آرایش الکترون ها بر روی پوسته ها یا سطوح انرژی با استفاده از فرمول های الکترونیکی عناصر شیمیایی نوشته شده است. فرمول‌ها یا پیکربندی‌های الکترونیکی به نمایش ساختار اتمی یک عنصر کمک می‌کنند.
ساختار اتمی
اتم های همه عناصر از یک هسته با بار مثبت و الکترون هایی با بار منفی تشکیل شده اند که در اطراف هسته قرار دارند.
الکترون ها در سطوح مختلف انرژی قرار دارند. هرچه الکترون از هسته دورتر باشد، انرژی بیشتری دارد. اندازه سطح انرژی با اندازه مداری اتمی یا ابر مداری تعیین می شود. این فضایی است که الکترون در آن حرکت می کند.
برنج. 1. ساختار کلیاتم
اوربیتال ها می توانند پیکربندی های هندسی مختلفی داشته باشند:
- اوربیتال های s- کروی؛
- اوربیتال های p-، d- و f- دمبلی شکل، خوابیده در هواپیماهای مختلف.
اولین سطح انرژی هر اتم همیشه حاوی یک اوربیتال s با دو الکترون است (به استثنای هیدروژن). با شروع از سطح دوم، اوربیتال های s و p در یک سطح هستند.
برنج. 2. اوربیتال های s-، p-، d و f.
اوربیتال ها بدون توجه به حضور الکترون ها در آنها وجود دارند و می توانند پر یا خالی باشند.
نوشتن فرمول
پیکربندی الکترونیکی اتم های عناصر شیمیایی بر اساس اصول زیر نوشته می شود:
- هر سطح انرژی مطابقت دارد شماره سریالکه با یک عدد عربی مشخص می شود.
- عدد به دنبال آن حرفی است که مدار را نشان می دهد.
- بالای حرف متناظر با تعداد الکترون های اوربیتال نوشته می شود.
نمونه های ضبط:
- کلسیم -
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ;
- اکسیژن -
1s 2 2s 2 2p 4 ;
- کربن -
1s 2 2s 2 2p 2 .
جدول تناوبی به شما کمک می کند فرمول الکترونیکی را یادداشت کنید. تعداد سطوح انرژی با عدد دوره مطابقت دارد. بار یک اتم و تعداد الکترون ها با عدد اتمی عنصر نشان داده می شود. شماره گروه نشان می دهد که چند الکترون ظرفیت در سطح بیرونی وجود دارد.
بیایید Na را به عنوان مثال در نظر بگیریم. سدیم در گروه اول و در دوره سوم در رتبه 11 قرار دارد. این بدان معناست که اتم سدیم دارای یک هسته با بار مثبت (شامل 11 پروتون) است که در اطراف آن 11 الکترون در سه سطح انرژی قرار دارند. یک الکترون در سطح بیرونی وجود دارد.
یادمان باشد که اولی سطح انرژیشامل یک اوربیتال s با دو الکترون و دومی حاوی اوربیتال های s و p است. تنها چیزی که باقی می ماند این است که سطوح را پر کنید و رکورد کامل را دریافت کنید:
11 Na) 2) 8) 1 یا 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .
برای راحتی، جداول ویژه فرمول های الکترونیکی عنصر ایجاد شده است. در طولانی مدت جدول تناوبیفرمول ها نیز در هر سلول از عنصر نشان داده شده است.
برنج. 3. جدول فرمول های الکترونیکی.
برای اختصار، عناصر نوشته شده در کروشه مربع هستند فرمول الکترونیکیکه مصادف با ابتدای فرمول عنصر است. به عنوان مثال، فرمول الکترونیکی منیزیم 3s 2، نئون 1s 2 2s 2 2p 6 است. از این رو، فرمول کاملمنیزیم - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2. 4.6. مجموع امتیازهای دریافتی: 195.
مواد شیمیایی چیزی هستند که دنیای اطراف ما از آن ساخته شده است.
خواص هر ماده شیمیایی به دو نوع تقسیم می شود: شیمیایی، که مشخصه توانایی آن در تشکیل مواد دیگر است، و فیزیکی، که به طور عینی مشاهده می شوند و می توان آنها را جدا از تبدیلات شیمیایی در نظر گرفت. به عنوان مثال، خواص فیزیکی یک ماده عبارتند از: حالت تجمع آن (جامد، مایع یا گاز)، هدایت حرارتی، ظرفیت گرمایی، حلالیت در محیط های مختلف (آب، الکل و غیره)، چگالی، رنگ، طعم و غیره.
دگرگونی برخی مواد شیمیاییدر مواد دیگر پدیده های شیمیایی یا واکنش های شیمیایی نامیده می شوند. لازم به ذکر است که پدیده های فیزیکی نیز وجود دارد که آشکارا با تغییراتی در برخی همراه است مشخصات فیزیکیمواد بدون تبدیل آنها به مواد دیگر. به عنوان مثال، پدیده های فیزیکی شامل ذوب شدن یخ، یخ زدن یا تبخیر آب و غیره است.
اینکه یک پدیده شیمیایی در طی هر فرآیندی رخ می دهد را می توان با مشاهده نتیجه گرفت ویژگی های مشخصه واکنش های شیمیاییمانند تغییر رنگ، رسوب، تکامل گاز، گرما و/یا نور.
به عنوان مثال، با مشاهده موارد زیر می توان در مورد وقوع واکنش های شیمیایی نتیجه گیری کرد:
تشکیل رسوب در هنگام جوشاندن آب که در زندگی روزمره به آن رسوب می گویند.
انتشار گرما و نور هنگام سوختن آتش؛
تغییر رنگ یک برش سیب تازه در هوا؛
ایجاد حباب های گاز در حین تخمیر خمیر و غیره.
کوچکترین ذرات یک ماده که عملاً در طی واکنشهای شیمیایی هیچ تغییری نمی کنند، بلکه فقط به روشی جدید به یکدیگر متصل می شوند، اتم نامیده می شوند.
خود ایده وجود چنین واحدهای ماده در ابتدا بوجود آمد یونان باستاندر ذهن فیلسوفان باستان، که در واقع منشأ اصطلاح "اتم" را توضیح می دهد، زیرا "اتوموس" به معنای واقعی کلمه از یونانی به معنای "تقسیم ناپذیر" ترجمه شده است.
با این حال، برخلاف تصور فیلسوفان یونان باستان، اتم ها حداقل مطلق ماده نیستند، یعنی. خود ساختار پیچیده ای دارند.
هر اتم از ذرات به اصطلاح زیر اتمی - پروتون، نوترون و الکترون تشکیل شده است که به ترتیب با نمادهای p +، n o و e - مشخص می شوند. بالانویس در نماد استفاده شده نشان می دهد که پروتون دارای بار واحد مثبت، الکترون دارای واحد بار منفی و نوترون بدون بار است.
در مورد ساختار کیفی یک اتم، در هر اتم تمام پروتون ها و نوترون ها در هسته به اصطلاح متمرکز شده اند، که الکترون ها در اطراف آن یک پوسته الکترونی تشکیل می دهند.
جرم پروتون و نوترون تقریباً یکسان است، یعنی. m p ≈ m n، و جرم الکترون تقریبا 2000 برابر کمتر از جرم هر یک از آنها است، یعنی. m p /m e ≈ m n / m e ≈ 2000.
از آنجایی که خاصیت اساسی یک اتم خنثی بودن الکتریکی آن است و بار یک الکترون برابر با بار یک پروتون است، از اینجا می‌توان نتیجه گرفت که تعداد الکترونهای هر اتم برابر با تعداد پروتون‌ها است.
به عنوان مثال، جدول زیر ترکیب احتمالی اتم ها را نشان می دهد:
نوع اتم هایی با بار هسته ای یکسان، یعنی. با همان تعداد پروتون در هسته آنها عنصر شیمیایی نامیده می شود. بنابراین، از جدول بالا می توان نتیجه گرفت که اتم 1 و اتم 2 به یک عنصر شیمیایی و اتم 3 و اتم 4 متعلق به یک عنصر شیمیایی دیگر هستند.
هر عنصر شیمیایی نام و نماد خاص خود را دارد که به روش خاصی خوانده می شود. بنابراین، به عنوان مثال، ساده ترین عنصر شیمیایی که اتم های آن تنها حاوی یک پروتون در هسته است، "هیدروژن" نامیده می شود و با نماد "H" که به عنوان "خاکستر" خوانده می شود، نشان داده می شود و یک عنصر شیمیایی با یک بار هسته ای +7 (یعنی حاوی 7 پروتون) - "نیتروژن" دارای نماد "N" است که به عنوان "en" خوانده می شود.
همانطور که از جدول بالا مشاهده می شود، اتم های یک عنصر شیمیاییممکن است در تعداد نوترون ها در هسته متفاوت باشد.
اتم هایی که متعلق به یک عنصر شیمیایی هستند، اما تعداد نوترون ها و در نتیجه جرم متفاوتی دارند، ایزوتوپ نامیده می شوند.
به عنوان مثال، عنصر شیمیایی هیدروژن دارای سه ایزوتوپ است - 1 H، 2 H و 3 H. شاخص های 1، 2 و 3 بالای نماد H به معنای تعداد کل نوترون ها و پروتون ها هستند. آن ها با دانستن اینکه هیدروژن یک عنصر شیمیایی است که با این واقعیت مشخص می شود که در هسته اتم های آن یک پروتون وجود دارد، می توانیم نتیجه بگیریم که در ایزوتوپ 1H اصلا نوترون وجود ندارد (1-1 = 0). ایزوتوپ 2H - 1 نوترون (2-1=1) و در ایزوتوپ 3H - دو نوترون (3-1=2). از آنجایی که همانطور که قبلا ذکر شد، نوترون و پروتون دارای جرم یکسانی هستند و جرم الکترون در مقایسه با آنها ناچیز است، به این معنی است که ایزوتوپ 2H تقریباً دو برابر سنگین تر از ایزوتوپ 1H است و ایزوتوپ 3 ایزوتوپ H حتی سه برابر سنگین تر است. به دلیل پراکندگی زیاد در توده های ایزوتوپ های هیدروژن، ایزوتوپ های 2 H و 3 H حتی نام ها و نمادهای جداگانه ای داشتند که برای هیچ عنصر شیمیایی دیگر معمول نیست. ایزوتوپ 2H را دوتریوم نامیدند و نماد D و ایزوتوپ 3H را تریتیوم و نماد T داده شد.
اگر جرم پروتون و نوترون را یکی بگیریم و جرم الکترون را نادیده بگیریم، در واقع شاخص بالا سمت چپ، علاوه بر تعداد کل پروتون ها و نوترون های اتم، جرم آن را نیز می توان در نظر گرفت. این شاخص نامیده می شود عدد جرمیو با نماد A مشخص می شوند. از آنجایی که پروتون ها مسئول بار هسته هر اتمی هستند و بار هر پروتون به طور معمول برابر با 1+ در نظر گرفته می شود، تعداد پروتون های هسته را عدد بار (Z) می نامند. ). با نشان دادن تعداد نوترون های یک اتم به صورت N، رابطه بین عدد جرمی، تعداد بار و تعداد نوترون ها را می توان به صورت ریاضی بیان کرد:
بر اساس مفاهیم مدرن، الکترون ماهیت دوگانه (ذره-موج) دارد. هم خواص ذره و هم موج را دارد. مانند یک ذره، یک الکترون دارای جرم و بار است، اما در عین حال، جریان الکترون ها، مانند یک موج، با توانایی پراش مشخص می شود.
برای توصیف حالت الکترون در اتم از مفاهیم مکانیک کوانتومی استفاده می شود که بر اساس آن الکترون مسیر حرکت خاصی ندارد و می تواند در هر نقطه ای از فضا قرار گیرد اما با احتمالات مختلف.
ناحیه ای از فضای اطراف هسته که در آن احتمال یافتن الکترون بیشتر است، اوربیتال اتمی نامیده می شود.
یک اوربیتال اتمی می تواند داشته باشد اشکال مختلف، اندازه و جهت. به اوربیتال اتمی ابر الکترونی نیز گفته می شود.
از نظر گرافیکی، یک اوربیتال اتمی معمولاً به عنوان یک سلول مربع نشان داده می شود:
مکانیک کوانتومی دارای یک دستگاه ریاضی بسیار پیچیده است، بنابراین، در چارچوب یک درس شیمی مدرسه، تنها پیامدهای نظریه مکانیک کوانتومی در نظر گرفته می شود.
با توجه به این پیامدها، هر اوربیتال اتمی و الکترون واقع در آن کاملاً با 4 عدد کوانتومی مشخص می شود.
- عدد کوانتومی اصلی، n، انرژی کل یک الکترون را در یک اوربیتال معین تعیین می کند. محدوده مقادیر عدد کوانتومی اصلی - همه اعداد صحیح، یعنی n = 1،2،3،4، 5 و غیره
- عدد کوانتومی مداری - l - شکل اوربیتال اتمی را مشخص می کند و می تواند هر عدد صحیحی را از 0 تا n-1 بگیرد، جایی که n، یادآوری، عدد کوانتومی اصلی است.
اوربیتال هایی با l = 0 نامیده می شوند س-اوربیتال ها. s-اوربیتال ها کروی شکل هستند و هیچ جهتی در فضا ندارند:
اوربیتال هایی با l = 1 نامیده می شوند پ-اوربیتال ها. این اوربیتال ها به شکل یک شکل سه بعدی هشت هستند، یعنی. شکلی که با چرخاندن شکل هشت به دور یک محور تقارن به دست می آید و از نظر ظاهری شبیه یک دمبل است:
اوربیتال هایی با l = 2 نامیده می شوند د-اوربیتال ها، و با l = 3 - f-اوربیتال ها. ساختار آنها بسیار پیچیده تر است.
3) عدد کوانتومی مغناطیسی - m l - جهت گیری فضایی یک اوربیتال اتمی خاص را تعیین می کند و طرح ریزی تکانه زاویه ای مداری را بر روی جهت بیان می کند. میدان مغناطیسی. عدد کوانتومی مغناطیسی ml مربوط به جهت اوربیتال نسبت به جهت بردار قدرت میدان مغناطیسی خارجی است و می تواند هر مقدار صحیحی را از -l تا +l بگیرد، از جمله 0، به عنوان مثال. جمع مقادیر ممکنبرابر است (2l+1). بنابراین، برای مثال، برای l = 0 m l = 0 (یک مقدار)، برای l = 1 m l = -1، 0، +1 (سه مقدار)، برای l = 2 m l = -2، -1، 0، + 1، +2 (پنج مقدار عدد کوانتومی مغناطیسی) و غیره.
بنابراین، برای مثال، اوربیتال‌های p، i.e. اوربیتال هایی با عدد کوانتومی مداری l = 1، که به شکل "شکل سه بعدی هشت" هستند، با سه مقدار از عدد کوانتومی مغناطیسی (-1، 0، +1) مطابقت دارند که به نوبه خود با سه جهت عمود بر یکدیگر در فضا.
4) عدد کوانتومی اسپین (یا به سادگی اسپین) - m s - می تواند به طور معمول مسئول جهت چرخش الکترون در اتم در نظر گرفته شود. الکترونهای با اسپین‌های مختلف با فلش‌های عمودی که در جهت‌های مختلف هدایت می‌شوند نشان داده می‌شوند: ↓ و .
مجموعه تمام اوربیتال‌های یک اتم که عدد کوانتومی اصلی یکسانی دارند، سطح انرژی یا پوسته الکترونی نامیده می‌شوند. هر سطح انرژی دلخواه با مقداری n از n 2 اوربیتال تشکیل شده است.
مجموعه ای از اوربیتال ها با مقادیر یکسان عدد کوانتومی اصلی و عدد کوانتومی مداری یک سطح فرعی انرژی را نشان می دهد.
هر سطح انرژی که مربوط به عدد کوانتومی اصلی n است، حاوی n سطح فرعی است. به نوبه خود، هر زیرسطح انرژی با عدد کوانتومی مداری l از (2l+1) اوربیتال تشکیل شده است. بنابراین، سطح فرعی s از یک اوربیتال s، سطح فرعی p از سه اوربیتال p، زیرسطح d از پنج اوربیتال d و زیرسطح f از هفت اوربیتال f تشکیل شده است. همانطور که قبلاً ذکر شد، یک اوربیتال اتمی اغلب با یک سلول مربعی نشان داده می شود، زیرسطح های s-، p-، d- و f را می توان به صورت گرافیکی به صورت زیر نشان داد:
هر اوربیتال مربوط به یک مجموعه کاملاً تعریف شده از سه عدد کوانتومی n، l و m l است.
توزیع الکترون ها در بین اوربیتال ها پیکربندی الکترونی نامیده می شود.
پر شدن اوربیتال های اتمی با الکترون مطابق با سه شرط انجام می شود:
- اصل حداقل انرژی: الکترون ها اوربیتال ها را از پایین ترین سطح انرژی پر می کنند. ترتیب سطوح فرعی به ترتیب افزایش انرژی آنها به شرح زیر است: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
برای سهولت به خاطر سپردن این توالی پر کردن سطوح فرعی الکترونیکی، تصویر گرافیکی زیر بسیار راحت است:
- اصل پائولی: هر اوربیتال نمی تواند بیش از دو الکترون داشته باشد.
اگر در یک اوربیتال یک الکترون وجود داشته باشد، آن را جفت نشده و اگر دو عدد باشد، جفت الکترون نامیده می شود.
- قانون هوند: پایدارترین حالت یک اتم حالتی است که در آن، در یک سطح فرعی، اتم حداکثر تعداد ممکن الکترون های جفت نشده را داشته باشد. این پایدارترین حالت اتم، حالت پایه نامیده می شود.
در واقع، موارد فوق به این معنی است که برای مثال، قرار دادن الکترون های 1، 2، 3 و 4 در سه اوربیتال سطح فرعی p به صورت زیر انجام می شود:
پرکردن اوربیتال های اتمی از هیدروژن که دارای عدد بار 1 است تا کریپتون (Kr) با عدد بار 36 به صورت زیر انجام می شود:
چنین نمایشی از ترتیب پر شدن اوربیتال های اتمی، نمودار انرژی نامیده می شود. بر اساس نمودارهای الکترونیکی عناصر منفرد، می توان فرمول های الکترونیکی (پیکربندی) آنها را یادداشت کرد. بنابراین، برای مثال، عنصری با 15 پروتون و در نتیجه، 15 الکترون، یعنی. فسفر (P) دارای نمودار انرژی زیر است:
هنگامی که به فرمول الکترونیکی تبدیل می شود، اتم فسفر به شکل زیر در می آید:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
اعداد اندازه نرمال در سمت چپ نماد تراز فرعی، عدد سطح انرژی را نشان می‌دهند، و اعداد بالای سمت راست نماد سطح فرعی، تعداد الکترون‌ها را در زیرسطح مربوطه نشان می‌دهند.
در زیر فرمول های الکترونیکی 36 عنصر اول جدول تناوبی توسط D.I. مندلیف.
| دوره زمانی | مورد شماره. | سمبل | نام | فرمول الکترونیکی |
| من | 1 | اچ | هیدروژن | 1s 1 |
| 2 | او | هلیوم | 1s 2 | |
| II | 3 | لی | لیتیوم | 1s 2 2s 1 |
| 4 | بودن | بریلیم | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | ب | بور | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | سی | کربن | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | ن | نیتروژن | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | اکسیژن | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | اف | فلوئور | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Ne | نئون | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | Na | سدیم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | منیزیم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | ال | آلومینیوم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | سی | سیلیکون | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | پ | فسفر | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | اس | گوگرد | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | کلر | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | آر | آرگون | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | ک | پتاسیم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | حدود | کلسیم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | اسکاندیم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | تیتانیوم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | وانادیم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | کروم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 در اینجا ما پرش یک الکترون را با سبر دزیرسطح | |
| 25 | منگنز | منگنز | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | اهن | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | شرکت | کبالت | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | نی | نیکل | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | مس | فلز مس | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 در اینجا ما پرش یک الکترون را با سبر دزیرسطح | |
| 30 | روی | فلز روی | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | GA | گالیوم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | GE | ژرمانیوم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | مانند | آرسنیک | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | ببینید | سلنیوم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | برادر | برم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Kr | کریپتون | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
همانطور که قبلا ذکر شد، در حالت پایه، الکترون ها در اوربیتال های اتمی بر اساس اصل حداقل انرژی قرار دارند. با این حال، در حضور اوربیتال های خالی p در حالت پایه اتم، اغلب با دادن انرژی اضافی به آن، اتم را می توان به حالت به اصطلاح برانگیخته منتقل کرد. به عنوان مثال، یک اتم بور در حالت پایه خود دارای یک پیکربندی الکترونیکی و یک نمودار انرژی به شکل زیر است:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
و در حالت برانگیخته (*)، یعنی. هنگامی که مقداری انرژی به یک اتم بور داده می شود، پیکربندی الکترونی و نمودار انرژی آن به شکل زیر خواهد بود:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
بسته به اینکه کدام سطح فرعی در اتم آخرین پر شده باشد، عناصر شیمیایی به s، p، d یا f تقسیم می شوند.
یافتن عناصر s، p، d و f در جدول D.I. مندلیف:
- عناصر s آخرین سطح فرعی s را دارند که باید پر شوند. این عناصر شامل عناصر زیرگروه اصلی (در سمت چپ سلول جدول) گروه های I و II هستند.
- برای عناصر p، زیرسطح p پر شده است. عناصر p شامل شش عنصر آخر هر دوره به جز اول و هفتم و همچنین عناصر زیر گروه اصلی گروه III-VIII می باشد.
- عناصر d در دوره های بزرگ بین عناصر s و p قرار می گیرند.
- عناصر f لانتانیدها و اکتینیدها نامیده می شوند. آنها در پایین جدول D.I. مندلیف.
ترکیب اتم.
یک اتم از هسته اتمیو پوسته الکترونی.
هسته یک اتم از پروتون تشکیل شده است ( p+) و نوترون ها ( n 0). بیشتر اتم های هیدروژن دارای هسته ای متشکل از یک پروتون هستند.
تعداد پروتون ها ن(p+) برابر است با بار هسته ای ( ز) و عدد ترتیبی عنصر در سری طبیعی عناصر (و در جدول تناوبی عناصر).
ن(پ +) = ز
مجموع نوترون ها ن(n 0) که به سادگی با حرف نشان داده می شود نو تعداد پروتون ها زتماس گرفت عدد جرمیو با نامه مشخص می شود آ.
آ = ز + ن
لایه الکترونی یک اتم از الکترون هایی تشکیل شده است که در اطراف هسته حرکت می کنند. ه -).
تعداد الکترون ها ن(ه-) در لایه الکترونی یک اتم خنثی برابر با تعداد پروتون ها است زدر هسته آن.
جرم یک پروتون تقریباً برابر با جرم یک نوترون و 1840 برابر جرم یک الکترون است، بنابراین جرم یک اتم تقریباً برابر با جرم هسته است.
شکل اتم کروی است. شعاع هسته تقریباً 100000 برابر کوچکتر از شعاع اتم است.
عنصر شیمیایی- نوع اتم ها (مجموعه اتم ها) با بار هسته ای یکسان (با همان تعداد پروتون در هسته).
ایزوتوپ- مجموعه ای از اتم های یک عنصر با تعداد نوترون های یکسان در هسته (یا نوعی اتم با تعداد پروتون و تعداد نوترون یکسان در هسته).
ایزوتوپ های مختلف از نظر تعداد نوترون ها در هسته اتم هایشان با یکدیگر تفاوت دارند.
تعیین یک اتم یا ایزوتوپ منفرد: (نماد E - عنصر)، به عنوان مثال: .
ساختار لایه الکترونی یک اتم
اوربیتال اتمی- حالت الکترون در اتم نماد اوربیتال است. هر اوربیتال دارای یک ابر الکترونی مربوطه است.
مدارهای اتم های واقعی در حالت زمین (تحریک نشده) چهار نوع هستند: س, پ, دو f.
ابر الکترونیکی- بخشی از فضا که در آن الکترون با احتمال 90 (یا بیشتر) درصد یافت می شود.
توجه داشته باشید: گاهی اوقات مفاهیم "مدار اتمی" و "ابر الکترونی" از هم متمایز نمی شوند و هر دو را "اوربیتال اتمی" می نامند.
لایه الکترونی یک اتم لایه لایه است. لایه الکترونیکیتوسط ابرهای الکترونی هم اندازه تشکیل شده است. اوربیتال های یک لایه تشکیل می شوند سطح الکترونیکی ("انرژی").انرژی آنها برای اتم هیدروژن یکسان است، اما برای اتم های دیگر متفاوت است.
اوربیتال های هم نوع به گروه بندی می شوند الکترونیکی (انرژی)سطوح فرعی:
سزیرسطح (شامل یک س-اوربیتال)، نماد - .
پزیرسطح (شامل سه سطح است پ
دزیرسطح (شامل پنج د-اوربیتال)، نماد - .
fزیرسطح (شامل هفت f-اوربیتال)، نماد - .
انرژی اوربیتال های یک سطح فرعی یکسان است.
هنگام تعیین سطوح فرعی، تعداد لایه (سطح الکترونیکی) به نماد سطح فرعی اضافه می شود، به عنوان مثال: 2 س, 3پ, 5دبه معنای س-سطح فرعی سطح دوم، پ-سطح فرعی سطح سوم، د-سطح فرعی از سطح پنجم.
تعداد کل سطوح فرعی در یک سطح با تعداد سطح برابر است n. تعداد کل اوربیتال ها در یک سطح برابر است با n 2. بر این اساس تعداد کل ابرها در یک لایه نیز برابر است n 2 .
نامگذاری ها: - اوربیتال آزاد (بدون الکترون)، - اوربیتال با یک الکترون جفت نشده، - اوربیتال با یک جفت الکترون (با دو الکترون).
ترتیبی که الکترون‌ها اوربیتال‌های یک اتم را پر می‌کنند توسط سه قانون طبیعت تعیین می‌شود (فرمول‌بندی‌ها به صورت ساده‌شده ارائه شده‌اند):
1. اصل کمترین انرژی - الکترون ها اوربیتال ها را به ترتیب افزایش انرژی اوربیتال ها پر می کنند.
2. اصل پائولی - نمی تواند بیش از دو الکترون در یک اوربیتال وجود داشته باشد.
3. قانون هوند - در یک سطح فرعی، الکترون ها ابتدا اوربیتال های خالی را پر می کنند (یک در یک زمان)، و تنها پس از آن جفت الکترون را تشکیل می دهند.
تعداد کل الکترون ها در سطح الکترونیکی (یا لایه الکترونی) 2 است n 2 .
توزیع سطوح فرعی بر اساس انرژی به صورت زیر بیان می شود (به ترتیب افزایش انرژی):
1س, 2س, 2پ, 3س, 3پ, 4س, 3د, 4پ, 5س, 4د, 5پ, 6س, 4f, 5د, 6پ, 7س, 5f, 6د, 7پ ...
این دنباله به وضوح توسط نمودار انرژی بیان می شود:
توزیع الکترونهای یک اتم در سطوح، سطوح فرعی و اوربیتال‌ها (پیکربندی الکترونیکی یک اتم) را می‌توان به صورت فرمول الکترونی، نمودار انرژی، یا به‌طور ساده‌تر، به‌عنوان نموداری از لایه‌های الکترونی («نمودار الکترونی») نشان داد.
نمونه هایی از ساختار الکترونیکی اتم ها:
الکترون های ظرفیت- الکترون های یک اتم که می توانند در تشکیل پیوندهای شیمیایی شرکت کنند. برای هر اتمی، اینها همه الکترون های بیرونی به اضافه آن الکترون های پیش بیرونی هستند که انرژی آنها از الکترون های بیرونی بیشتر است. به عنوان مثال: اتم کلسیم دارای 4 الکترون بیرونی است س 2، آنها همچنین ظرفیت هستند. اتم آهن دارای 4 الکترون بیرونی است س 2 اما او 3 دارد د 6، بنابراین اتم آهن دارای 8 الکترون ظرفیت است. فرمول الکترونیکی ظرفیت اتم کلسیم 4 است س 2 و اتم های آهن - 4 س 2 3د 6 .
جدول تناوبی عناصر شیمیایی توسط D.I. مندلیف
(سیستم طبیعی عناصر شیمیایی)
قانون تناوبی عناصر شیمیایی(فرمولاسیون مدرن): خواص عناصر شیمیایی و همچنین مواد ساده و پیچیده تشکیل شده توسط آنها به صورت دوره ای به مقدار بار هسته های اتمی بستگی دارد.
جدول تناوبی- بیان گرافیکی قانون تناوبی.
سری طبیعی عناصر شیمیایی- مجموعه ای از عناصر شیمیایی که بر اساس تعداد فزاینده پروتون ها در هسته اتم هایشان یا همان طور که بر اساس بارهای فزاینده هسته این اتم ها مرتب شده اند. عدد اتمی یک عنصر در این سری برابر با تعداد پروتون های هسته هر اتم این عنصر است.
جدول عناصر شیمیایی با "برش" سری طبیعی عناصر شیمیایی ساخته شده است دوره ها(ردیف های افقی جدول) و گروه بندی (ستون های عمودی جدول) عناصر با ساختار الکترونیکی مشابه اتم ها.
بسته به نحوه ترکیب عناصر در گروه ها، جدول ممکن است باشد زمان طولانی(عناصر با تعداد و نوع الکترون ظرفیت یکسان به گروه ها جمع آوری می شوند) و دوره کوتاه(عناصر با تعداد الکترون ظرفیت یکسان در گروه ها جمع آوری می شوند).
گروه های جدول دوره کوتاه به زیر گروه ها تقسیم می شوند ( اصلیو سمت، همزمان با گروه های جدول دوره های بلند.
همه اتم های عناصر یک دوره دارای تعداد لایه های الکترونی یکسانی هستند که برابر با عدد دوره است.
تعداد عناصر در دوره ها: 2، 8، 8، 18، 18، 32، 32. بیشتر عناصر دوره هشتم به صورت مصنوعی به دست آمده اند. تمام دوره ها به جز دوره اول با عنصر تشکیل دهنده فلز قلیایی (Li، Na، K و غیره) شروع می شود و با عنصر سازنده گاز نجیب (He، Ne، Ar، Kr و غیره) پایان می یابد.
در جدول دوره کوتاه هشت گروه وجود دارد که هر کدام به دو زیر گروه (اصلی و فرعی) تقسیم می شوند، در جدول دوره طولانی شانزده گروه وجود دارد که با اعداد رومی با حروف A یا B شماره گذاری شده اند. مثال: IA، IIIB، VIA، VIIB. گروه IA جدول دوره های بلند با زیر گروه اصلی گروه اول جدول دوره کوتاه مطابقت دارد. گروه VIIB - زیر گروه ثانویه از گروه هفتم: بقیه - به طور مشابه.
ویژگی های عناصر شیمیایی به طور طبیعی در گروه ها و دوره ها تغییر می کند.
در دوره ها (با افزایش شماره سریال)
- بار هسته ای افزایش می یابد
- تعداد الکترون های بیرونی افزایش می یابد،
- شعاع اتم ها کاهش می یابد،
- استحکام پیوند بین الکترون ها و هسته افزایش می یابد (انرژی یونیزاسیون)،
- الکترونگاتیوی افزایش می یابد،
- خواص اکسید کننده مواد ساده افزایش می یابد ("غیر فلزی")،
- خواص کاهنده مواد ساده ضعیف می شود ("فلزی")،
- ویژگی اصلی هیدروکسیدها و اکسیدهای مربوطه را تضعیف می کند.
- خاصیت اسیدی هیدروکسیدها و اکسیدهای مربوطه افزایش می یابد.
در گروه (با افزایش شماره سریال)
- بار هسته ای افزایش می یابد
- شعاع اتم ها افزایش می یابد (فقط در گروه های A)
- قدرت پیوند بین الکترون ها و هسته کاهش می یابد (انرژی یونیزاسیون؛ فقط در گروه های A)
- الکترونگاتیوی کاهش می یابد (فقط در گروه های A)،
- خواص اکسید کننده مواد ساده ضعیف می شود ("غیر فلزی"؛ فقط در گروه های A)
- خواص کاهشی مواد ساده افزایش می یابد ("فلزی"؛ فقط در گروه های A)
- ویژگی اصلی هیدروکسیدها و اکسیدهای مربوطه افزایش می یابد (فقط در گروه های A)
- ویژگی اسیدی هیدروکسیدها و اکسیدهای مربوطه را تضعیف می کند (فقط در گروه های A)
- پایداری ترکیبات هیدروژنی کاهش می یابد (فعالیت کاهشی آنها افزایش می یابد؛ فقط در گروه های A).
تکالیف و تست هایی با موضوع "مبحث 9. "ساختار اتم. قانون تناوبی و سیستم تناوبی عناصر شیمیایی توسط D. I. Mendeleev (PSHE) "."
- قانون دوره ای - قانون تناوبی و ساختار اتم های درجه 8-9
باید بدانید: قوانین پر کردن اوربیتال ها با الکترون (اصل کمترین انرژی، اصل پائولی، قانون هوند)، ساختار جدول تناوبی عناصر.شما باید بتوانید: ترکیب یک اتم را با موقعیت عنصر در جدول تناوبی تعیین کنید، و برعکس، با دانستن ترکیب آن، عنصری را در سیستم تناوبی بیابید. نمودار ساختار، پیکربندی الکترونیکی یک اتم، یون، و برعکس، تعیین موقعیت یک عنصر شیمیایی در PSCE از نمودار و پیکربندی الکترونیکی. عنصر و موادی را که تشکیل می دهد با توجه به موقعیت آن در PSCE مشخص کنید. تعیین تغییرات در شعاع اتم ها، خواص عناصر شیمیایی و مواد تشکیل دهنده آنها در یک دوره و یک زیر گروه اصلی از سیستم تناوبی.
مثال 1.تعداد اوربیتال ها را در سطح الکترونی سوم تعیین کنید. این اوربیتال ها چیست؟
برای تعیین تعداد اوربیتال ها از فرمول استفاده می کنیم ناوربیتال = n 2 کجا n- شماره سطح ناوربیتال = 3 2 = 9. یک 3 س-، سه 3 پ- و پنج 3 د-اوربیتال هامثال 2.تعیین کنید که اتم کدام عنصر دارای فرمول الکترونیکی 1 است س 2 2س 2 2پ 6 3س 2 3پ 1 .
برای تعیین اینکه چه عنصری است، باید عدد اتمی آن را که برابر با تعداد کل الکترون های اتم است، دریابید. در این مورد: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. این آلومینیوم است.بعد از اینکه مطمئن شدید همه چیزهایی را که نیاز دارید یاد گرفته اید، به تکمیل کارها بروید. برای شما آرزوی موفقیت داریم.
خواندن توصیه می شود:- O. S. Gabrielyan و دیگران کلاس یازدهم. M., Bustard, 2002;
- G. E. Rudzitis، F. G. Feldman. شیمی پایه یازدهم. م.، آموزش و پرورش، 1380.
- ابتدا علامت شیمیایی را یادداشت می کنیم. عنصر، جایی که در پایین سمت چپ علامت، شماره سریال آن را نشان می دهیم.
- در مرحله بعد، با تعداد دوره (که عنصر از آن است) تعداد سطوح انرژی را تعیین می کنیم و چنین تعداد کمان را در کنار علامت عنصر شیمیایی رسم می کنیم.
- سپس با توجه به شماره گروه تعداد الکترون های سطح بیرونی زیر قوس نوشته می شود.
- در سطح 1، حداکثر ممکن 2 است، در دوم در حال حاضر 8 وجود دارد، در سطح سوم - به اندازه 18. ما شروع به قرار دادن اعداد در زیر قوس های مربوطه می کنیم.
- تعداد الکترون ها در سطح ماقبل آخر باید به صورت زیر محاسبه شود: تعداد الکترون هایی که قبلاً اختصاص داده شده اند از شماره سریال عنصر کم می شود.
- باقی مانده است که نمودار ما را به یک فرمول الکترونیکی تبدیل کنیم:
- عنصر شیمیایی و شماره سریال آن را می نویسیم.
- بیایید یک فرمول بسازیم. برای انجام این کار، شما باید تعداد سطوح انرژی را دریابید که مبنای تعیین تعداد دوره عنصر است.
- سطوح را به سطوح فرعی تقسیم می کنیم.
در زیر می توانید نمونه ای از نحوه صحیح ترکیب فرمول های الکترونیکی عناصر شیمیایی را مشاهده کنید.
- ابتدا زیرسطح s و سپس زیرسطح های p-, d-b f را پر می کنیم.
- طبق قانون کلچکوفسکی، الکترون ها اوربیتال ها را به ترتیب افزایش انرژی این اوربیتال ها پر می کنند.
- طبق قانون هوند، الکترونهای درون یک سطح فرعی اوربیتال‌های آزاد را یکی یکی اشغال می‌کنند و سپس جفت‌ها را تشکیل می‌دهند.
- طبق اصل پائولی، در یک اوربیتال بیش از 2 الکترون وجود ندارد.
فرمول الکترونیکی یک عنصر شیمیایی نشان می دهد که چند لایه الکترونیکی و چند الکترون در اتم وجود دارد و چگونه بین لایه ها توزیع می شود.
برای تهیه فرمول الکترونیکی یک عنصر شیمیایی باید به جدول تناوبی نگاه کرد و از اطلاعات به دست آمده برای این عنصر استفاده کرد. عدد اتمی یک عنصر در جدول تناوبی با تعداد الکترون های یک اتم مطابقت دارد. تعداد لایه های الکترونیکی مربوط به عدد دوره است، تعداد الکترون ها در آخرین لایه الکترونیکی با شماره گروه مطابقت دارد.
لازم به یادآوری است که لایه اول حداکثر دارای 2 الکترون 1s2 است، دومی - حداکثر 8 (دو s و شش p: 2s2 2p6)، لایه سوم - حداکثر 18 (دو s، شش p و ده). d: 3s2 3p6 3d10).
به عنوان مثال، فرمول الکترونیکی کربن: C 1s2 2s2 2p2 (شماره سریال 6، دوره شماره 2، گروه شماره 4).
فرمول الکترونیکی سدیم: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (شماره سریال 11، دوره شماره 3، گروه شماره 1).
برای بررسی املای صحیح فرمول الکترونیکی می توانید به وب سایت www.alhimikov.net مراجعه کنید.
در نگاه اول، جمع آوری یک فرمول الکترونیکی برای عناصر شیمیایی ممکن است کار نسبتاً پیچیده ای به نظر برسد، اما اگر به طرح زیر پایبند باشید، همه چیز روشن می شود:
- ابتدا اوربیتال ها را می نویسیم
- اعدادی را در جلوی اوربیتال ها وارد می کنیم که نشان دهنده تعداد سطح انرژی است. فرمول تعیین حداکثر الکترون در سطح انرژی را فراموش نکنید: N=2n2
چگونه می توانید تعداد سطوح انرژی را دریابید؟ فقط به جدول تناوبی نگاه کنید: این عدد برابر است با تعداد دوره ای که عنصر در آن قرار دارد.
- بالای نماد اوربیتال عددی می نویسیم که نشان دهنده تعداد الکترون هایی است که در این اوربیتال هستند.
به عنوان مثال، فرمول الکترونیکی اسکاندیم به این صورت خواهد بود.
کار تهیه فرمول الکترونیکی برای یک عنصر شیمیایی ساده ترین کار نیست.
بنابراین الگوریتم کامپایل فرمول الکترونیکی عناصر به شرح زیر است:
در اینجا فرمول الکترونیکی برخی از عناصر شیمیایی آمده است:
شما باید فرمول های الکترونیکی عناصر شیمیایی را به این ترتیب ایجاد کنید: باید به تعداد عنصر در جدول تناوبی نگاه کنید، بنابراین دریابید که چند الکترون دارد. سپس باید تعداد سطوح را که برابر با دوره است، دریابید. سپس سطوح فرعی نوشته و پر می شوند:
اول از همه، شما باید تعداد اتم ها را مطابق جدول تناوبی تعیین کنید.
برای تدوین فرمول الکترونیکی به سیستم تناوبی مندلیف نیاز دارید. عنصر شیمیایی خود را در آنجا پیدا کنید و به دوره نگاه کنید - برابر با تعداد سطوح انرژی خواهد بود. شماره گروه از نظر عددی با تعداد الکترون های آخرین سطح مطابقت دارد. تعداد یک عنصر از نظر کمی با تعداد الکترون های آن برابر خواهد بود، همچنین باید بدانید که سطح اول حداکثر 2 الکترون دارد، سطح دوم - 8 و سوم - 18.
اینها نکات اصلی هستند. علاوه بر این، در اینترنت (از جمله وب سایت ما) می توانید اطلاعاتی را با فرمول الکترونیکی آماده برای هر عنصر پیدا کنید، بنابراین می توانید خود را آزمایش کنید.
تدوین فرمول های الکترونیکی عناصر شیمیایی یک فرآیند بسیار پیچیده است که شما نمی توانید آن را بدون جداول خاص انجام دهید و باید از یک دسته کامل از فرمول ها استفاده کنید. به طور خلاصه، برای کامپایل باید این مراحل را طی کنید:
لازم است یک نمودار مداری ترسیم شود که در آن مفهومی از تفاوت الکترون ها با یکدیگر وجود داشته باشد. نمودار اوربیتال ها و الکترون ها را برجسته می کند.
الکترون ها در سطوح، از پایین به بالا پر می شوند و چندین سطح فرعی دارند.
بنابراین ابتدا تعداد کل الکترون های یک اتم معین را می یابیم.
ما فرمول را طبق یک طرح خاص پر می کنیم و آن را یادداشت می کنیم - این فرمول الکترونیکی خواهد بود.
به عنوان مثال، برای نیتروژن این فرمول به این صورت است، ابتدا با الکترون ها سروکار داریم:
و فرمول را بنویسید:
فهمیدن اصل تدوین فرمول الکترونیکی یک عنصر شیمیایی، ابتدا باید تعداد کل الکترون های یک اتم را با عدد جدول تناوبی تعیین کنید. پس از این، شما باید تعداد سطوح انرژی را تعیین کنید و به عنوان پایه تعداد دوره ای را که عنصر در آن قرار دارد، تعیین کنید.
سپس سطوح به سطوح فرعی تقسیم می شوند که بر اساس اصل حداقل انرژی با الکترون ها پر می شوند.
برای مثال می توانید صحت استدلال خود را با نگاه کردن به اینجا بررسی کنید.
با ترکیب فرمول الکترونیکی یک عنصر شیمیایی، می توانید از تعداد الکترون ها و لایه های الکترونی در یک اتم خاص و همچنین ترتیب توزیع آنها در بین لایه ها مطلع شوید.
ابتدا عدد اتمی عنصر را با توجه به جدول تناوبی تعیین می کنیم. تعداد لایه های الکترونی عدد دوره را نشان می دهد و تعداد الکترون های آخرین لایه اتم با عدد گروه مطابقت دارد.
یک نمایش معمولی از توزیع الکترون ها در یک ابر الکترونی بر اساس سطوح، سطوح فرعی و اوربیتال نامیده می شود. فرمول الکترونیکی اتم.
قوانین مبتنی بر|بر اساس| کدام|کدام| آرایش|دست دادن| فرمول های الکترونیکی
1. اصل حداقل انرژی: هر چه سیستم انرژی کمتری داشته باشد پایدارتر است.
2. حکومت کلچکوفسکی: توزیع الکترون ها در بین سطوح و زیرسطح های ابر الکترونی به ترتیب افزایش مقدار مجموع اعداد کوانتومی اصلی و مداری (n + 1) اتفاق می افتد. در مورد برابری مقادیر (n + 1)، ابتدا سطح فرعی که مقدار n کوچکتر دارد پر می شود.
1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f سطح شماره n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 0 1 0 7 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 عدد کوانتومی
n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
سریال کلچکوفسکی
1* - جدول شماره 2 را ببینید.
3. قانون هوند: هنگام پر کردن اوربیتال های یک زیرسطح، قرارگیری الکترون ها با اسپین های موازی با کمترین سطح انرژی مطابقت دارد.
تالیف|گذر| فرمول های الکترونیکی
سری پتانسیل: 1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f
(n+1|) 1 2 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
سریال کلچکوفسکی
ترتیب پر کردن Electronics 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6 s 2 4f 14 5d 10 6 p 6 7s 2 5 f 14 .
(n+l|) 1 2 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.
فرمول الکترونیکی 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6 s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f...
(n+1|) 1 2 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
محتوای اطلاعاتی فرمول های الکترونیکی
1. موقعیت عنصر در تناوبی|تناوبی| سیستم.
2. درجه ممکن| اکسیداسیون عنصر
3. خصوصیات شیمیایی عنصر.
4. ترکیب|انبار| و خواص اتصالات المان
موقعیت عنصر در دوره تناوبی|ادواری|سیستم مندلیف:
آ) شماره دوره، که عنصر در آن قرار دارد، مربوط به تعداد سطوحی است که الکترون ها در آن قرار دارند.
ب) شماره گروه، که یک عنصر معین به آن تعلق دارد، برابر است با مجموع الکترون های ظرفیت. الکترونهای ظرفیت برای اتمهای عناصر s و p الکترونهای سطح بیرونی هستند. برای d - عناصر اینها الکترونهای سطح بیرونی و زیرسطح پر نشده سطح قبلی هستند.
V) خانواده الکترونیکیبا نماد سطح فرعی که آخرین الکترون به آن می رسد تعیین می شود (s-, p-, d-, f-).
ز) زیرگروهبا تعلق به خانواده الکترونیکی تعیین می شود: عناصر s - و p - زیر گروه های اصلی را اشغال می کنند و عناصر d - عناصر ثانویه، f - بخش های جداگانه ای را در قسمت پایین جدول تناوبی (اکتینیدها و لانتانیدها) اشغال می کنند.
2. درجات ممکن| اکسیداسیون عناصر
حالت اکسیداسیونباری است که اتم هنگام تسلیم شدن یا به دست آوردن الکترون بدست می آورد.
اتم هایی که الکترون اهدا می کنند، بار مثبتی به دست می آورند که برابر با تعداد الکترون های داده شده است (بار الکترون (-1)
Z E 0 – ne Z E + n
اتمی که الکترون داد تبدیل به اتمی می شود کاتیون(یون باردار مثبت). فرآیند حذف الکترون از اتم نامیده می شود فرآیند یونیزاسیونانرژی لازم برای انجام این فرآیند نامیده می شود انرژی یونیزاسیون ( Eion، eV).
اولین الکترون هایی که از اتم جدا می شوند، الکترون های سطح بیرونی هستند که جفتی در مداری ندارند - جفت نشده. در حضور اوربیتال‌های آزاد در یک سطح، تحت تأثیر انرژی خارجی، الکترون‌هایی که جفت‌هایی را در این سطح تشکیل داده‌اند جفت نشده و سپس همه با هم از هم جدا می‌شوند. فرآیند جفت نشدن که در نتیجه جذب بخشی از انرژی توسط یکی از الکترون های یک جفت و انتقال آن به سطح فرعی بالاتر اتفاق می افتد، نامیده می شود. فرآیند تحریک
بیشترین تعداد الکترونی که یک اتم می تواند ببخشد برابر است با تعداد الکترون های ظرفیت و مربوط به تعداد گروهی است که عنصر در آن قرار دارد. باری که یک اتم پس از از دست دادن تمام الکترون های ظرفیت خود به دست می آورد، نامیده می شود بالاترین حالت اکسیداسیوناتم
پس از آزادی|اخراج| سطح ظرفیت خارجی می شود|می شود| سطح که|چی| پیش از ظرفیت این یک سطح کاملاً پر از الکترون است و بنابراین|و بنابراین| از نظر انرژی پایدار
اتم های عناصری که دارای 4 تا 7 الکترون در سطح خارجی هستند، نه تنها با اهدای الکترون، بلکه با افزودن آنها نیز به یک حالت پایدار انرژی می رسند. در نتیجه، یک سطح (.ns 2 p 6) تشکیل می شود - یک حالت گاز بی اثر پایدار.
اتمی که الکترون اضافه کرده است به دست می آورد منفیدرجهاکسیداسیون- بار منفی که برابر با تعداد الکترون های پذیرفته شده است.
Z E 0 + ne Z E - n
تعداد الکترون هایی که یک اتم می تواند اضافه کند برابر است با عدد (8 –N|)، که در آن N تعداد گروهی است که در آن|که| عنصر (یا تعداد الکترونهای ظرفیت) واقع شده است.
فرآیند افزودن الکترون به اتم با آزاد شدن انرژی همراه است که به آن می گویند میل به الکترون (Esaffinity,eB).
