium atomunun elektron qabığı tam və çox sabitdir. Helium nəcib qazdır.
İkinci enerji səviyyəsində (n = 2) dörd orbital var: bir s və üç p. İkinci səviyyəli s-orbitalın elektronları (2s-orbitallar) daha yüksək enerjiyə malikdir, çünki onlar nüvədən 1s-orbitalın elektronlarından (n = 2) daha çox məsafədə yerləşirlər.
R-Orbital dumbbell formasına və ya üç ölçülü səkkiz rəqəminə malikdir. Hər üç p-orbital atomun nüvəsi vasitəsilə çəkilmiş məkan koordinatları boyunca qarşılıqlı perpendikulyar atomda yerləşir. Bir daha vurğulamaq lazımdır ki, n = 2-dən başlayaraq hər bir enerji səviyyəsi (elektron təbəqə) üç p-orbitala malikdir. n artdıqca elektronlar üzərində yerləşən p-orbitallara keçir uzun məsafələr nüvədən və x, y, z oxları boyunca yönəldilir.
İkinci dövrün elementləri üçün (n = 2) əvvəlcə bir b-orbital, sonra isə üç p-orbital doldurulur. Elektron düstur 1l: 1s 2 2s 1. Elektron atomun nüvəsi ilə daha sərbəst bağlıdır, buna görə də litium atomu onu asanlıqla tərk edə bilər (xatırladığınız kimi, bu proses oksidləşmə adlanır), Li+ ionuna çevrilir.
Berilyum atomunda Be 0, dördüncü elektron da 2s orbitalında yerləşir: 1s 2 2s 2. Berilyum atomunun iki xarici elektronu asanlıqla ayrılır - Be 0, Be 2+ kationuna oksidləşir.
Bor atomunda beşinci elektron 2p orbitalını tutur: 1s 2 2s 2 2p 1. Sonra C, N, O, E atomları nəcib qaz neon ilə bitən 2p orbitalları ilə doldurulur: 1s 2 2s 2 2p 6.
Üçüncü dövrün elementləri üçün müvafiq olaraq Sv və Sr orbitalları doldurulur. Üçüncü səviyyənin beş d-orbitalı sərbəst qalır:
Bəzən atomlarda elektronların paylanmasını təsvir edən diaqramlarda yalnız hər enerji səviyyəsində elektronların sayı göstərilir, yəni yuxarıda verilmiş tam elektron düsturlardan fərqli olaraq kimyəvi elementlərin atomlarının qısaldılmış elektron düsturları yazılır.
Böyük dövrlərin elementləri üçün (dördüncü və beşinci) ilk iki elektron müvafiq olaraq 4-cü və 5-ci orbitalları tutur: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Hər əsas dövrün üçüncü elementindən başlayaraq növbəti on elektron müvafiq olaraq əvvəlki 3d və 4d orbitallarına daxil olacaq (yan alt qrupların elementləri üçün): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Bir qayda olaraq, əvvəlki d-alt səviyyə doldurulduqda, xarici (müvafiq olaraq 4p- və 5p-) p-alt səviyyə dolmağa başlayacaq.
Böyük dövrlərin elementləri üçün - altıncı və natamam yeddinci - elektron səviyyələr və alt səviyyələr elektronlarla doldurulur, bir qayda olaraq, belədir: ilk iki elektron xarici b-alt səviyyəyə gedəcək: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; növbəti elektron (Na və Ac üçün) əvvəlki birinə (p-alt səviyyə: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 və 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).
Sonra növbəti 14 elektron müvafiq olaraq lantanidlərin və aktinidlərin 4f və 5f orbitallarında üçüncü xarici enerji səviyyəsinə daxil olacaq.
Sonra ikinci xarici enerji səviyyəsi (d-alt səviyyə) yenidən qurulmağa başlayacaq: ikinci dərəcəli alt qrupların elementləri üçün: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - və nəhayət, yalnız cari səviyyə on elektronla tam dolduqdan sonra xarici p-alt səviyyə yenidən doldurulacaq:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Çox vaxt atomların elektron qabıqlarının quruluşu enerji və ya kvant hüceyrələrindən istifadə edərək təsvir olunur - sözdə qrafik elektron düsturlar yazılır. Bu qeyd üçün aşağıdakı qeyddən istifadə olunur: hər bir kvant hüceyrəsi bir orbitala uyğun gələn hüceyrə ilə təyin olunur; Hər bir elektron spin istiqamətinə uyğun bir ox ilə göstərilir. Qrafik elektron düstur yazarkən iki qaydanı xatırlamaq lazımdır: Pauli prinsipi, buna görə hüceyrədə (orbitalda) ikidən çox elektron ola bilməz, lakin antiparalel spinlərlə və F.Hund qaydası, hansı ki, elektronlar ona uyğundur. sərbəst hücrələri (orbitalları) tutur və yerləşirlər Əvvəlcə bir-bir olurlar və eyni spin dəyərinə malikdirlər və yalnız bundan sonra cütləşirlər, lakin fırlanmalar Pauli prinsipinə uyğun olaraq əks istiqamətə yönəldiləcəkdir.
Sonda, xəritəçəkməni bir daha nəzərdən keçirin elektron konfiqurasiyalar D. İ. Mendeleyev sisteminin dövrlərinə görə elementlərin atomları. Sxemlər elektron quruluş atomlar elektronların elektron təbəqələr (enerji səviyyələri) üzrə paylanmasını göstərir. 
Helium atomunda birinci elektron təbəqəsi tamamlanmışdır - onun 2 elektronu var.
Hidrogen və helium s-elementləridir, bu atomların s-orbitalları elektronlarla doludur.
İkinci dövrün elementləri
İkinci dövrün bütün elementləri üçün birinci elektron təbəqəsi doldurulur və elektronlar ikinci elektron təbəqənin e- və p-orbitallarını ən az enerji prinsipinə (əvvəlcə s-, sonra isə p) və Pauli və Hund qaydaları (Cədvəl 2).
Neon atomunda ikinci elektron təbəqə tamdır - onun 8 elektronu var.
Cədvəl 2 İkinci dövr elementlərinin atomlarının elektron qabıqlarının quruluşu
Cədvəlin sonu. 2 
Li, Be b elementləridir.
B, C, N, O, F, Ne p-elementləridir, bu atomların elektronlarla dolu p-orbitalları var;
Üçüncü dövrün elementləri
Üçüncü dövr elementlərinin atomları üçün birinci və ikinci elektron təbəqələr tamamlanır, beləliklə üçüncü elektron təbəqə doldurulur, burada elektronlar 3s, 3p və 3d alt səviyyələrini tuta bilər (Cədvəl 3).
Cədvəl 3 Üçüncü dövr elementlərinin atomlarının elektron qabıqlarının quruluşu
Maqnezium atomu 3s elektron orbitalını tamamlayır. Na və Mg s-elementləridir. 
Arqon atomunun xarici təbəqəsində (üçüncü elektron təbəqəsi) 8 elektron var. Xarici təbəqə kimi tamdır, lakin ümumilikdə üçüncü elektron təbəqədə, artıq bildiyiniz kimi, 18 elektron ola bilər, yəni üçüncü dövrün elementlərində doldurulmamış 3d orbitallar var.
Al-dan Ar-a qədər bütün elementlər p-elementləridir. s və p elementləri Dövri Cədvəlin əsas altqruplarını təşkil edir.
Dördüncü elektron təbəqə kalium və kalsium atomlarında görünür və 4s alt səviyyəsi doldurulur (Cədvəl 4), çünki 3d alt səviyyəsindən daha az enerjiyə malikdir. Dördüncü dövr elementlərinin atomlarının qrafik elektron düsturlarını sadələşdirmək üçün: 1) arqonun şərti qrafik elektron düsturunu aşağıdakı kimi qeyd edək:
Ar;
2) bu atomlarla doldurulmayan alt səviyyələri təsvir etməyəcəyik.
Cədvəl 4 Dördüncü dövr elementlərinin atomlarının elektron qabıqlarının quruluşu
K, Ca - əsas alt qruplara daxil olan s-elementlər. Sc-dən Zn-ə qədər olan atomlarda 3-cü alt səviyyə elektronlarla doludur. Bunlar Zy elementləridir. Onlar ikinci dərəcəli alt qruplara daxil edilir, onların ən xarici elektron təbəqəsi doldurulur və keçid elementləri kimi təsnif edilir.
Xrom və mis atomlarının elektron qabıqlarının quruluşuna diqqət yetirin. Onlarda 4-dən 3-cü alt səviyyəyə qədər bir elektronun "uğursuzluğu" var ki, bu da Zd 5 və Zd 10 elektron konfiqurasiyalarının daha böyük enerji sabitliyi ilə izah olunur: 
Sink atomunda üçüncü elektron təbəqəsi tamamlanır - bütün 3s, 3p və 3d alt səviyyələri, cəmi 18 elektronla doldurulur.
Sinkdən sonrakı elementlərdə dördüncü elektron təbəqəsi, 4p alt səviyyəsi doldurulmağa davam edir: Ga-dan Kr-a qədər olan elementlər p-elementlərdir. 
Kripton atomunun tam və 8 elektronu olan xarici təbəqəsi (dördüncü) var. Ancaq dördüncü elektron qatında cəmi, bildiyiniz kimi, 32 elektron ola bilər; kripton atomunda hələ də doldurulmamış 4d və 4f alt səviyyələri var.
Beşinci dövrün elementləri üçün alt səviyyələr aşağıdakı ardıcıllıqla doldurulur: 5s-> 4d -> 5p. 41 Nb, 42 MO və s.-də elektronların "uğursuzluğu" ilə əlaqəli istisnalar da var.
Altıncı və yeddinci dövrlərdə elementlər, yəni üçüncü xarici elektron təbəqənin müvafiq olaraq 4f- və 5f-alt səviyyələrinin doldurulduğu elementlər meydana çıxır.
4f elementlərinə lantanidlər deyilir.
5f-Elementlər aktinidlər adlanır.
Altıncı dövr elementlərinin atomlarında elektron alt səviyyələrin doldurulma qaydası: 55 Сs və 56 Ва - 6s elementləri;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elementi; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementləri; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementləri; 81 Tl— 86 Rn—6p elementləri. Ancaq burada da elektron orbitallarının doldurulması qaydasının "pozulduğu" elementlər var ki, bu da, məsələn, yarım və tamamilə doldurulmuş f alt səviyyələrin, yəni nf 7 və nf 14-ün daha böyük enerji sabitliyi ilə əlaqələndirilir. .
Atomun hansı alt səviyyəsinin elektronlarla sonuncu doldurulmasından asılı olaraq, bütün elementlər, artıq başa düşdüyünüz kimi, dörd elektron ailəyə və ya bloka bölünür (şək. 7).
1) s-Elementlər; atomun xarici səviyyəsinin b-alt səviyyəsi elektronlarla doludur; s-elementlərinə hidrogen, helium və I və II qrupların əsas alt qruplarının elementləri daxildir;
2) p-elementləri; atomun xarici səviyyəsinin p-alt səviyyəsi elektronlarla doludur; p elementlərinə III-VIII qrupların əsas alt qruplarının elementləri daxildir;
3) d-elementlər; atomun əvvəlki xarici səviyyəsinin d-alt səviyyəsi elektronlarla doludur; d-elementlərinə I-VIII qruplarının ikinci dərəcəli altqruplarının elementləri, yəni s- və p-elementləri arasında yerləşən böyük dövrlərin onilliklərinin plug-in elementləri daxildir. Onlara keçid elementləri də deyilir;
4) f-elementlər, atomun üçüncü xarici səviyyəsinin f-alt səviyyəsi elektronlarla doludur; bunlara lantanidlər və aktinidlər daxildir.
1. Pauli prinsipinə əməl edilməsə nə baş verərdi?
2. Hund qaydasına əməl edilməsə nə baş verərdi?
3. Aşağıdakı kimyəvi elementlərin atomlarının elektron quruluşunun diaqramlarını, elektron düsturlarını və qrafik elektron düsturlarını qurun: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. Müvafiq nəcib qaz simvolundan istifadə edərək №110 elementin elektron düsturunu yazın.
5. Elektron “dip” nədir? Bu hadisənin müşahidə olunduğu elementlərə nümunələr verin, onların elektron düsturlarını yazın.
6. Mənsubiyyət necə müəyyən edilir? kimyəvi element bu və ya digər elektron ailəyə?
7. Kükürd atomunun elektron və qrafik elektron düsturlarını müqayisə edin. Hansı əlavə məlumat sonuncu düstura daxildir?
>> Kimya: Kimyəvi elementlərin atomlarının elektron konfiqurasiyası
Əgər beşinci elektronu (hansı atomda olursa olsun) götürsək, onun üçün əsas kvant ədədləri belə olacaq: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
1925-ci ildə isveçrəli fizik V.Pauli müəyyən etmişdir ki, bir orbitalda bir atomda əks (antiparalel) spinlərə malik (ingilis dilindən “mil” kimi tərcümə olunur) ikidən çox elektron ola bilməz, yəni şərti olaraq ola bilən xüsusiyyətlərə malikdir. özünü elektronun öz xəyali oxu ətrafında fırlanması kimi təsəvvür edirdi: saat əqrəbi istiqamətində və ya saat yönünün əksinə. Bu prinsip Pauli prinsipi adlanır.
Orbitalda bir elektron varsa, o zaman qoşalaşmamış adlanır, əgər iki varsa, bunlar qoşalaşmış elektronlardır, yəni əks spinli elektronlardır.
s-orbital, artıq bildiyiniz kimi, sferik formaya malikdir. Hidrogen atomunun elektronu (s = 1) bu orbitalda yerləşir və qoşalaşmamışdır. Buna görə də onun elektron formulu və ya elektron konfiqurasiyası aşağıdakı kimi yazılacaq: 1s 1. Elektron düsturlarda enerji səviyyəsinin nömrəsi hərfdən əvvəlki rəqəmlə (1 ...), Latın hərfi alt səviyyəni (orbitalın növü) və hərfin yuxarı sağında yazılmış rəqəm (kimi) ilə göstərilir. eksponent) alt səviyyədəki elektronların sayını göstərir.
alt səviyyəni (orbitalın növü) ifadə edir və hərfin yuxarı sağ tərəfində yazılan nömrə (eksponent kimi) alt səviyyədəki elektronların sayını göstərir.
Helium atomunun elektron qabığı tam və çox sabitdir. Helium nəcib qazdır.
Helium atomunun elektron qabığı tam və çox sabitdir. Helium nəcib qazdır.
İkinci enerji səviyyəsində (n = 2) dörd orbital var: bir s və üç p. İkinci səviyyəli s-orbitalın elektronları (2s-orbitallar) daha yüksək enerjiyə malikdir, çünki onlar nüvədən 1s-orbitalın elektronlarından (n = 2) daha çox məsafədə yerləşirlər.
p-Orbital dumbbell və ya üç ölçülü səkkiz fiqurunun formasına malikdir. Hər üç p-orbital atomun nüvəsi vasitəsilə çəkilmiş məkan koordinatları boyunca qarşılıqlı perpendikulyar atomda yerləşir. Bir daha vurğulamaq lazımdır ki, n = 2-dən başlayaraq hər bir enerji səviyyəsi (elektron təbəqə) üç p-orbitala malikdir. n-in qiyməti artdıqca elektronlar nüvədən böyük məsafədə yerləşən və x, y, z oxları boyunca istiqamətlənmiş p-orbitalları tutur.
İkinci dövrün elementləri üçün (n = 2) əvvəlcə bir b-orbital, sonra isə üç p-orbital doldurulur. Elektron düstur 1l: 1s 2 2s 1. Elektron atomun nüvəsi ilə daha sərbəst bağlıdır, buna görə də litium atomu onu asanlıqla tərk edə bilər (xatırladığınız kimi, bu proses oksidləşmə adlanır), Li+ ionuna çevrilir.
Berilyum atomunda Be 0, dördüncü elektron da 2s orbitalında yerləşir: 1s 2 2s 2. Berilyum atomunun iki xarici elektronu asanlıqla ayrılır - Be 0, Be 2+ kationuna oksidləşir.
Bor atomunda beşinci elektron 2p orbitalını tutur: 1s 2 2s 2 2p 1. Sonra C, N, O, E atomları nəcib qaz neon ilə bitən 2p orbitalları ilə doldurulur: 1s 2 2s 2 2p 6.
Üçüncü dövrün elementləri üçün müvafiq olaraq Sv və Sr orbitalları doldurulur. Üçüncü səviyyənin beş d-orbitalı sərbəst qalır:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Ёр^Зр6.
Bəzən atomlarda elektronların paylanmasını təsvir edən diaqramlarda yalnız hər enerji səviyyəsində elektronların sayı göstərilir, yəni yuxarıda verilmiş tam elektron düsturlardan fərqli olaraq kimyəvi elementlərin atomlarının qısaldılmış elektron düsturları yazılır.
Böyük dövrlərin elementləri üçün (dördüncü və beşinci) ilk iki elektron müvafiq olaraq 4-cü və 5-ci orbitalları tutur: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Hər əsas dövrün üçüncü elementindən başlayaraq növbəti on elektron müvafiq olaraq əvvəlki 3d və 4d orbitallarına daxil olacaq (yan alt qrupların elementləri üçün): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Bir qayda olaraq, əvvəlki d-alt səviyyə doldurulduqda, xarici (müvafiq olaraq 4p- və 5p-) p-alt səviyyə dolmağa başlayacaq.
Böyük dövrlərin elementləri üçün - altıncı və natamam yeddinci - elektron səviyyələr və alt səviyyələr elektronlarla doldurulur, bir qayda olaraq, belədir: ilk iki elektron xarici b-alt səviyyəyə gedəcək: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; növbəti elektron (Na və Ac üçün) əvvəlki birinə (p-alt səviyyə: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 və 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).
Sonra növbəti 14 elektron müvafiq olaraq lantanidlərin və aktinidlərin 4f və 5f orbitallarında üçüncü xarici enerji səviyyəsinə daxil olacaq.
Sonra ikinci xarici enerji səviyyəsi (d-alt səviyyə) yenidən qurulmağa başlayacaq: ikinci dərəcəli alt qrupların elementləri üçün: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - və nəhayət, yalnız cari səviyyə on elektronla tam dolduqdan sonra xarici p-alt səviyyə yenidən doldurulacaq:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Çox vaxt atomların elektron qabıqlarının quruluşu enerji və ya kvant hüceyrələrindən istifadə edərək təsvir olunur - sözdə qrafik elektron düsturlar yazılır. Bu qeyd üçün aşağıdakı qeyddən istifadə olunur: hər bir kvant hüceyrəsi bir orbitala uyğun gələn hüceyrə ilə təyin olunur; Hər bir elektron spin istiqamətinə uyğun bir ox ilə göstərilir. Qrafik elektron düstur yazarkən iki qaydanı xatırlamaq lazımdır: Pauli prinsipi, buna görə hüceyrədə (orbitalda) ikidən çox elektron ola bilməz, lakin antiparalel spinlərlə və F.Hund qaydası, hansı ki, elektronlar ona uyğundur. sərbəst hücrələri (orbitalları) tutur və yerləşirlər Əvvəlcə bir-bir olurlar və eyni spin dəyərinə malikdirlər və yalnız bundan sonra cütləşirlər, lakin fırlanmalar Pauli prinsipinə uyğun olaraq əks istiqamətə yönəldiləcəkdir.
Yekun olaraq, D.I.Mendeleyev sisteminin dövrlərinə görə elementlərin atomlarının elektron konfiqurasiyalarının göstərilməsini bir daha nəzərdən keçirək. Atomların elektron quruluşunun diaqramları elektronların elektron təbəqələr (enerji səviyyələri) üzrə paylanmasını göstərir. 
Helium atomunda birinci elektron təbəqəsi tamamlanmışdır - onun 2 elektronu var.
Hidrogen və helium s-elementləridir, bu atomların s-orbitalları elektronlarla doludur.
İkinci dövrün elementləri
İkinci dövrün bütün elementləri üçün birinci elektron təbəqəsi doldurulur və elektronlar ikinci elektron təbəqənin e- və p-orbitallarını ən az enerji prinsipinə (əvvəlcə s-, sonra isə p) və Pauli və Hund qaydaları (Cədvəl 2).
Neon atomunda ikinci elektron təbəqə tamdır - onun 8 elektronu var.
Cədvəl 2 İkinci dövr elementlərinin atomlarının elektron qabıqlarının quruluşu
Cədvəlin sonu. 2 
Li, Be - b elementləri.
B, C, N, O, F, Ne p-elementləridir, bu atomların elektronlarla dolu p-orbitalları var;
Üçüncü dövrün elementləri
Üçüncü dövr elementlərinin atomları üçün birinci və ikinci elektron təbəqələr tamamlanır, beləliklə üçüncü elektron təbəqə doldurulur, burada elektronlar 3s, 3p və 3d alt səviyyələrini tuta bilər (Cədvəl 3).
Cədvəl 3 Üçüncü dövr elementlərinin atomlarının elektron qabıqlarının quruluşu
Maqnezium atomu 3s elektron orbitalını tamamlayır. Na və Mg-s elementləri. 
Arqon atomunun xarici təbəqəsində (üçüncü elektron təbəqəsi) 8 elektron var. Xarici təbəqə kimi tamdır, lakin ümumilikdə üçüncü elektron təbəqədə, artıq bildiyiniz kimi, 18 elektron ola bilər, yəni üçüncü dövrün elementlərində doldurulmamış 3d orbitallar var.
Al-dan Ar-a qədər bütün elementlər p-elementləridir. s və p elementləri Dövri Cədvəlin əsas altqruplarını təşkil edir.
Dördüncü elektron təbəqə kalium və kalsium atomlarında görünür və 4s alt səviyyəsi doldurulur (Cədvəl 4), çünki 3d alt səviyyəsindən daha az enerjiyə malikdir. Dördüncü dövr elementlərinin atomlarının qrafik elektron düsturlarını sadələşdirmək üçün: 1) arqonun şərti qrafik elektron düsturunu aşağıdakı kimi qeyd edək:
Ar;
2) bu atomlarla doldurulmayan alt səviyyələri təsvir etməyəcəyik.
Cədvəl 4 Dördüncü dövr elementlərinin atomlarının elektron qabıqlarının quruluşu
K, Ca - əsas alt qruplara daxil olan s-elementlər. Sc-dən Zn-ə qədər olan atomlarda 3-cü alt səviyyə elektronlarla doludur. Bunlar Zy elementləridir. Onlar ikinci dərəcəli alt qruplara daxil edilir, onların ən xarici elektron təbəqəsi doldurulur və keçid elementləri kimi təsnif edilir.
Xrom və mis atomlarının elektron qabıqlarının quruluşuna diqqət yetirin. Onlarda 4-dən 3-cü alt səviyyəyə qədər bir elektronun "uğursuzluğu" var ki, bu da Zd 5 və Zd 10 elektron konfiqurasiyalarının daha böyük enerji sabitliyi ilə izah olunur: 
Sink atomunda üçüncü elektron təbəqəsi tamamlanır - bütün alt səviyyələr 3s, 3p və 3d orada doldurulur, cəmi 18 elektron.
Sinkdən sonrakı elementlərdə dördüncü elektron təbəqəsi, 4p alt səviyyəsi doldurulmağa davam edir: Ga-dan Kr-a qədər olan elementlər p elementləridir. 
Kripton atomunun tam və 8 elektronu olan xarici təbəqəsi (dördüncü) var. Ancaq dördüncü elektron qatında cəmi, bildiyiniz kimi, 32 elektron ola bilər; kripton atomunda hələ də doldurulmamış 4d və 4f alt səviyyələri var.
Beşinci dövrün elementləri üçün alt səviyyələr aşağıdakı ardıcıllıqla doldurulur: 5s-> 4d -> 5p. 41 Nb, 42 MO və s.-də elektronların "uğursuzluğu" ilə əlaqəli istisnalar da var.
Altıncı və yeddinci dövrlərdə elementlər, yəni üçüncü xarici elektron təbəqənin müvafiq olaraq 4f- və 5f-alt səviyyələrinin doldurulduğu elementlər meydana çıxır.
4f elementlərinə lantanidlər deyilir.
5f-Elementlər aktinidlər adlanır.
Altıncı dövr elementlərinin atomlarında elektron alt səviyyələrin doldurulma qaydası: 55 Сs və 56 Ва - 6s elementləri;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elementi; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementləri; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementləri; 81 Tl- 86 Rn - 6p-elementlər. Ancaq burada da elektron orbitalların doldurulması qaydasının “pozulduğu” elementlər var ki, bu da, məsələn, f alt səviyyələrin, yəni nf 7 və nf 14-ün yarısının və tamamilə doldurulmuş daha böyük enerji sabitliyi ilə əlaqələndirilir. .
Atomun hansı alt səviyyəsinin elektronlarla sonuncu doldurulmasından asılı olaraq, bütün elementlər, artıq başa düşdüyünüz kimi, dörd elektron ailəyə və ya bloka bölünür (şək. 7).
1) s-Elementlər; atomun xarici səviyyəsinin b-alt səviyyəsi elektronlarla doludur; s-elementlərinə hidrogen, helium və I və II qrupların əsas alt qruplarının elementləri daxildir;
2) p-elementləri; atomun xarici səviyyəsinin p-alt səviyyəsi elektronlarla doludur; p elementlərinə III-VIII qrupların əsas alt qruplarının elementləri daxildir;
3) d-elementlər; atomun əvvəlki xarici səviyyəsinin d-alt səviyyəsi elektronlarla doludur; d-elementlərinə I-VIII qruplarının ikinci dərəcəli altqruplarının elementləri, yəni s- və p-elementləri arasında yerləşən böyük dövrlərin onilliklərinin plug-in elementləri daxildir. Onlara keçid elementləri də deyilir;
4) f-elementlər, atomun üçüncü xarici səviyyəsinin f-alt səviyyəsi elektronlarla doludur; bunlara lantanidlər və aktinidlər daxildir.
1. Pauli prinsipinə əməl edilməsə nə baş verərdi?
2. Hund qaydasına əməl edilməsə nə baş verərdi?
3. Aşağıdakı kimyəvi elementlərin atomlarının elektron quruluşunun diaqramlarını, elektron düsturlarını və qrafik elektron düsturlarını qurun: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. Müvafiq nəcib qaz simvolundan istifadə edərək №110 elementin elektron düsturunu yazın.
Dərsin məzmunu dərs qeydləri dəstəkləyən çərçivə dərsi təqdimatı sürətləndirmə üsulları interaktiv texnologiyalar Təcrübə edin tapşırıqlar və məşğələlər özünü sınamaq seminarları, təlimlər, keyslər, kvestlər ev tapşırığının müzakirəsi suallar tələbələrin ritorik sualları İllüstrasiyalar audio, video kliplər və multimedia fotoşəkillər, şəkillər, qrafika, cədvəllər, diaqramlar, yumor, lətifələr, zarafatlar, komikslər, məsəllər, kəlamlar, krossvordlar, sitatlar Əlavələr abstraktlar məqalələr maraqlı beşiklər üçün fəndlər dərsliklər əsas və əlavə terminlər lüğəti digər Dərsliklərin və dərslərin təkmilləşdirilməsidərslikdəki səhvlərin düzəldilməsi dərslikdəki fraqmentin, dərsdə yenilik elementlərinin yenilənməsi, köhnəlmiş biliklərin yeniləri ilə əvəz edilməsi Yalnız müəllimlər üçün mükəmməl dərslər təqvim planı bir il üçün metodoloji tövsiyələr müzakirə proqramları İnteqrasiya edilmiş DərslərKimyəvi maddələr ətrafımızdakı dünyanın yaradıldığı şeylərdir.
Hər bir kimyəvi maddənin xassələri iki növə bölünür: digər maddələr əmələ gətirmə qabiliyyətini xarakterizə edən kimyəvi və obyektiv şəkildə müşahidə olunan və kimyəvi çevrilmələrdən təcrid olunmuş şəkildə nəzərdən keçirilə bilən fiziki. Məsələn, maddənin fiziki xassələri onun yığılma vəziyyəti (bərk, maye və ya qaz halında), istilik keçiriciliyi, istilik tutumu, müxtəlif mühitlərdə (su, spirt və s.) həll olması, sıxlığı, rəngi, dadı və s.
Bəzilərinin çevrilmələri kimyəvi maddələr digər maddələrdə kimyəvi hadisələr və ya kimyəvi reaksiyalar adlanır. Qeyd etmək lazımdır ki, fiziki hadisələr də var ki, onlar açıq şəkildə bəzilərində dəyişikliklərlə müşayiət olunur. fiziki xassələri digər maddələrə çevrilmədən maddələr. Fiziki hadisələrə, məsələn, buzun əriməsi, suyun donması və ya buxarlanması və s.
Hər hansı bir proses zamanı kimyəvi hadisənin baş verməsi faktını müşahidə etməklə nəticə çıxarmaq olar xarakterik xüsusiyyətlər kimyəvi reaksiyalar rəng dəyişikliyi, çökmə, qaz təkamülü, istilik və/və ya işıq kimi.
Məsələn, müşahidə etməklə kimyəvi reaksiyaların baş verməsi haqqında nəticə çıxarmaq olar:
Gündəlik həyatda miqyas adlanan suyu qaynadarkən çöküntünün əmələ gəlməsi;
Yanğın zamanı istilik və işığın sərbəst buraxılması;
Havada təzə alma kəsiminin rənginin dəyişməsi;
Xəmirin fermentasiyası zamanı qaz qabarcıqlarının əmələ gəlməsi və s.
Kimyəvi reaksiyalar zamanı faktiki olaraq heç bir dəyişikliyə məruz qalmayan, ancaq bir-biri ilə yeni şəkildə birləşən maddənin ən kiçik hissəciklərinə atomlar deyilir.
Bu cür maddə vahidlərinin mövcudluğu ideyası yenidən yaranmışdır qədim Yunanıstan Qədim filosofların fikrincə, əslində "atom" termininin mənşəyini izah edir, çünki yunan dilindən hərfi tərcümədə "atomos" "bölünməz" deməkdir.
Bununla belə, qədim yunan filosoflarının fikrindən fərqli olaraq, atomlar maddənin mütləq minimumu deyil, yəni. onların özləri də mürəkkəb quruluşa malikdirlər.
Hər bir atom subatomik hissəciklərdən ibarətdir - müvafiq olaraq p +, n o və e - simvolları ilə təyin olunan protonlar, neytronlar və elektronlar. İstifadə olunan qeyddəki yuxarı işarə protonun vahid müsbət yükə, elektronun vahid mənfi yükə, neytronun isə heç bir yükə malik olmadığını göstərir.
Atomun keyfiyyət quruluşuna gəlincə, hər bir atomda bütün proton və neytronlar nüvə deyilən yerdə cəmləşib, onun ətrafında elektronlar elektron qabığı əmələ gətirir.
Proton və neytron demək olar ki, eyni kütlələrə malikdir, yəni. m p ≈ m n və elektronun kütləsi onların hər birinin kütləsindən demək olar ki, 2000 dəfə azdır, yəni. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.
Atomun əsas xassəsi onun elektrik neytrallığı olduğundan və bir elektronun yükü bir protonun yükünə bərabər olduğundan, buradan belə nəticəyə gəlmək olar ki, istənilən atomdakı elektronların sayı protonların sayına bərabərdir.
Məsələn, aşağıdakı cədvəl atomların mümkün tərkibini göstərir:
Eyni nüvə yüklü atomların növü, yəni. nüvələrində eyni sayda proton olanlara kimyəvi element deyilir. Beləliklə, yuxarıdakı cədvəldən belə nəticəyə gələ bilərik ki, atom1 və atom2 bir kimyəvi elementə, atom3 və atom4 isə başqa kimyəvi elementə aiddir.
Hər bir kimyəvi elementin müəyyən bir şəkildə oxunan öz adı və fərdi simvolu var. Beləliklə, məsələn, atomları nüvəsində yalnız bir proton olan ən sadə kimyəvi element "hidrogen" adlanır və "kül" kimi oxunan "H" simvolu ilə, kimyəvi element isə +7 nüvə yükü (yəni 7 proton ehtiva edir) - "azot", "en" kimi oxunan "N" simvoluna malikdir.
Yuxarıdakı cədvəldən göründüyü kimi, bir kimyəvi elementin atomları nüvələrindəki neytronların sayına görə fərqlənə bilər.
Eyni kimyəvi elementə aid olan, lakin müxtəlif sayda neytron və nəticədə kütləsi olan atomlara izotoplar deyilir.
Məsələn, hidrogen kimyəvi elementinin üç izotopu var - 1 H, 2 H və 3 H. H simvolunun üstündəki 1, 2 və 3 indeksləri neytronların və protonların ümumi sayını bildirir. Bunlar. Hidrogenin atomlarının nüvələrində bir proton olması ilə xarakterizə olunan kimyəvi bir element olduğunu bilərək, 1 H izotopunda ümumiyyətlə neytron olmadığı qənaətinə gələ bilərik (1-1 = 0). 2 H izotopu - 1 neytron (2-1 = 1) və 3 H izotopunda - iki neytron (3-1 = 2). Artıq qeyd edildiyi kimi, neytron və proton eyni kütlələrə malik olduğundan və elektronun kütləsi onlarla müqayisədə əhəmiyyətsiz dərəcədə kiçik olduğundan, bu o deməkdir ki, 2H izotopu 1H izotopundan demək olar ki, iki dəfə ağırdır, 3H izotopu isə hətta üç dəfə ağırdır. Hidrogen izotoplarının kütlələrində belə böyük bir səpələnmə səbəbindən 2 H və 3 H izotoplarına hətta hər hansı digər kimyəvi element üçün xarakterik olmayan ayrıca fərdi adlar və simvollar təyin edildi. 2H izotopuna deyterium adı verildi və D simvolu verildi, 3H izotopuna isə tritium adı verildi və T simvolu verildi.
Əgər proton və neytronun kütləsini vahid kimi götürsək və elektronun kütləsini nəzərə almasaq, əslində atomdakı proton və neytronların ümumi sayından əlavə sol yuxarı indeks onun kütləsi hesab edilə bilər və ona görə də bu indeks adlanır kütləvi sayı və A simvolu ilə təyin olunur. Protonlar hər hansı bir atomun nüvəsinin yükünə cavabdeh olduğundan və hər bir protonun yükü şərti olaraq +1-ə bərabər hesab edildiyindən nüvədəki protonların sayı yük sayı (Z) adlanır. ). Atomdakı neytronların sayını N kimi qeyd etməklə, kütlə sayı, yük sayı və neytronların sayı arasındakı əlaqəni riyazi olaraq belə ifadə etmək olar:
Müasir anlayışlara görə, elektron ikili (hissəcik-dalğa) təbiətə malikdir. Həm hissəcik, həm də dalğa xüsusiyyətlərinə malikdir. Bir hissəcik kimi, elektron da kütlə və yükə malikdir, lakin eyni zamanda, dalğa kimi elektronların axını difraksiya qabiliyyəti ilə xarakterizə olunur.
Atomdakı elektronun vəziyyətini təsvir etmək üçün kvant mexanikasının anlayışlarından istifadə olunur ki, bunlara əsasən elektron xüsusi hərəkət trayektoriyasına malik deyil və kosmosun istənilən nöqtəsində, lakin müxtəlif ehtimallarla yerləşə bilər.
Nüvə ətrafında bir elektronun tapılma ehtimalı yüksək olan fəza bölgəsi atom orbitalı adlanır.
Atom orbital ola bilər müxtəlif formalar, ölçü və oriyentasiya. Atom orbitalına elektron buludu da deyilir.
Qrafik olaraq, bir atom orbital adətən kvadrat hüceyrə kimi qeyd olunur:
Kvant mexanikası olduqca mürəkkəb riyazi aparata malikdir, buna görə də məktəb kimyası kursu çərçivəsində yalnız kvant mexanikası nəzəriyyəsinin nəticələri nəzərə alınır.
Bu nəticələrə görə, hər hansı bir atom orbitalı və orada yerləşən elektron tamamilə 4 kvant rəqəmi ilə xarakterizə olunur.
- Baş kvant nömrəsi, n, verilmiş orbitaldakı elektronun ümumi enerjisini təyin edir. Əsas kvant nömrəsinin dəyərlər diapazonu - hamısı natural ədədlər, yəni. n = 1,2,3,4, 5 və s.
- Orbital kvant sayı - l - atom orbitalının formasını xarakterizə edir və 0-dan n-1-ə qədər istənilən tam qiymət ala bilər, burada n əsas kvant nömrəsidir.
l = 0 olan orbitallar deyilir s-orbitallar. s-orbitalların forması sferikdir və kosmosda istiqaməti yoxdur:
l = 1 olan orbitallar deyilir səh-orbitallar. Bu orbitallar üç ölçülü səkkiz fiqurun formasına malikdir, yəni. səkkiz rəqəmini simmetriya oxu ətrafında fırlatmaqla əldə edilən və zahirən dumbbellə bənzəyən forma:
l = 2 olan orbitallar deyilir d-orbitallar, və l = 3 ilə - f-orbitallar. Onların quruluşu daha mürəkkəbdir.
3) Maqnit kvant nömrəsi – m l – xüsusi atom orbitalının fəza oriyentasiyasını təyin edir və orbital bucaq momentumunun istiqamətə proyeksiyasını ifadə edir. maqnit sahəsi. Maqnit kvant sayı m l xarici maqnit sahəsinin gücü vektorunun istiqamətinə nisbətən orbitalın istiqamətinə uyğundur və -l-dən +l-ə qədər istənilən tam dəyərləri, o cümlədən 0, yəni. ümumi miqdar mümkün dəyərlər bərabərdir (2l+1). Beləliklə, məsələn, l = 0 m l = 0 (bir qiymət), l = 1 m l = -1, 0, +1 (üç dəyər), l = 2 m üçün l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (maqnit kvant nömrəsinin beş dəyəri) və s.
Beləliklə, məsələn, p-orbitallar, yəni. Orbital kvant sayı l = 1 olan, “üç ölçülü səkkiz rəqəmi” kimi formalaşmış orbitallar maqnit kvant nömrəsinin üç dəyərinə (-1, 0, +1) uyğun gəlir, bu da öz növbəsində üç istiqamətə uyğundur. fəzada bir-birinə perpendikulyar.
4) Spin kvant sayı (və ya sadəcə olaraq spin) - m s - qiymətlər ala biləcəyi atomdakı elektronun fırlanma istiqamətindən məsul hesab edilə bilər; Müxtəlif spinləri olan elektronlar müxtəlif istiqamətlərə yönəldilmiş şaquli oxlarla göstərilir: ↓ və .
Bir atomda eyni baş kvant nömrəsinə malik olan bütün orbitalların çoxluğuna enerji səviyyəsi və ya elektron qabığı deyilir. Bəzi n ədədi olan istənilən ixtiyari enerji səviyyəsi n 2 orbitaldan ibarətdir.
Əsas kvant sayının və orbital kvant nömrəsinin eyni dəyərləri olan orbitallar dəsti enerji alt səviyyəsini təmsil edir.
Əsas kvant sayı n-ə uyğun gələn hər bir enerji səviyyəsi n alt səviyyəni ehtiva edir. Öz növbəsində, orbital kvant sayı l olan hər bir enerji alt səviyyəsi (2l+1) orbitallardan ibarətdir. Beləliklə, s alt səviyyə bir s orbitaldan, p alt səviyyə üç p orbitaldan, d alt səviyyə beş d orbitaldan, f alt səviyyə isə yeddi f orbitaldan ibarətdir. Artıq qeyd edildiyi kimi, bir atom orbitalı çox vaxt bir kvadrat hüceyrə ilə işarələndiyi üçün s-, p-, d- və f-alt səviyyələri qrafik olaraq aşağıdakı kimi təqdim edilə bilər:
Hər bir orbital n, l və m l üç kvant ədədindən ibarət fərdi ciddi şəkildə müəyyən edilmiş çoxluğa uyğundur.
Elektronların orbitallar arasında paylanması elektron konfiqurasiyası adlanır.
Atom orbitallarının elektronlarla doldurulması üç şərtə uyğun olaraq baş verir:
- Minimum enerji prinsipi: Elektronlar ən aşağı enerji alt səviyyəsindən başlayaraq orbitalları doldurur. Enerjilərini artırmaq üçün alt səviyyələrin ardıcıllığı aşağıdakı kimidir: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Elektron alt səviyyələri doldurmağın bu ardıcıllığını yadda saxlamağı asanlaşdırmaq üçün aşağıdakı qrafik təsvir çox rahatdır:
- Pauli prinsipi: Hər bir orbitalda ikidən çox elektron ola bilməz.
Əgər orbitalda bir elektron varsa, o, qoşalaşmamış, ikisi varsa, elektron cütü adlanır.
- Hund qaydası: atomun ən sabit vəziyyəti, bir alt səviyyə daxilində atomun mümkün maksimum sayda qoşalaşmamış elektrona malik olduğu vəziyyətdir. Atomun bu ən sabit vəziyyətinə əsas vəziyyət deyilir.
Əslində, yuxarıda deyilənlər o deməkdir ki, məsələn, p-alt səviyyənin üç orbitalında 1-ci, 2-ci, 3-cü və 4-cü elektronların yerləşdirilməsi aşağıdakı kimi həyata keçiriləcək:
Atom orbitallarının yük nömrəsi 1 olan hidrogendən yük nömrəsi 36 olan kriptona (Kr) doldurulması aşağıdakı kimi həyata keçiriləcək:
Atom orbitallarının doldurulma qaydasının belə təsvirinə enerji diaqramı deyilir. Ayrı-ayrı elementlərin elektron diaqramlarına əsaslanaraq, onların elektron düsturları (konfiqurasiyaları) deyilənləri yazmaq mümkündür. Beləliklə, məsələn, 15 proton və nəticədə 15 elektron olan bir element, yəni. fosfor (P) aşağıdakı enerji diaqramına sahib olacaq:
Elektron düstura çevrildikdə fosfor atomu aşağıdakı formanı alacaq:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Alt səviyyə simvolunun solunda yerləşən normal ölçülü rəqəmlər enerji səviyyəsinin nömrəsini, alt səviyyə simvolunun sağındakı yuxarı işarələr isə müvafiq alt səviyyədəki elektronların sayını göstərir.
Aşağıda D.I.-nin dövri cədvəlinin ilk 36 elementinin elektron düsturları verilmişdir. Mendeleyev.
| dövr | Maddə nömrəsi. | simvolu | ad | elektron formula |
| I | 1 | H | hidrogen | 1s 1 |
| 2 | O | helium | 1s 2 | |
| II | 3 | Li | litium | 1s 2 2s 1 |
| 4 | olun | berilyum | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | B | bor | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | karbon | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | azot | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | oksigen | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | flüor | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Ne | neon | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | Na | natrium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | maqnezium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Al | alüminium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | silikon | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | P | fosfor | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | kükürd | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | xlor | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ar | arqon | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | K | kalium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | kalsium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | skandium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | titan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | vanadium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | xrom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 burada bir elektronun sıçrayışını müşahidə edirik. s haqqında d alt səviyyə | |
| 25 | Mn | manqan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | dəmir | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Co | kobalt | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | nikel | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | mis | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 burada bir elektronun sıçrayışını müşahidə edirik. s haqqında d alt səviyyə | |
| 30 | Zn | sink | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | qalium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | germanium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | kimi | arsen | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | selenium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | brom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Kr | kripton | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Artıq qeyd edildiyi kimi, əsas vəziyyətdə, atom orbitallarında elektronlar ən az enerji prinsipinə uyğun olaraq yerləşdirilir. Bununla belə, atomun əsas vəziyyətində boş p-orbitalların olması halında, çox vaxt ona artıq enerji verməklə, atom həyəcanlanmış vəziyyətə keçirilə bilər. Məsələn, əsas vəziyyətdə olan bir bor atomunun elektron konfiqurasiyası və aşağıdakı formanın enerji diaqramı var:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
Və həyəcanlı vəziyyətdə (*), yəni. Bor atomuna bir qədər enerji verildikdə, onun elektron konfiqurasiyası və enerji diaqramı belə görünəcək:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
Atomda hansı alt səviyyənin sonuncu doldurulmasından asılı olaraq kimyəvi elementlər s, p, d və ya f-ə bölünür.
Cədvəldə s, p, d və f elementlərinin tapılması D.İ. Mendeleyev:
- s-elementləri doldurulmalı olan sonuncu s-alt səviyyəyə malikdir. Bu elementlərə I və II qrupların əsas (cədvəl xanasında solda) alt qruplarının elementləri daxildir.
- p-elementləri üçün p-alt səviyyə doldurulur. p-elementlərinə birinci və yeddinci istisna olmaqla, hər dövrün son altı elementi, həmçinin III-VIII qrupların əsas altqruplarının elementləri daxildir.
- d-elementləri böyük dövrlərdə s- və p-elementləri arasında yerləşir.
- f-elementlərinə lantanidlər və aktinidlər deyilir. Onlar D.I cədvəlinin altında verilmişdir. Mendeleyev.
6.6. Xrom, mis və bəzi digər elementlərin atomlarının elektron quruluşunun xüsusiyyətləri
Əlavə 4-ə diqqətlə baxsanız, yəqin ki, bəzi elementlərin atomları üçün orbitalların elektronlarla doldurulması ardıcıllığının pozulduğunu gördünüz. Bəzən bu pozuntulara "istisnalar" deyilir, lakin bu belə deyil - Təbiət qanunlarına istisnalar yoxdur!
Bu pozğunluğu olan ilk element xromdur. Onun elektron quruluşuna daha yaxından nəzər salaq (Şəkil 6.16 A). Xrom atomunda 4 var s- gözlənildiyi kimi iki alt səviyyə deyil, yalnız bir elektron var. Amma 3-də d-alt səviyyə beş elektrona malikdir, lakin bu alt səviyyə 4-dən sonra doldurulur s-alt səviyyə (bax. Şəkil 6.4). Bunun niyə baş verdiyini anlamaq üçün elektron buludların 3 olduğuna baxaq d- bu atomun alt səviyyəsi.
Hər biri beş 3 d-bu halda buludlar bir elektron tərəfindən əmələ gəlir. Bu fəslin 4-cü bəndindən artıq bildiyiniz kimi, belə beş elektronun ümumi elektron buludunun sferik forması var və ya necə deyərlər, sferik simmetrikdir. Elektron sıxlığının müxtəlif istiqamətlərdə paylanmasının təbiətinə görə 1-ə bənzəyir s-EO. Elektronları belə bir bulud meydana gətirən alt səviyyənin enerjisi daha az simmetrik bulud vəziyyətindən daha az olur. Bu halda orbital enerji 3-ə bərabərdir d-alt səviyyə 4 enerjiyə bərabərdir s-orbitallar. Simmetriya pozulduqda, məsələn, altıncı elektron görünəndə orbitalların enerjisi 3-ə bərabərdir. d-alt səviyyə yenidən enerji 4-dən böyük olur s-orbitallar. Buna görə də, manqan atomu yenidən 4-də ikinci elektrona malikdir s-AO.
Yarım və ya tamamilə elektronlarla dolu istənilən alt səviyyənin ümumi buludunun sferik simmetriyası var. Bu hallarda enerjinin azalması ümumi xarakter daşıyır və hər hansı bir alt səviyyənin elektronlarla yarı və ya tam dolu olmasından asılı deyil. Əgər belədirsə, onda biz növbəti pozuntunu elektron qabığında doqquzuncunun sonuncu “gəldiyi” atomda axtarmalıyıq. d-elektron. Həqiqətən, mis atomunda 3 var d-alt səviyyənin 10 elektronu və 4-ü var s- yalnız bir alt səviyyə (Şəkil 6.16 b).
Tam və ya yarı dolu bir alt səviyyənin orbitallarının enerjisinin azalması bir sıra mühüm kimyəvi hadisələrə səbəb olur, bəziləri ilə tanış olacaqsınız.
6.7. Xarici və valent elektronlar, orbitallar və alt səviyyələr
Kimyada təcrid olunmuş atomların xassələri, bir qayda olaraq, öyrənilmir, çünki demək olar ki, bütün atomlar müxtəlif maddələrin bir hissəsi olduqda kimyəvi bağlar əmələ gətirir. Kimyəvi bağlar atomların elektron qabıqlarının qarşılıqlı təsiri nəticəsində əmələ gəlir. Bütün atomlar üçün (hidrogendən başqa) heç də bütün elektronlar kimyəvi bağların əmələ gəlməsində iştirak etmir: borun beşdən üçü, karbonun altıdan dördü və məsələn, bariumun əlli altıdan ikisi var. Bu "aktiv" elektronlar adlanır valent elektronlar.
Valent elektronları bəzən qarışdırırlar xarici elektronlar, lakin bu eyni şey deyil.
Xarici elektronların elektron buludları maksimum radiusa (və əsas kvant nömrəsinin maksimum dəyərinə) malikdir.
Bağların əmələ gəlməsində ilk növbədə xarici elektronlar iştirak edir, yalnız ona görə ki, atomlar bir-birinə yaxınlaşdıqda ilk növbədə bu elektronların əmələ gətirdiyi elektron buludları təmasda olur. Ancaq onlarla yanaşı, bəzi elektronlar da bir əlaqənin yaranmasında iştirak edə bilər. əvvəlcədən xarici(sondan əvvəlki) təbəqə, ancaq xarici elektronların enerjisindən çox fərqli olmayan bir enerjiyə malik olduqda. Atomun hər iki elektronu valent elektronlardır. (Lantanidlərdə və aktinidlərdə hətta bəzi "xarici" elektronlar da valentdir)
Valentlik elektronlarının enerjisi atomun digər elektronlarının enerjisindən çox böyükdür və valent elektronlar bir-birindən enerji baxımından əhəmiyyətli dərəcədə az fərqlənir.
Xarici elektronlar həmişə valent elektronlardır, yalnız atom ümumiyyətlə kimyəvi bağlar yarada bilər. Beləliklə, helium atomunun hər iki elektronu xaricidir, lakin helium atomu ümumiyyətlə heç bir kimyəvi bağ yaratmadığı üçün onları valentlik adlandırmaq olmaz.
Valent elektronları tutur valentlik orbitalları, bu da öz növbəsində əmələ gətirir valentlik alt səviyyələri.
Nümunə olaraq, elektron konfiqurasiyası Şəkil 1-də göstərilən bir dəmir atomunu nəzərdən keçirək. 6.17. Dəmir atomunun elektronlarından maksimum baş kvant sayı ( n= 4) yalnız iki 4 var s-elektron. Nəticə etibarı ilə onlar bu atomun xarici elektronlarıdır. Dəmir atomunun xarici orbitalları bütün orbitallardır n= 4, xarici alt səviyyələr isə bu orbitalların yaratdığı bütün alt səviyyələrdir, yəni 4 s-,
4səh-, 4d- və 4 f-EPU.
Xarici elektronlar həmişə valent elektronlardır, buna görə də 4 s-dəmir atomunun elektronları valent elektronlardır. Əgər belədirsə, onda 3 d-bir qədər yüksək enerjiyə malik elektronlar da valent elektronlar olacaq. Dəmir atomunun xarici səviyyəsində, əlavə olaraq doldurulmuş 4 s-AO hələ də 4 pulsuz var səh-, 4d- və 4 f-AO. Onların hamısı xaricidir, lakin onlardan yalnız 4-ü valentdir r-AO, çünki yerdə qalan orbitalların enerjisi xeyli yüksəkdir və bu orbitallarda elektronların görünməsi dəmir atomu üçün faydalı deyil.
Deməli, dəmir atomu
xarici elektron səviyyə - dördüncü,
xarici alt səviyyələr - 4 s-, 4səh-, 4d- və 4 f-EPU,
xarici orbitallar - 4 s-, 4səh-, 4d- və 4 f-AO,
xarici elektronlar - iki 4 s-elektron (4 s 2),
xarici elektron təbəqə - dördüncü,
xarici elektron buludu - 4 s-EO
valentlik alt səviyyələri - 4 s-, 4səh-, və 3 d-EPU,
valentlik orbitalları - 4 s-, 4səh-, və 3 d-AO,
valent elektronlar - iki 4 s-elektron (4 s 2) və altı 3 d-elektronlar (3 d 6).
Valentlik alt səviyyələri qismən və ya tamamilə elektronlarla doldurula bilər və ya tamamilə sərbəst qala bilər. Nüvə yükü artdıqca, bütün alt səviyyələrin enerji dəyərləri azalır, lakin elektronların bir-biri ilə qarşılıqlı təsiri səbəbindən müxtəlif alt səviyyələrin enerjisi müxtəlif "sürətlərdə" azalır. Enerji tam doludur d- Və f-alt səviyyələr o qədər azalır ki, onlar valentliyini itirirlər.
Nümunə olaraq titan və arsenin atomlarını nəzərdən keçirək (Şəkil 6.18).
Titan atomu vəziyyətində 3 d-EPU yalnız qismən elektronlarla doludur və onun enerjisi 4 enerjidən böyükdür s-EPU və 3 d-elektronlar valentlikdir. Arsen atomunda 3 var d-EPU tamamilə elektronlarla doludur və onun enerjisi 4-ün enerjisindən əhəmiyyətli dərəcədə azdır s-EPU və buna görə də 3 d- elektronlar valentlik deyil.
Verilən nümunələrdə təhlil etdik valent elektron konfiqurasiyası titan və arsen atomları.
Atomun valent elektron konfiqurasiyası kimi təsvir edilmişdir valent elektron düsturu, və ya şəklində valent alt səviyyələrin enerji diaqramı.
VALENTLİK ELEKTRONLARI, XARİCİ ELEKTRONLAR, VALENTLİK EPU, VALENTS AO, ATOMUN VALENTLİK ELEKTRON KONFİQURASYONU, VALENTLİK ELEKTRON FORMULU, VALENTLİK ALT SƏVİYYƏLƏRİ DİQRAMI.
1. Tərtib etdiyiniz enerji diaqramlarında və Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar atomlarının tam elektron düsturlarında xarici və valent elektronları göstərin. Bu atomların valentlik elektron düsturlarını yazın. Enerji diaqramlarında valentlik alt səviyyələrinin enerji diaqramlarına uyğun olan hissələri vurğulayın.
2. Atomların elektron konfiqurasiyalarında ümumi nə var: a) Li və Na, B və Al, O və S, Ne və Ar; b) Zn və Mg, Sc və Al, Cr və S, Ti və Si; c) H və He, Li və O, K və Kr, Sc və Ga. Onların fərqləri nədir
3. Hər bir elementin atomunun elektron qabığında neçə valentlik alt səviyyələri var: a) hidrogen, helium və litium, b) azot, natrium və kükürd, c) kalium, kobalt və germanium
4. a) bor, b) flüor, c) natrium atomunda neçə valentlik orbital tam doludur?
5. Bir atomun qoşalaşmamış elektronu olan neçə orbitalı var: a) bor, b) flüor, c) dəmir
6. Manqan atomunun neçə sərbəst xarici orbitalı var? Neçə sərbəst valentlik var?
7.Növbəti dərs üçün 20 mm genişlikdə bir kağız zolağı hazırlayın, onu hüceyrələrə bölün (20 × 20 mm) və bu zolağa təbii elementlər seriyası (hidrogendən meitnerium) tətbiq edin.
8. Hər bir xanada elementin simvolunu, onun atom nömrəsini və valent elektron düsturunu Şəkildə göstərildiyi kimi yerləşdirin. 6.19 (Əlavə 4-dən istifadə edin).
6.8. Atomların elektron qabıqlarının quruluşuna görə sistemləşdirilməsi
Kimyəvi elementlərin sistemləşdirilməsi elementlərin təbii sıralarına əsaslanır
Və elektron qabıqlarının oxşarlıq prinsipi onların atomları.
Siz artıq kimyəvi elementlərin təbii seriyası ilə tanışsınız. İndi elektron qabıqların oxşarlıq prinsipi ilə tanış olaq.
ERE-dəki atomların elektron valentlik düsturlarını nəzərə alsaq, bəzi atomlar üçün onların yalnız əsas kvant sayının dəyərlərində fərqləndiyini aşkar etmək asandır. Məsələn, 1 s hidrogen üçün 1, 2 s Litium üçün 1, 3 s natrium üçün 1 və s. Və ya 2 s 2 2səh flüor üçün 5, 3 s 2 3səh xlor üçün 5, 4 s 2 4səh brom üçün 5 və s. Bu o deməkdir ki, belə atomların valent elektron buludlarının xarici bölgələri forma baxımından çox oxşardır və yalnız ölçüləri (və əlbəttə ki, elektron sıxlığı) ilə fərqlənir. Əgər belədirsə, onda belə atomların elektron buludlarını və müvafiq valentlik konfiqurasiyalarını adlandırmaq olar oxşar. Bənzər elektron konfiqurasiyaya malik müxtəlif elementlərin atomları üçün yaza bilərik ümumi valentlik elektron düsturları: ns birinci halda 1 və ns 2 n.p. ikincidə 5. Elementlərin təbii sıraları arasında hərəkət edərkən, oxşar valent konfiqurasiyaya malik digər atom qruplarını tapa bilərsiniz.
Beləliklə, oxşar valent elektron konfiqurasiyalı atomlara müntəzəm olaraq təbii elementlər seriyasında rast gəlinir.
Bu, elektron qabıqların oxşarlıq prinsipidir.
Gəlin bu qanunauyğunluğun növünü müəyyən etməyə çalışaq. Bunun üçün hazırladığınız elementlərin təbii seriyasından istifadə edəcəyik.
ERE valent elektron düsturu 1 olan hidrogenlə başlayır s 1. Bənzər valent konfiqurasiyaları axtarmaq üçün ümumi valent elektron düsturu ilə elementlərin qarşısındakı elementlərin təbii sıralarını kəsdik. ns 1 (yəni litiumdan əvvəl, natriumdan əvvəl və s.). Elementlərin sözdə "dövrlərini" aldıq. Yaranan “dövrləri” əlavə edək ki, onlar cədvəl cərgələrinə çevrilsin (bax. Şəkil 6.20). Nəticədə, yalnız cədvəlin ilk iki sütunundakı atomlar oxşar elektron konfiqurasiyaya sahib olacaqlar.
Cədvəlin digər sütunlarında valentlik elektron konfiqurasiyalarının oxşarlığına nail olmağa çalışaq. Bunu etmək üçün 6-cı və 7-ci dövrlərdən 58 – 71 və 90 – 103 rəqəmləri olan elementləri kəsdik (onlar 4-ü doldururlar) f- və 5 f-alt səviyyələr) və onları masanın altına qoyun. Qalan elementlərin simvollarını şəkildə göstərildiyi kimi üfüqi olaraq hərəkət etdirəcəyik. Bundan sonra, cədvəlin eyni sütununda yerləşən elementlərin atomları ümumi valentlik elektron düsturları ilə ifadə edilə bilən oxşar valentlik konfiqurasiyalarına sahib olacaqlar: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 və s. qədər ns 2 n.p. 6. Ümumi valentlik düsturlarından bütün sapmalar xrom və mis halında olduğu kimi eyni səbəblərlə izah olunur (6.6-cı paraqrafa bax).
Göründüyü kimi, ERE-dən istifadə etməklə və elektron qabıqların oxşarlıq prinsipini tətbiq etməklə biz kimyəvi elementləri sistemləşdirə bildik. Belə kimyəvi elementlər sistemi deyilir təbii, çünki o, yalnız Təbiət qanunlarına əsaslanır. Aldığımız cədvəl (şək. 6.21) elementlərin təbii sistemini qrafik şəkildə təsvir etməyin yollarından biridir və adlanır. kimyəvi elementlərin uzunmüddətli cədvəli.
ELEKTRON QABIQLARININ OXŞARLIĞI PRİNSİPİ, KİMYİ ELEMLƏRİN TƏBİİ SİSTEMİ (“DÖVRI” SİSTEMİ), KİMYİ Elementlər Cədvəli.
6.9. Kimyəvi elementlərin uzun dövr cədvəli
Kimyəvi elementlərin uzun dövr cədvəlinin quruluşunu daha yaxından nəzərdən keçirək.
Bu cədvəlin sətirləri, artıq bildiyiniz kimi, elementlərin "dövrləri" adlanır. Dövrlər 1-dən 7-yə qədər ərəb rəqəmləri ilə nömrələnir. Birinci dövr yalnız iki elementdən ibarətdir. Hər biri səkkiz elementdən ibarət olan ikinci və üçüncü dövrlər adlanır qısa dövrlər. Hər biri 18 elementdən ibarət dördüncü və beşinci dövrlər adlanır uzun dövrlər. Hər biri 32 elementdən ibarət altıncı və yeddinci dövrlər adlanır əlavə uzun dövrlər.
Bu cədvəlin sütunları adlanır qruplar elementləri. Qrup nömrələri latın A və ya B hərfləri ilə rum rəqəmləri ilə göstərilir.
Bəzi qrupların elementlərinin öz ümumi (qrup) adları var: IA qrupunun elementləri (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – qələvi elementlər(və ya qələvi metal elementləri); IIA qrupunun elementləri (Ca, Sr, Ba və Ra) - qələvi torpaq elementləri(və ya qələvi torpaq metal elementləri)("qələvi metallar" və qələvi torpaq metalları" adı müvafiq elementlər tərəfindən əmələ gələn sadə maddələrə aiddir və element qruplarının adı kimi istifadə edilməməlidir); elementlər VIA qrupu (O, S, Se, Te, Po) - xalkogenlər, qrup VIIA elementləri (F, Cl, Br, I, At) – halogenlər, VIII qrup elementləri (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – nəcib qaz elementləri.(Ənənəvi "nəcib qazlar" adı sadə maddələrə də aiddir)
Adətən cədvəlin aşağı hissəsində yerləşdirilən seriya nömrələri 58 – 71 (Ce – Lu) olan elementlər adlanır. lantanidlər(“ardınca lantan”) və seriya nömrələri 90 – 103 (Th – Lr) olan elementlər – aktinidlər("dəniz anemonunun ardınca"). Lantanidlər və aktinidlərin ERE-dən kəsilmədiyi, lakin ultra uzun dövrlərdə öz yerlərində qaldığı uzun dövr cədvəlinin bir versiyası var. Bu cədvəl bəzən adlanır ultra uzun müddət.
Uzun dövr cədvəli dördə bölünür blok(və ya bölmələr).
s-Blokümumi valent elektron düsturları olan IA və IIA qruplarının elementlərini ehtiva edir ns 1 və ns 2
(s-elementləri).
r-Blokümumi valent elektron düsturları olan IIIA qrupundan VIIIA-a qədər olan elementləri əhatə edir ns 2 n.p. 1-ə ns 2 n.p. 6 (p-elementləri).
d-Blokümumi valent elektron düsturları olan IIIB qrupundan IIB-yə qədər olan elementləri əhatə edir ns 2 (n–1)d 1-ə ns 2 (n–1)d 10 (d-elementləri).
f-Blok lantanidlər və aktinidlər daxildir ( f elementləri).
Elementlər s- Və səh-bloklar A-qruplarını və elementlərini təşkil edir d-blok – kimyəvi elementlər sisteminin B qrupu. Hamısı f-elementlər formal olaraq IIIB qrupuna daxildir.
Birinci dövrün elementləri - hidrogen və heliumdur s-elementlər və IA və IIA qruplarında yerləşdirilə bilər. Lakin helium daha tez-tez VIIIA qrupuna, onun xüsusiyyətlərinə tam uyğun gələn dövrün bitdiyi element kimi yerləşdirilir (helium, bu qrupun elementləri tərəfindən əmələ gələn bütün digər sadə maddələr kimi, nəcib qazdır). Hidrogen tez-tez VIIA qrupuna yerləşdirilir, çünki onun xassələri qələvi elementlərə nisbətən halogenlərə daha yaxındır.
Sistemin dövrlərinin hər biri atomların valent konfiqurasiyasına malik olan elementlə başlayır ns 1, çünki növbəti elektron təbəqənin əmələ gəlməsi məhz bu atomlardan başlayır və atomların valent konfiqurasiyasına malik elementlə başa çatır. ns 2 n.p. 6 (birinci dövr istisna olmaqla). Bu, hər dövrün atomlarında elektronlarla dolu olan alt səviyyələrin enerji diaqramı qruplarını müəyyən etməyi asanlaşdırır (Şəkil 6.22). Bu işi Şəkil 6.4-də hazırladığınız surətdə göstərilən bütün alt səviyyələrlə yerinə yetirin. Şəkil 6.22-də vurğulanan alt səviyyələr (tamamilə doldurulmuşdan başqa d- Və f-alt səviyyələr) verilmiş dövrün bütün elementlərinin atomları üçün valentlikdir.
Dövrlərdə görünüş s-, səh-, d- və ya f-elementlər doldurulma ardıcıllığına tam uyğundur s-, səh-, d- və ya f-elektronlarla alt səviyyələr. Elementlər sisteminin bu xüsusiyyəti, verilmiş elementin aid olduğu dövrü və qrupunu bilməklə onun valentlik elektron düsturunu dərhal yazmağa imkan verir.
KİMYƏSİ Elementlərin, BLOKLARIN, DÖVRLƏRİN, QRUPLARIN, QƏLƏLƏLƏRİN, QƏLƏSİ ELMENTLƏRİN, QALKOGENLƏRİN, HALOGENLƏRİN, NƏCİL QAZ ELMENTLƏRİNİN, LANTANOİDLƏR, AKTİNOİDLƏRİN UZUN DÖRT CƏDVƏLİ.
a) IVA və IVB qruplarının, b) IIIA və VIIB qruplarının elementlərinin atomlarının ümumi valentlik elektron düsturlarını yazın?
2. A və B qrup elementlərinin atomlarının elektron konfiqurasiyalarında ümumi nə var? Onlar necə fərqlidirlər?
3. a) neçə element qrupu daxildir s- blok, b) r- blok, c) d-blok?
4.Şəkil 30-u alt səviyyələrin enerjisinin artırılması istiqamətində davam etdirin və 4-cü, 5-ci və 6-cı dövrlərdə elektronlarla dolu alt səviyyələrin qruplarını vurğulayın.
5. a) kalsium, b) fosfor, c) titan, d) xlor, e) natrium atomlarının valentlik alt səviyyələrini sadalayın. 6. s-, p- və d- elementlərinin bir-birindən nə ilə fərqləndiyini bildirin.
7.Atomun hər hansı elementə üzvlüyünün nə üçün bu atomun kütləsi ilə deyil, nüvədəki protonların sayı ilə təyin olunduğunu izah edin.
8. Litium, alüminium, stronsium, selenium, dəmir və qurğuşun atomları üçün valentlik, tam və qısaldılmış elektron düsturlar tərtib edin və valentlik alt səviyyələrinin enerji diaqramlarını çəkin. 9. Aşağıdakı valentlik elektron düsturlarına hansı element atomları uyğun gəlir: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2s 2 2 səh 6 , 5s 2 5səh 2 , 5s 2 4d 2 ?
6.10. Atomun elektron formullarının növləri. Onların tərtibi üçün alqoritm
Müxtəlif məqsədlər üçün bir atomun ümumi və ya valentlik konfiqurasiyasını bilməliyik. Bu elektron konfiqurasiyaların hər biri ya düstur, ya da enerji diaqramı ilə təmsil oluna bilər. Yəni, atomun tam elektron konfiqurasiyası ifadə edilir atomun tam elektron düsturu, və ya atomun tam enerji diaqramı. Öz növbəsində, atomun valent elektron konfiqurasiyası ifadə edilir valentlik(və ya tez-tez deyildiyi kimi, " qısa") atomun elektron düsturu, və ya atomun valent alt səviyyələrinin diaqramı(Şəkil 6.23).
Əvvəllər biz elementlərin atom nömrələrindən istifadə edərək atomların elektron düsturlarını düzəldirdik. Eyni zamanda, enerji diaqramına uyğun olaraq alt səviyyələrin elektronlarla doldurulması ardıcıllığını təyin etdik: 1 s, 2s,
2səh, 3s, 3səh, 4s, 3d, 4səh, 5s, 4d, 5səh,
6s, 4f, 5d, 6səh, 7s və s. Və yalnız tam elektron düsturu yazmaqla valentlik düsturunu yaza bilərik.
Ən çox istifadə olunan atomun valentlik elektron düsturunu elementin kimyəvi elementlər sistemindəki mövqeyinə əsaslanaraq dövr qrupu koordinatlarından istifadə etməklə yazmaq daha rahatdır.
Bunun elementlər üçün necə edildiyini daha ətraflı nəzərdən keçirək s-, səh- Və d- bloklar
Elementlər üçün s-atomun blok valentlik elektron düsturu üç simvoldan ibarətdir. Ümumiyyətlə, aşağıdakı kimi yazmaq olar:
Birinci yerdə (böyük xananın yerinə) dövr nömrəsi qoyulur (bunların əsas kvant sayına bərabərdir). s-elektronlar), üçüncüdə (üst işarədə) - qrup nömrəsi (valent elektronların sayına bərabərdir). Nümunə olaraq maqnezium atomunu (3-cü dövr, qrup IIA) götürərək, əldə edirik:
Elementlər üçün səh-atomun blok valentlik elektron düsturu altı simvoldan ibarətdir:
Burada böyük hüceyrələrin yerinə dövr nömrəsi də yerləşdirilir (bunların əsas kvant sayına bərabərdir). s- Və səh-elektronlar) və qrup nömrəsi (valent elektronların sayına bərabərdir) üst yazıların cəminə bərabər olur. Oksigen atomu üçün (2-ci dövr, VIA qrupu) əldə edirik:
2s 2 2səh 4 .
Əksər elementlərin valent elektron düsturu d-blok belə yazıla bilər:
Əvvəlki hallarda olduğu kimi burada da birinci xananın yerinə dövr nömrəsi qoyulur (bunların əsas kvant sayına bərabərdir). s-elektronlar). İkinci hücrədəki say bir az olur, çünki bunların əsas kvant sayıdır d-elektronlar. Buradakı qrup nömrəsi də indekslərin cəminə bərabərdir. Nümunə – titanın valent elektron düsturu (4-cü dövr, IVB qrupu): 4 s 2 3d 2 .
Qrup nömrəsi VIB qrupunun elementləri üçün indekslərin cəminə bərabərdir, lakin xatırladığınız kimi, onların valentliyində s-alt səviyyə yalnız bir elektrona malikdir və ümumi valent elektron düsturu belədir ns 1 (n–1)d 5. Buna görə də, məsələn, molibdenin (5-ci dövr) valentlik elektron düsturu 5-dir s 1 4d 5 .
IB qrupunun istənilən elementinin, məsələn, qızılın (6-cı dövr)>–>6 elementinin valent elektron düsturunu tərtib etmək də asandır. s 1 5d 10, lakin bu vəziyyətdə bunu xatırlamaq lazımdır d- bu qrupun elementlərinin atomlarının elektronları hələ də valentliyini qoruyur və onlardan bəziləri kimyəvi bağların yaranmasında iştirak edə bilir.
IIB qrup elementlərinin atomlarının ümumi valentlik elektron düsturu belədir ns 2 (n – 1)d 10. Buna görə də, məsələn, sink atomunun valentlik elektron düsturu 4-dür s 2 3d 10 .
Birinci triadanın elementlərinin (Fe, Co və Ni) valentlik elektron düsturları da ümumi qaydalara tabedir. VIIIB qrupunun elementi olan dəmirin valent elektron düsturu 4-ə bərabərdir s 2 3d 6. Kobalt atomunda bir atom var d-elektron daha çox (4 s 2 3d 7), nikel atomu üçün isə iki (4 s 2 3d 8).
Valentlik elektron düsturları yazmaq üçün yalnız bu qaydalardan istifadə edərək bəzi atomların atomları üçün elektron düsturlar tərtib etmək mümkün deyil. d-elementlər (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), çünki onlarda yüksək simmetrik elektron qabıqlara olan istək səbəbindən valentlik alt səviyyələrinin elektronlarla doldurulması bəzi əlavə xüsusiyyətlərə malikdir.
Valentlik elektron düsturunu bilməklə, atomun tam elektron düsturunu yaza bilərsiniz (aşağıya bax).
Çox vaxt çətin tam elektron formullar əvəzinə yazırlar qısaldılmış elektron düsturlar atomlar. Onları elektron düsturda tərtib etmək üçün valent elektronlardan başqa atomun bütün elektronları təcrid olunur, simvolları kvadrat mötərizədə yerləşdirilir və elektron düsturun sonuncu elementinin atomunun elektron düsturuna uyğun olan hissəsi verilir. əvvəlki dövr (nəcib qazı əmələ gətirən element) bu atomun simvolu ilə əvəz olunur.
Müxtəlif növ elektron formulların nümunələri Cədvəl 14-də verilmişdir.
Cədvəl 14. Atomların elektron formullarının nümunələri
Elektron düsturlar |
|||
Qısaldılmış |
Valentlik |
||
1s 2 2s 2 2səh 3 |
2s 2 2səh 3 |
2s 2 2səh 3 |
|
1s 2 2s 2 2səh 6 3s 2 3səh 5 |
3s 2 3səh 5 |
3s 2 3səh 5 |
|
1s 2 2s 2 2səh 6 3s 2 3səh 6 4s 2 3d 5 |
4s 2 3d 5 |
4s 2 3d 5 |
|
1s 2 2s 2 2səh 6 3s 2 3səh 6 3d 10 4s 2 4səh 3 |
4s 2 4səh 3 |
4s 2 4səh 3 |
|
1s 2 2s 2 2səh 6 3s 2 3səh 6 3d 10 4s 2 4səh 6 |
4s 2 4səh 6 |
4s 2 4səh 6 |
|
Atomların elektron düsturlarını tərtib etmək üçün alqoritm (yod atomu nümunəsindən istifadə etməklə)
№ |
Əməliyyat |
Nəticə |
|
Elementlər cədvəlində atomun koordinatlarını təyin edin. |
5-ci dövr, VIIA qrup |
||
Valentlik elektron düsturunu yazın. |
5s 2 5səh 5 |
||
Daxili elektronlar üçün simvolları alt səviyyələri doldurduqları ardıcıllıqla əlavə edin. |
1s 2 2s 2 2səh 6 3s 2 3səh 6 4s 2 3d 10 4səh 6 5s 2 4d 10 5səh 5 |
||
Tam doldurulmuş enerjinin azalması nəzərə alınmaqla d- Və f-alt səviyyələr, tam elektron düsturu yazın. |
|
||
Valentlik elektronlarını etiketləyin. |
1s 2 2s 2 2səh 6 3s 2 3səh 6 3d 10 4s 2 4səh 6 4d 10 5s 2 5səh 5 |
||
Əvvəlki nəcib qaz atomunun elektron konfiqurasiyasını müəyyən edin. |
|||
Hər şeyi kvadrat mötərizədə birləşdirərək qısaldılmış elektron formulunu yazın qeyri-valent elektronlar. |
5s 2 5səh 5 |
Qeydlər
1. 2-ci və 3-cü dövrlərin elementləri üçün üçüncü əməliyyat (dördüncü olmadan) dərhal tam elektron düstura gətirib çıxarır.
2. (n – 1)d 10 -IB qrupunun elementlərinin atomlarında elektronlar valent olaraq qalır.
TAM ELEKTRON FORMULA, VALENTLİK ELEKTRON FORMULA, QISILMIŞ ELEKTRON FORMULA, ATOMLARIN ELEKTRON FORMULALARININ TƏRƏB ALQORİTİMİ.
1. Element atomunun valent elektron düsturunu tərtib edin a) üçüncü A qrupunun ikinci dövrünü, b) ikinci A qrupunun üçüncü dövrünü, c) dördüncü A qrupunun dördüncü dövrünü.
2.Maqnezium, fosfor, kalium, dəmir, brom və arqon atomları üçün qısaldılmış elektron düsturlar hazırlayın.
6.11. Kimyəvi elementlərin qısa dövr cədvəli
Təbii elementlər sisteminin kəşfindən bəri keçən 100-dən çox il ərzində bu sistemi qrafik şəkildə əks etdirən bir neçə yüz müxtəlif cədvəl təklif edilmişdir. Bunlardan uzundövr cədvəlinə əlavə olaraq, ən çox yayılanı D.I.Mendeleyevin elementlərin qısamüddətli cədvəlidir. 4-cü, 5-ci, 6-cı və 7-ci dövrlər IB qrupunun elementləri qarşısında kəsilərək, bir-birindən uzaqlaşdırılaraq və nəticədə yaranan cərgələr əvvəllər etdiyimiz şəkildə bükülürsə, uzun dövr cədvəlindən qısa dövr cədvəli alınır. dövrləri qatladı. Nəticə Şəkil 6.24-də göstərilmişdir.
Lantanidlər və aktinidlər də burada əsas cədvəlin altına yerləşdirilir.
IN qruplar Bu cədvəldə atomları olan elementlər var eyni sayda valent elektron bu elektronların hansı orbitallarda olmasından asılı olmayaraq. Beləliklə, xlor elementləri (qeyri-metal əmələ gətirən tipik element; 3 s 2 3səh 5) və manqan (metal əmələ gətirən element; 4 s 2 3d 5), oxşar elektron qabıqları olmayan, burada eyni yeddinci qrupa düşür. Belə elementləri ayırd etmək zərurəti bizi onları qruplarda ayırmağa məcbur edir alt qruplar: əsas– uzun dövr cədvəlinin A qruplarının analoqları və yan- B qruplarının analoqları. Şəkil 34-də əsas altqrupların elementlərinin simvolları sola, ikinci dərəcəli altqrupların elementlərinin simvolları isə sağa köçürülür.
Düzdür, cədvəldəki elementlərin bu cür düzülüşü də öz üstünlüklərinə malikdir, çünki ilk növbədə atomun valentlik imkanlarını təyin edən valent elektronların sayıdır.
Uzun dövr cədvəli atomların elektron quruluşunun qanunauyğunluqlarını, element qrupları üzrə sadə maddələrin və birləşmələrin xassələrinin dəyişməsinin oxşarlıqlarını və qanunauyğunluqlarını, atomları, sadə maddələri və birləşmələri xarakterizə edən bir sıra fiziki kəmiyyətlərin müntəzəm dəyişməsini əks etdirir. bütün elementlər sistemi boyunca və daha çox. Qısa dövr cədvəli bu baxımdan daha az əlverişlidir.
QISA MÜDDƏT CƏDVƏLİ, ƏSAS ALT QRUPLAR, YAN ALT QRUPLAR.
1. Təbii elementlər seriyasından qurduğunuz uzun dövr cədvəlini qısa dövrlüyə çevirin. Ters çevrilməni edin.
2. Qısa dövr cədvəlinin bir qrupunun elementlərinin atomları üçün ümumi valentlik elektron düsturunu tərtib etmək mümkündürmü? Niyə?
6.12. Atom ölçüləri. Orbital radiuslar
.Atomun aydın sərhədləri yoxdur. İzolyasiya olunmuş atomun ölçüsü nə hesab olunur? Atomun nüvəsi elektron qabıqla əhatə olunub, qabıq isə elektron buludlardan ibarətdir. EO ölçüsü radius ilə xarakterizə olunur r eo. Xarici təbəqədəki bütün buludlar təxminən eyni radiusa malikdir. Buna görə də, atomun ölçüsü bu radiusla xarakterizə edilə bilər. Bu adlanır atomun orbital radiusu(r 0).
Atomların orbital radiuslarının qiymətləri Əlavə 5-də verilmişdir.
EO-nun radiusu nüvənin yükündən və bu buludu əmələ gətirən elektronun yerləşdiyi orbitaldan asılıdır. Nəticə etibarilə, atomun orbital radiusu da bu eyni xüsusiyyətlərdən asılıdır.
Hidrogen və helium atomlarının elektron qabıqlarını nəzərdən keçirək. Həm hidrogen atomunda, həm də helium atomunda elektronlar 1-də yerləşir s-AO və bu atomların nüvələrinin yükləri eyni olsaydı, onların buludları da eyni ölçüdə olardı. Lakin helium atomunun nüvəsindəki yük hidrogen atomunun nüvəsindəki yükdən iki dəfə böyükdür. Coulomb qanununa görə, bir helium atomunun elektronlarının hər birinə təsir edən cazibə qüvvəsi bir elektronun hidrogen atomunun nüvəsinə cəlb edilməsindən iki dəfə çoxdur. Buna görə də, helium atomunun radiusu hidrogen atomunun radiusundan çox kiçik olmalıdır. Bu doğrudur: r 0 (O) / r 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Litium atomunun 2-də xarici elektronu var s-AO, yəni ikinci təbəqənin buludunu əmələ gətirir. Təbii ki, onun radiusu daha böyük olmalıdır. Həqiqətən: r 0 (Li) = 1,586 E.
İkinci dövrün qalan elementlərinin atomları xarici elektronlara malikdir (və 2 s, və 2 səh) eyni ikinci elektron təbəqəsində yerləşir və bu atomların nüvə yükü atom sayının artması ilə artır. Elektronlar nüvəyə daha güclü cəlb olunur və təbii olaraq atomların radiusları azalır. Bu arqumentləri digər dövrlərin elementlərinin atomları üçün təkrarlaya bilərik, lakin bir aydınlaşdırma ilə: orbital radius yalnız alt səviyyələrin hər biri doldurulduqda monoton şəkildə azalır.
Ancaq təfərrüatları nəzərə almasaq, elementlər sistemindəki atomların ölçülərinin dəyişməsinin ümumi xarakteri belədir: bir dövrdə sıra nömrəsinin artması ilə atomların orbital radiusları azalır və bir qrupda onlar artırmaq. Ən böyük atom sezium atomu, ən kiçiyi isə helium atomudur, lakin kimyəvi birləşmələr əmələ gətirən elementlərin atomlarından (helium və neon onları əmələ gətirmir) ən kiçiyi flüor atomudur.
Lantanidlərdən sonra təbii sıradakı elementlərin əksər atomları ümumi qanunlara əsasən gözləniləndən bir qədər kiçik olan orbital radiuslara malikdir. Bu, elementlər sistemində lantan və hafnium arasında 14 lantanid olması və buna görə də hafnium atomunun nüvəsinin yükünün 14 olması ilə əlaqədardır. e lantandan daha çox. Buna görə də, bu atomların xarici elektronları nüvəyə lantanidlər olmadıqda olduğundan daha güclü cəlb olunur (bu təsir çox vaxt “lantanidlərin daralması” adlanır).
Nəzərə alın ki, VIIIA qrup elementlərinin atomlarından IA qrupunun elementlərinin atomlarına keçərkən orbital radius kəskin şəkildə artır. Beləliklə, hər bir dövrün ilk elementlərini seçdiyimiz (bax § 7) düzgün çıxdı.
ATOMUN ORBİTAL RADİUSU, ONUN ELEMENTLƏR SİSTEMİNDƏN DƏYİŞMƏSİ.
1.Əlavə 5-də verilmiş məlumatlara əsasən, qrafik kağızda atomun orbital radiusunun elementin atom nömrəsindən asılılığının qrafiki olan elementlər üçün qrafiki çəkin. Z 1-dən 40-a qədər. Üfüqi oxun uzunluğu 200 mm, şaquli oxun uzunluğu 100 mm-dir.
2. Yaranan qırıq xəttin görünüşünü necə xarakterizə edə bilərsiniz?
6.13. Atomun ionlaşma enerjisi
Bir atomda bir elektrona əlavə enerji versəniz (bunun necə edilə biləcəyini fizika kursunda öyrənəcəksiniz), onda elektron başqa bir AO-ya keçə bilər, yəni atom həyəcanlı vəziyyət. Bu vəziyyət qeyri-sabitdir və elektron demək olar ki, dərhal ilkin vəziyyətinə qayıdacaq və artıq enerji buraxılacaq. Lakin elektrona verilən enerji kifayət qədər böyükdürsə, elektron atomdan tamamilə ayrıla bilər, atom isə ionlaşmış, yəni müsbət yüklü iona çevrilir ( katyon). Bunun üçün tələb olunan enerji deyilir atom ionlaşma enerjisi(E Və).
Bir atomdan bir elektron çıxarmaq və bunun üçün tələb olunan enerjini ölçmək olduqca çətindir, buna görə də praktiki olaraq müəyyən edilir və istifadə olunur. molar ionlaşma enerjisi(E və m).
Molar ionlaşma enerjisi 1 mol atomdan (hər atomdan bir elektron) 1 mol elektron çıxarmaq üçün tələb olunan minimum enerjinin nə qədər olduğunu göstərir. Bu dəyər adətən mol başına kilojoulla ölçülür. Əksər elementlər üçün birinci elektronun molyar ionlaşma enerjisinin dəyərləri Əlavə 6-da verilmişdir.
Atomun ionlaşma enerjisi elementin elementlər sistemindəki mövqeyindən necə asılıdır, yəni qrup və dövrdə necə dəyişir?
Fiziki mənasında ionlaşma enerjisi elektronu atomdan sonsuz məsafəyə köçürərkən elektronla atom arasındakı cazibə qüvvəsini aradan qaldırmaq üçün sərf edilməli olan işə bərabərdir.
Harada q- elektron yükü, Q elektron çıxarıldıqdan sonra qalan kation yüküdür və r o atomun orbital radiusudur.
VƏ q, Və Q– kəmiyyətlər sabitdir və belə bir nəticəyə gələ bilərik ki, elektron çıxarmaq işidir A, və onunla birlikdə ionlaşma enerjisi E və, atomun orbital radiusuna tərs mütənasibdir.
Müxtəlif elementlərin atomlarının orbital radiuslarının dəyərlərini və Əlavə 5 və 6-da verilmiş müvafiq ionlaşma enerjisi qiymətlərini təhlil edərək, bu kəmiyyətlər arasındakı əlaqənin mütənasib olduğuna, lakin ondan bir qədər fərqli olduğuna əmin ola bilərsiniz. . Nəticəmizin eksperimental məlumatlarla o qədər də uyğun gəlməməsinin səbəbi, bir çox vacib amilləri nəzərə almayan çox kobud bir modeldən istifadə etməyimizdir. Ancaq hətta bu kobud model bizə düzgün nəticə çıxarmağa imkan verdi ki, orbital radius artdıqca atomun ionlaşma enerjisi azalır və əksinə, radius azaldıqca artır.
Atom nömrəsinin artması ilə bir dövrdə atomların orbital radiusu azaldığından ionlaşma enerjisi də artır. Bir qrupda, atom nömrəsi artdıqca, atomların orbital radiusu, bir qayda olaraq, artır və ionlaşma enerjisi azalır. Ən yüksək molyar ionlaşma enerjisi ən kiçik atomlarda, helium atomlarında (2372 kJ/mol) və kimyəvi bağlar yarada bilən atomlardan flüor atomlarında (1681 kJ/mol) olur. Ən kiçiki ən böyük atomlar, sezium atomları üçündür (376 kJ/mol). Elementlər sistemində ionlaşma enerjisinin artan istiqaməti sxematik şəkildə aşağıdakı kimi göstərilə bilər: 
Kimyada ionlaşma enerjisinin atomun "öz" elektronlarını vermək meylini xarakterizə etməsi vacibdir: ionlaşma enerjisi nə qədər yüksəkdirsə, atom elektronları verməyə bir o qədər az meylli olur və əksinə.
HƏYANANAN DÖVLƏT, İONLAŞMA, KATION, İONLAŞMA ENERJİSİ, MOLAR İONLAŞMA ENERJİSİ, ELEMENTLƏR SİSTEMİNDƏ İONLAŞMA ENERJİSİNİN DƏYİŞMƏSİ.
1. Əlavə 6-da verilmiş məlumatlardan istifadə edərək ümumi kütləsi 1 q olan bütün natrium atomlarından bir elektronu çıxarmaq üçün nə qədər enerji sərf edilməli olduğunu müəyyənləşdirin.
2. Əlavə 6-da verilmiş məlumatlardan istifadə edərək, 3 q ağırlığında bütün natrium atomlarından bir elektronu çıxarmaq üçün eyni kütləli bütün kalium atomlarından neçə dəfə çox enerji lazım olduğunu müəyyən edin. Niyə bu nisbət eyni atomların molar ionlaşma enerjilərinin nisbətindən fərqlənir?
3. Əlavə 6-da verilmiş məlumatlara əsasən, elementlər üçün molyar ionlaşma enerjisinin atom nömrəsindən asılılığının qrafikini çəkin. Z 1-dən 40-a qədər. Qrafikin ölçüləri əvvəlki paraqrafa verilən tapşırıqda olduğu kimidir. Bu qrafikin elementlər sisteminin “dövrləri” seçiminə uyğun olub olmadığını yoxlayın.
6.14. Elektron yaxınlıq enerjisi
.Atomun ikinci ən vacib enerji xarakteristikasıdır elektron yaxınlıq enerjisi(E ilə).
Praktikada, ionlaşma enerjisi vəziyyətində olduğu kimi, adətən müvafiq molar kəmiyyət istifadə olunur - molar elektron yaxınlıq enerjisi().
Molar elektron yaxınlıq enerjisi neytral atomların bir moluna bir mol elektron əlavə edildikdə (hər atom üçün bir elektron) ayrılan enerjini göstərir. Molar ionlaşma enerjisi kimi, bu miqdar da bir mol üçün kilojoulla ölçülür.
İlk baxışdan belə görünə bilər ki, bu halda enerji buraxılmamalıdır, çünki atom neytral hissəcikdir və neytral atomla mənfi yüklü elektron arasında elektrostatik cazibə qüvvələri yoxdur. Əksinə, bir atoma yaxınlaşan bir elektron, görünür, elektron qabığını meydana gətirən eyni mənfi yüklü elektronlar tərəfindən dəf edilməlidir. Əslində bu, tamamilə doğru deyil. Nə vaxtsa atom xloru ilə qarşılaşmısınızsa, unutmayın. Əlbəttə yox. Axı o, yalnız çox yüksək temperaturda mövcuddur. Təbiətdə daha sabit molekulyar xlor belə, lazım gələrsə, kimyəvi reaksiyalardan istifadə etməklə əldə edilməlidir; Və natrium xlorid (süfrə duzu) ilə daim məşğul olmalısınız. Axı, süfrə duzu insanlar tərəfindən hər gün qida ilə birlikdə istehlak edilir. Və təbiətdə olduqca tez-tez baş verir. Ancaq süfrə duzunun tərkibində xlorid ionları, yəni bir "əlavə" elektron əlavə edən xlor atomları var. Xlorid ionlarının çox yaygın olmasının səbəblərindən biri də xlor atomlarının elektron qazanmağa meylli olmasıdır, yəni xlor atomlarından və elektronlarından xlorid ionları əmələ gəldikdə enerji ayrılır.
Enerjinin sərbəst buraxılmasının səbəblərindən biri artıq sizə məlumdur - bu, tək yüklüyə keçid zamanı xlor atomunun elektron qabığının simmetriyasının artması ilə əlaqələndirilir. anion. Eyni zamanda, xatırladığınız kimi, enerji 3 səh- alt səviyyə azalır. Digər daha mürəkkəb səbəblər var.
Elektron yaxınlıq enerjisinin dəyərinə bir neçə amil təsir etdiyinə görə, elementlər sistemində bu kəmiyyətin dəyişməsinin təbiəti ionlaşma enerjisindəki dəyişiklik təbiətindən qat-qat mürəkkəbdir. Buna Əlavə 7-də verilmiş cədvəli təhlil etməklə əmin ola bilərsiniz. Lakin bu kəmiyyətin dəyəri, ilk növbədə, ionlaşma enerjisinin dəyərləri ilə eyni elektrostatik qarşılıqlı təsirlə müəyyən edildiyi üçün, onun sistemdəki dəyişməsi elementləri (ən azı A- qruplarında) ümumi olaraq ionlaşma enerjisinin dəyişməsinə bənzəyir, yəni bir qrupda elektron yaxınlıq enerjisi azalır, bir müddətdə isə artır. Flüor (328 kJ/mol) və xlor (349 kJ/mol) atomları üçün maksimumdur. Elementlər sistemində elektron yaxınlıq enerjisinin dəyişməsinin təbiəti ionlaşma enerjisinin dəyişməsinin təbiətinə bənzəyir, yəni elektron yaxınlıq enerjisinin artım istiqaməti sxematik şəkildə aşağıdakı kimi göstərilə bilər:
2. Əvvəlki tapşırıqlarda olduğu kimi üfüqi ox boyunca eyni miqyasda elementlərin atomları üçün elektron yaxınlığının molyar enerjisinin atom nömrəsindən asılılığının qrafikini qurun. Z 7 tətbiqindən istifadə edərək 1-dən 40-a qədər.
3. Mənfi elektron yaxınlıq enerji dəyərlərinin hansı fiziki mənası var?
4. Nə üçün 2-ci dövr elementlərinin bütün atomlarından yalnız berillium, azot və neon elektron yaxınlığının molar enerjisinin mənfi qiymətlərinə malikdir?
6.15. Atomların elektron itirmə və qazanma meyli
Artıq bilirsiniz ki, bir atomun öz elektronlarından imtina etmək və başqalarının elektronlarını əlavə etmək meyli onun enerji xüsusiyyətlərindən (ionlaşma enerjisi və elektron yaxınlıq enerjisi) asılıdır. Hansı atomlar öz elektronlarından imtina etməyə, hansılar isə başqalarını qəbul etməyə daha çox meyllidirlər?
Bu suala cavab vermək üçün gəlin elementlər sistemində bu meyllərin dəyişməsi haqqında bildiyimiz hər şeyi cədvəl 15-də ümumiləşdirək.
Cədvəl 15. Atomların öz atomlarından imtina etmək və yad elektronlar əldə etmək meylinin dəyişməsi
