Atoma elektroniskā konfigurācija ir formula, kas parāda elektronu izvietojumu atomā pa līmeņiem un apakšlīmeņiem. Izpētot rakstu, uzzināsiet, kur un kā atrodas elektroni, iepazīsieties ar kvantu skaitļiem un varēsiet konstruēt atoma elektronisko konfigurāciju pēc tā skaita raksta beigās ir elementu tabula.
Kāpēc pētīt elementu elektronisko konfigurāciju?
Atomi ir kā konstrukcijas komplekts: ir noteikts skaits detaļu, tās atšķiras viena no otras, bet divas viena veida daļas ir absolūti vienādas. Bet šis konstrukcijas komplekts ir daudz interesantāks par plastmasas, un lūk, kāpēc. Konfigurācija mainās atkarībā no tā, kurš atrodas tuvumā. Piemēram, skābeklis blakus ūdeņradim Varbūt
pārvēršas ūdenī, nātrija tuvumā pārvēršas gāzē, un dzelzs tuvumā pilnībā pārvērš rūsā.
Lai atbildētu uz jautājumu, kāpēc tas notiek, un prognozētu atoma uzvedību blakus citam, ir jāizpēta elektroniskā konfigurācija, kas tiks apspriesta tālāk. Cik elektronu ir atomā? Atoms sastāv no kodola un elektroniem, kas rotē ap to, kodols sastāv no protoniem un neitroniem. Neitrālā stāvoklī katram atomam ir elektronu skaits, kas vienāds ar protonu skaitu tā kodolā. Tiek norādīts protonu skaits
sērijas numurs
elementam, piemēram, sēram, ir 16 protoni - periodiskās tabulas 16. elements. Zeltā ir 79 protoni - periodiskās tabulas 79. elements. Attiecīgi sēram neitrālā stāvoklī ir 16 elektroni, bet zeltam ir 79 elektroni.
- Kur meklēt elektronu?
- Novērojot elektronu uzvedību, tika iegūti noteikti modeļi, tie ir aprakstīti ar kvantu skaitļiem, kopā ir četri:
- Galvenais kvantu skaitlis
- Orbitālais kvantu skaitlis
Magnētiskais kvantu skaitlis
Tālāk vārda orbīta vietā izmantosim terminu “orbitāle” ir aptuveni elektrona viļņu funkcija, tā ir apgabals, kurā elektrons pavada 90% sava laika.
N - līmenis
L - apvalks
M l - orbitālais skaitlis
M s - pirmais vai otrais elektrons orbitālē
Orbitālais kvantu skaitlis l
Elektronu mākoņa izpētes rezultātā tika konstatēts, ka atkarībā no enerģijas līmenis, mākonim ir četras pamatformas: bumba, hantele un divas citas sarežģītākas formas.
Enerģijas palielināšanas secībā šīs formas sauc par s-, p-, d- un f-apvalku.
Katram no šiem apvalkiem var būt 1 (uz s), 3 (uz p), 5 (uz d) un 7 (uz f) orbitāles. Orbitālais kvantu skaitlis ir apvalks, kurā atrodas orbitāles. Orbitālajam kvantu skaitlim s, p, d un f orbitālēm ir attiecīgi 0, 1, 2 vai 3.
Uz s-čaulas ir viena orbitāle (L=0) - divi elektroni
Uz p-čaulas (L=1) ir trīs orbitāles – seši elektroni
Uz d-čaulas (L=2) ir piecas orbitāles – desmit elektroni
Uz f-čaulas (L=3) atrodas septiņas orbitāles – četrpadsmit elektroni
Magnētiskais kvantu skaitlis m l
Uz p-čaulas ir trīs orbitāles, tās apzīmē ar cipariem no -L līdz +L, tas ir, p-čaulai (L=1) ir orbitāles “-1”, “0” un “1”. .
Magnētisko kvantu skaitli apzīmē ar burtu m l.
Korpusa iekšpusē elektroniem ir vieglāk atrasties dažādās orbitālēs, tāpēc pirmie elektroni katrā orbitālē aizpilda vienu, un pēc tam katrai tiek pievienots elektronu pāris.
Apsveriet d-shell:
D-apvalks atbilst vērtībai L=2, tas ir, piecas orbitāles (-2,-1,0,1 un 2), pirmie pieci elektroni aizpilda apvalku, ņemot vērtības M l =-2, M l = -1, M l = 0, M l = 1, M l = 2.
Griezuma kvantu skaitlis m s Spins ir elektrona griešanās virziens ap savu asi, ir divi virzieni, tāpēc spina kvantu skaitlim ir divas vērtības: +1/2 un -1/2. Vienā enerģijas apakšlīmenī var būt tikai divi elektroni ar pretējiem spiniem. Griezuma kvantu skaitlis ir apzīmēts ar m s Galvenais kvantu skaitlis n
Galvenais kvantu skaitlis ir enerģijas līmenis pie
šobrīd ir zināmi septiņi enerģijas līmeņi, katrs apzīmēts ar arābu cipariem: 1,2,3,...7. Apvalku skaits katrā līmenī ir vienāds ar līmeņa numuru: pirmajā līmenī ir viens apvalks, otrajā - divi utt. tas ir N=1, pirmajā līmenī ir viens apvalks, pirmajam apvalkam jebkurā līmenī ir lodītes forma (s-shell), t.i. L=0, magnētiskajam kvantu skaitlim var būt tikai viena vērtība, M l =0 un spins būs vienāds ar +1/2.
Ja ņemam piekto elektronu (lai kurā atomā tas būtu), tad galvenie kvantu skaitļi tam būs: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Šveices fiziķis V. Pauli 1925. gadā konstatēja, ka atomā vienā orbitālē var atrasties ne vairāk kā divi elektroni ar pretējiem (pretparalēliem) spiniem (tulkojumā no angļu valodas "spindle"), tas ir, ar tādām īpašībām, kuras var būt tradicionāli. iztēlojās sevi kā elektrona griešanos ap savu iedomāto asi: pulksteņrādītāja virzienā vai pretēji pulksteņrādītāja virzienam. Šo principu sauc par Pauli principu.
Ja orbitālē ir viens elektrons, tad to sauc par nesapārotu, ja ir divi, tad tie ir pārī savienoti elektroni, tas ir, elektroni ar pretējiem spiniem.
5. attēlā parādīta diagramma par enerģijas līmeņu sadalījumu apakšlīmeņos. S-Orbital, kā jūs jau zināt, ir sfēriska forma. Ūdeņraža atoma elektrons (s = 1) atrodas šajā orbitālē un nav savienots pārī. Tāpēc tā elektroniskā formula jeb elektroniskā konfigurācija tiks uzrakstīta šādi: 1s 1. Elektroniskajās formulās enerģijas līmeņa numurs tiek norādīts ar skaitli pirms burta (1 ...), Latīņu burts
apzīmē apakšlīmeni (orbitāles veidu), un skaitlis, kas ir rakstīts burta augšējā labajā stūrī (kā eksponents), parāda elektronu skaitu apakšlīmenī.
Hēlija atomam He, kuram vienā s-orbitālē ir divi pārī savienoti elektroni, šī formula ir: 1s 2.
Hēlija atoma elektronu apvalks ir pilnīgs un ļoti stabils. Hēlijs ir cēlgāze.
Otrajā enerģijas līmenī (n = 2) ir četras orbitāles: viena s un trīs p. Otrā līmeņa s-orbitāles (2s-orbitāles) elektroniem ir lielāka enerģija, jo tie atrodas lielākā attālumā no kodola nekā 1s-orbitāles elektroniem (n = 2).
R-Orbital ir hanteles vai trīsdimensiju astoņnieka forma. Visas trīs p-orbitāles atrodas atomā savstarpēji perpendikulāri gar telpiskajām koordinātām, kas novilktas caur atoma kodolu. Vēlreiz jāuzsver, ka katram enerģijas līmenim (elektroniskajam slānim), sākot no n = 2, ir trīs p-orbitāles. Palielinoties n, elektroni pārvietojas p-orbitālēs, kas atrodas uz lielos attālumos no serdes un virzīts pa x, y, z asīm.
Otrā perioda elementiem (n = 2) vispirms tiek aizpildīta viena b-orbitāle un pēc tam trīs p-orbitāles. Elektroniskā formula 1l: 1s 2 2s 1. Elektrons ir brīvāk saistīts ar atoma kodolu, tāpēc litija atoms var viegli no tā atteikties (kā atceraties, šo procesu sauc par oksidāciju), pārvēršoties par Li+ jonu.
Berilija atomā Be 0 ceturtais elektrons atrodas arī 2s orbitālē: 1s 2 2s 2. Berilija atoma divi ārējie elektroni ir viegli atdalāmi - Be 0 tiek oksidēts Be 2+ katjonā.
Bora atomā piektais elektrons aizņem 2p orbitāli: 1s 2 2s 2 2p 1. Tālāk C, N, O, E atomi tiek piepildīti ar 2p orbitālēm, kas beidzas ar cēlgāzes neonu: 1s 2 2s 2 2p 6.
Trešā perioda elementiem tiek aizpildītas attiecīgi Sv un Sr orbitāles. Piecas trešā līmeņa d-orbitāles paliek brīvas:
Dažreiz diagrammās, kas attēlo elektronu sadalījumu atomos, ir norādīts tikai elektronu skaits katrā enerģijas līmenī, tas ir, ir uzrakstītas ķīmisko elementu atomu saīsinātās elektroniskās formulas, atšķirībā no iepriekš norādītajām pilnajām elektroniskajām formulām.
Liela perioda elementiem (ceturtais un piektais) pirmie divi elektroni aizņem attiecīgi 4. un 5. orbitāli: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Sākot no katra galvenā perioda trešā elementa, nākamie desmit elektroni ieies attiecīgi iepriekšējās 3d un 4d orbitālēs (sānu apakšgrupu elementiem): 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. Parasti, kad ir aizpildīts iepriekšējais d-apakšlīmenis, sāks pildīties ārējais (attiecīgi 4p- un 5p-) p-apakšlīmenis.
Lielu periodu elementiem - sestajam un nepilnīgajam septītajam - elektroniskie līmeņi un apakšlīmeņi ir piepildīti ar elektroniem, kā likums, šādi: pirmie divi elektroni nonāks ārējā b apakšlīmenī: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; nākamais elektrons (Na un Ac) uz iepriekšējo (p-apakšlīmenis: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 un 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).
Tad nākamie 14 elektroni ieies trešajā ārējā enerģijas līmenī attiecīgi lantanīdu un aktinīdu 4f un 5f orbitālēs.
Tad atkal sāks veidoties otrais ārējais enerģijas līmenis (d-apakšlīmenis): sekundāro apakšgrupu elementiem: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, - un, visbeidzot, tikai pēc tam, kad pašreizējais līmenis ir pilnībā piepildīts ar desmit elektroniem, ārējais p-apakšlīmenis atkal tiks aizpildīts:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Ļoti bieži atomu elektronisko apvalku struktūra tiek attēlota, izmantojot enerģijas vai kvantu šūnas - tiek rakstītas tā saucamās grafiskās elektroniskās formulas. Šim apzīmējumam izmanto šādu apzīmējumu: katru kvantu šūnu apzīmē šūna, kas atbilst vienai orbitālei; Katrs elektrons ir norādīts ar bultiņu, kas atbilst griešanās virzienam. Rakstot grafisko elektronisko formulu, jāatceras divi noteikumi: Pauli princips, saskaņā ar kuru šūnā (orbitālē) var būt ne vairāk kā divi elektroni, bet ar pretparalēliem spiniem un F.Hunda likums, saskaņā ar kuru elektroni aizņem brīvās šūnas (orbitāles) un atrodas Sākumā tās ir pa vienai un tām ir vienāda griešanās vērtība, un tikai tad tās sapārojas, bet spini būs pretēji vērsti pēc Pauli principa.
Noslēgumā vēlreiz apsveriet kartēšanu elektroniskās konfigurācijas elementu atomi atbilstoši D. I. Mendeļejeva sistēmas periodiem. Shēmas elektroniskā struktūra atomi parāda elektronu sadalījumu pa elektroniskajiem slāņiem (enerģijas līmeņiem). 
Hēlija atomā pirmais elektronu slānis ir pilnīgs – tajā ir 2 elektroni.
Ūdeņradis un hēlijs ir s-elementi, šo atomu s-orbitāle ir piepildīta ar elektroniem.
Otrā perioda elementi
Visiem otrā perioda elementiem pirmais elektronu slānis ir piepildīts un elektroni aizpilda otrā elektronu slāņa e- un p-orbitāles saskaņā ar mazākās enerģijas principu (vispirms s- un pēc tam p) un Pauli un Huda noteikumi (2. tabula).
Neona atomā otrais elektronu slānis ir pabeigts - tajā ir 8 elektroni.
2. tabula Otrā perioda elementu atomu elektronisko apvalku uzbūve
Tabulas beigas. 2 
Li, Be ir b elementi.
B, C, N, O, F, Ne ir p-elementi, šiem atomiem ir p-orbitāles, kas piepildītas ar elektroniem.
Trešā perioda elementi
Trešā perioda elementu atomiem tiek aizpildīts pirmais un otrais elektroniskais slānis, tātad tiek aizpildīts trešais elektroniskais slānis, kurā elektroni var aizņemt 3s, 3p un 3d apakšlīmeni (3.tabula).
3. tabula Trešā perioda elementu atomu elektronisko apvalku uzbūve
Magnija atoms pabeidz savu 3s elektronu orbitāli. Na un Mg ir s-elementi. 
Argona atoma ārējā slānī (trešais elektronu slānis) ir 8 elektroni. Kā ārējais slānis tas ir pilnīgs, bet kopumā trešajā elektronu slānī, kā jau zināms, var būt 18 elektroni, kas nozīmē, ka trešā perioda elementiem ir neaizpildītas 3d orbitāles.
Visi elementi no Al līdz Ar ir p-elementi. S- un p-elementi veido galvenās periodiskās tabulas apakšgrupas.
Kālija un kalcija atomos parādās ceturtais elektronu slānis, un 4s apakšlīmenis ir piepildīts (4. tabula), jo tam ir zemāka enerģija nekā 3d apakšlīmenim. Lai vienkāršotu ceturtā perioda elementu atomu grafiskās elektroniskās formulas: 1) apzīmēsim argona parasto grafisko elektronisko formulu šādi:
Ar;
2) mēs neattēlosim apakšlīmeņus, kas nav aizpildīti šajos atomos.
4. tabula Ceturtā perioda elementu atomu elektronisko apvalku uzbūve
K, Ca - s-elementi, kas iekļauti galvenajās apakšgrupās. Atomos no Sc līdz Zn 3. apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem. Tie ir Zy elementi. Tie ir iekļauti sekundārajās apakšgrupās, to tālākais elektroniskais slānis ir aizpildīts, un tie tiek klasificēti kā pārejas elementi.
Pievērsiet uzmanību hroma un vara atomu elektronisko apvalku struktūrai. Tajos ir viena elektrona “atteice” no 4. līdz 3. apakšlīmenim, kas izskaidrojams ar iegūto elektronisko konfigurāciju Zd 5 un Zd 10 lielāku enerģijas stabilitāti: 
Cinka atomā ir pabeigts trešais elektronu slānis - tajā ir aizpildīti visi 3s, 3p un 3d apakšlīmeņi, kopā ar 18 elektroniem.
Elementos, kas seko cinkam, turpina aizpildīt ceturto elektronu slāni, 4p apakšlīmeni: Elementi no Ga līdz Kr ir p-elementi. 
Kriptona atomam ir ārējais slānis (ceturtais), kas ir pilnīgs un kurā ir 8 elektroni. Bet kopumā ceturtajā elektronu slānī, kā zināms, var būt 32 elektroni; kriptona atomam joprojām ir neaizpildīti 4d un 4f apakšlīmeņi.
Piektā perioda elementiem apakšlīmeņus aizpilda šādā secībā: 5s-> 4d -> 5p. Un ir arī izņēmumi, kas saistīti ar elektronu “atteici” 41 Nb, 42 MO utt.
Sestajā un septītajā periodā parādās elementi, tas ir, elementi, kuros tiek aizpildīti attiecīgi trešā ārējā elektroniskā slāņa 4f- un 5f-apakšlīmeņi.
4f elementus sauc par lantanīdiem.
5f-elementus sauc par aktinīdiem.
Elektronisko apakšlīmeņu aizpildīšanas secība sestā perioda elementu atomos: 55 Сs un 56 Ва - 6s elementi;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elements; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 Tl— 86 Rn—6p elementi. Bet arī šeit ir elementi, kuros tiek “pārkāpta” elektronu orbitāļu piepildīšanas secība, kas, piemēram, ir saistīta ar lielāku enerģijas stabilitāti pusi un pilnībā aizpildītu f apakšlīmeņu, tas ir, nf 7 un nf 14. .
Atkarībā no tā, kurš atoma apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem pēdējais, visi elementi, kā jūs jau sapratāt, ir sadalīti četrās elektronu saimēs jeb blokos (7. att.).
1) s-Elementi; atoma ārējā līmeņa b-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; s-elementi ietver ūdeņradi, hēliju un I un II grupas galveno apakšgrupu elementus;
2) p-elementi; atoma ārējā līmeņa p-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; p elementi ietver III-VIII grupas galveno apakšgrupu elementus;
3) d-elementi; atoma pirms-ārējā līmeņa d-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; d-elementi ietver I-VIII grupu sekundāro apakšgrupu elementus, tas ir, spraudņu elementi lielu periodu desmitgadēs, kas atrodas starp s- un p-elementiem. Tos sauc arī par pārejas elementiem;
4) f-elementi, atoma trešā ārējā līmeņa f-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; tajos ietilpst lantanīdi un aktinīdi.
1. Kas notiktu, ja Pauli princips netiktu ievērots?
2. Kas notiktu, ja Hunda noteikums netiktu ievērots?
3. Izveidot šādu ķīmisko elementu atomu elektroniskās struktūras diagrammas, elektroniskās formulas un grafiskās elektroniskās formulas: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. Uzrakstiet elektronisko formulu elementam #110, izmantojot atbilstošo cēlgāzes simbolu.
5. Kas ir elektronu “iegremdēšana”? Sniedziet piemērus elementiem, kuros šī parādība tiek novērota, pierakstiet to elektroniskās formulas.
6. Kā tiek noteikta piederība? ķīmiskais elements tai vai tai elektroniskajai saimei?
7. Salīdziniet sēra atoma elektroniskās un grafiskās elektroniskās formulas. Kuras papildu informāciju vai pēdējā formula satur?
>> Ķīmija: ķīmisko elementu atomu elektroniskās konfigurācijas
Ja ņemam piekto elektronu (lai kurā atomā tas būtu), tad galvenie kvantu skaitļi tam būs: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Šveices fiziķis V. Pauli 1925. gadā konstatēja, ka atomā vienā orbitālē var atrasties ne vairāk kā divi elektroni ar pretējiem (pretparalēliem) spiniem (tulkojumā no angļu valodas "spindle"), tas ir, ar tādām īpašībām, kuras var būt tradicionāli. iztēlojās sevi kā elektrona griešanos ap savu iedomāto asi: pulksteņrādītāja virzienā vai pretēji pulksteņrādītāja virzienam. Šo principu sauc par Pauli principu.
Ja orbitālē ir viens elektrons, tad to sauc par nesapārotu, ja ir divi, tad tie ir pārī savienoti elektroni, tas ir, elektroni ar pretējiem spiniem.
S-orbitālei, kā jūs jau zināt, ir sfēriska forma. Ūdeņraža atoma elektrons (s = 1) atrodas šajā orbitālē un ir nesapārots. Tāpēc tā elektroniskā formula jeb elektroniskā konfigurācija tiks uzrakstīta šādi: 1s 1. Elektroniskajās formulās enerģijas līmeņa skaitlis ir norādīts ar skaitli pirms burta (1 ...), latīņu burts norāda apakšlīmeni (orbitāles veidu), un skaitlis, kas rakstīts burta augšējā labajā stūrī (kā eksponents) parāda elektronu skaitu apakšlīmenī.
apzīmē apakšlīmeni (orbitāles veidu), un skaitlis, kas ir rakstīts burta augšējā labajā stūrī (kā eksponents), parāda elektronu skaitu apakšlīmenī.
Hēlija atoma elektronu apvalks ir pilnīgs un ļoti stabils. Hēlijs ir cēlgāze.
Hēlija atoma elektronu apvalks ir pilnīgs un ļoti stabils. Hēlijs ir cēlgāze.
Otrajā enerģijas līmenī (n = 2) ir četras orbitāles: viena s un trīs p. Otrā līmeņa s-orbitāles (2s-orbitāles) elektroniem ir lielāka enerģija, jo tie atrodas lielākā attālumā no kodola nekā 1s-orbitāles elektroniem (n = 2).
P-Orbital ir hanteles vai trīsdimensiju astoņnieka forma. Visas trīs p-orbitāles atrodas atomā savstarpēji perpendikulāri gar telpiskajām koordinātām, kas novilktas caur atoma kodolu. Vēlreiz jāuzsver, ka katram enerģijas līmenim (elektroniskajam slānim), sākot no n = 2, ir trīs p-orbitāles. Palielinoties n vērtībai, elektroni aizņem p-orbitāles, kas atrodas lielos attālumos no kodola un ir vērstas pa x, y, z asīm.
Otrā perioda elementiem (n = 2) vispirms tiek aizpildīta viena b-orbitāle un pēc tam trīs p-orbitāles. Elektroniskā formula 1l: 1s 2 2s 1. Elektrons ir brīvāk saistīts ar atoma kodolu, tāpēc litija atoms var viegli no tā atteikties (kā atceraties, šo procesu sauc par oksidāciju), pārvēršoties par Li+ jonu.
Berilija atomā Be 0 ceturtais elektrons atrodas arī 2s orbitālē: 1s 2 2s 2. Berilija atoma divi ārējie elektroni viegli atdalās - Be 0 tiek oksidēts Be 2+ katjonā.
Bora atomā piektais elektrons aizņem 2p orbitāli: 1s 2 2s 2 2p 1. Tālāk C, N, O, E atomi tiek piepildīti ar 2p orbitālēm, kas beidzas ar cēlgāzes neonu: 1s 2 2s 2 2p 6.
Trešā perioda elementiem tiek aizpildītas attiecīgi Sv un Sr orbitāles. Piecas trešā līmeņa d-orbitāles paliek brīvas:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Ёр^Зр6.
Dažreiz diagrammās, kas attēlo elektronu sadalījumu atomos, ir norādīts tikai elektronu skaits katrā enerģijas līmenī, tas ir, ir uzrakstītas ķīmisko elementu atomu saīsinātās elektroniskās formulas, atšķirībā no iepriekš norādītajām pilnajām elektroniskajām formulām.
Liela perioda elementiem (ceturtais un piektais) pirmie divi elektroni aizņem attiecīgi 4. un 5. orbitāli: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Sākot no katra galvenā perioda trešā elementa, nākamie desmit elektroni ieies attiecīgi iepriekšējās 3d un 4d orbitālēs (sānu apakšgrupu elementiem): 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. Parasti, kad ir aizpildīts iepriekšējais d-apakšlīmenis, sāks pildīties ārējais (attiecīgi 4p- un 5p-) p-apakšlīmenis.
Lielu periodu elementiem - sestajam un nepilnīgajam septītajam - elektroniskie līmeņi un apakšlīmeņi ir piepildīti ar elektroniem, kā likums, šādi: pirmie divi elektroni nonāks ārējā b apakšlīmenī: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; nākamais elektrons (Na un Ac) uz iepriekšējo (p-apakšlīmenis: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 un 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).
Tad nākamie 14 elektroni ieies trešajā ārējā enerģijas līmenī attiecīgi lantanīdu un aktinīdu 4f un 5f orbitālēs.
Tad atkal sāks veidoties otrais ārējais enerģijas līmenis (d-apakšlīmenis): sekundāro apakšgrupu elementiem: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, - un, visbeidzot, tikai pēc tam, kad pašreizējais līmenis ir pilnībā piepildīts ar desmit elektroniem, ārējais p-apakšlīmenis atkal tiks aizpildīts:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Ļoti bieži atomu elektronisko apvalku struktūra tiek attēlota, izmantojot enerģijas vai kvantu šūnas - tiek rakstītas tā saucamās grafiskās elektroniskās formulas. Šim apzīmējumam izmanto šādu apzīmējumu: katru kvantu šūnu apzīmē šūna, kas atbilst vienai orbitālei; Katrs elektrons ir norādīts ar bultiņu, kas atbilst griešanās virzienam. Rakstot grafisko elektronisko formulu, jāatceras divi noteikumi: Pauli princips, saskaņā ar kuru šūnā (orbitālē) var būt ne vairāk kā divi elektroni, bet ar pretparalēliem spiniem un F.Hunda likums, saskaņā ar kuru elektroni aizņem brīvās šūnas (orbitāles) un atrodas Sākumā tās ir pa vienai un tām ir vienāda griešanās vērtība, un tikai tad tās sapārojas, bet spini būs pretēji vērsti pēc Pauli principa.
Noslēgumā vēlreiz aplūkosim elementu atomu elektronisko konfigurāciju rādīšanu atbilstoši D.I. Mendeļejeva sistēmas periodiem. Atomu elektroniskās struktūras diagrammas parāda elektronu sadalījumu pa elektroniskajiem slāņiem (enerģijas līmeņiem). 
Hēlija atomā pirmais elektronu slānis ir pilnīgs – tajā ir 2 elektroni.
Ūdeņradis un hēlijs ir s-elementi, šo atomu s-orbitāle ir piepildīta ar elektroniem.
Otrā perioda elementi
Visiem otrā perioda elementiem pirmais elektronu slānis ir piepildīts un elektroni aizpilda otrā elektronu slāņa e- un p-orbitāles saskaņā ar mazākās enerģijas principu (vispirms s- un pēc tam p) un Pauli un Huda noteikumi (2. tabula).
Neona atomā otrais elektronu slānis ir pabeigts - tajā ir 8 elektroni.
2. tabula Otrā perioda elementu atomu elektronisko apvalku uzbūve
Tabulas beigas. 2 
Li, Be - b-elementi.
B, C, N, O, F, Ne ir p-elementi, šiem atomiem ir p-orbitāles, kas piepildītas ar elektroniem.
Trešā perioda elementi
Trešā perioda elementu atomiem tiek aizpildīts pirmais un otrais elektroniskais slānis, tātad tiek aizpildīts trešais elektroniskais slānis, kurā elektroni var aizņemt 3s, 3p un 3d apakšlīmeni (3.tabula).
3. tabula Trešā perioda elementu atomu elektronisko apvalku uzbūve
Magnija atoms pabeidz savu 3s elektronu orbitāli. Na un Mg-s-elementi. 
Argona atoma ārējā slānī (trešais elektronu slānis) ir 8 elektroni. Kā ārējais slānis tas ir pilnīgs, bet kopumā trešajā elektronu slānī, kā jau zināms, var būt 18 elektroni, kas nozīmē, ka trešā perioda elementiem ir neaizpildītas 3d orbitāles.
Visi elementi no Al līdz Ar ir p-elementi. S- un p-elementi veido galvenās periodiskās tabulas apakšgrupas.
Kālija un kalcija atomos parādās ceturtais elektronu slānis, un 4s apakšlīmenis ir piepildīts (4. tabula), jo tam ir zemāka enerģija nekā 3d apakšlīmenim. Lai vienkāršotu ceturtā perioda elementu atomu grafiskās elektroniskās formulas: 1) apzīmēsim argona parasto grafisko elektronisko formulu šādi:
Ar;
2) mēs neattēlosim apakšlīmeņus, kas nav aizpildīti šajos atomos.
4. tabula Ceturtā perioda elementu atomu elektronisko apvalku uzbūve
K, Ca - s-elementi, kas iekļauti galvenajās apakšgrupās. Atomos no Sc līdz Zn 3. apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem. Tie ir Zy elementi. Tie ir iekļauti sekundārajās apakšgrupās, to tālākais elektroniskais slānis ir aizpildīts, un tie tiek klasificēti kā pārejas elementi.
Pievērsiet uzmanību hroma un vara atomu elektronisko apvalku struktūrai. Tajos ir viena elektrona “atteice” no 4. līdz 3. apakšlīmenim, kas izskaidrojams ar iegūto elektronisko konfigurāciju Zd 5 un Zd 10 lielāku enerģijas stabilitāti: 
Cinka atomā ir pabeigts trešais elektronu slānis - tajā ir aizpildīti visi apakšlīmeņi 3s, 3p un 3d, kopā ar 18 elektroniem.
Elementos, kas seko cinkam, turpina aizpildīt ceturto elektronu slāni, 4p apakšlīmeni: Elementi no Ga līdz Kr ir p elementi. 
Kriptona atomam ir ārējais slānis (ceturtais), kas ir pilnīgs un kurā ir 8 elektroni. Bet kopumā ceturtajā elektronu slānī, kā zināms, var būt 32 elektroni; kriptona atomam joprojām ir neaizpildīti 4d un 4f apakšlīmeņi.
Piektā perioda elementiem apakšlīmeņus aizpilda šādā secībā: 5s-> 4d -> 5p. Un ir arī izņēmumi, kas saistīti ar elektronu “atteici” 41 Nb, 42 MO utt.
Sestajā un septītajā periodā parādās elementi, tas ir, elementi, kuros tiek aizpildīti attiecīgi trešā ārējā elektroniskā slāņa 4f- un 5f-apakšlīmeņi.
4f elementus sauc par lantanīdiem.
5f-elementus sauc par aktinīdiem.
Elektronisko apakšlīmeņu aizpildīšanas secība sestā perioda elementu atomos: 55 Сs un 56 Ва - 6s elementi;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elements; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 Tl- 86 Rn - 6p-elementi. Bet arī šeit ir elementi, kuros tiek “pārkāpta” elektronu orbitāļu piepildīšanas secība, kas, piemēram, ir saistīta ar lielāku enerģijas stabilitāti pusi un pilnībā aizpildītu f apakšlīmeņu, tas ir, nf 7 un nf 14. .
Atkarībā no tā, kurš atoma apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem pēdējais, visi elementi, kā jūs jau sapratāt, ir sadalīti četrās elektronu saimēs jeb blokos (7. att.).
1) s-Elementi; atoma ārējā līmeņa b-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; s-elementi ietver ūdeņradi, hēliju un I un II grupas galveno apakšgrupu elementus;
2) p-elementi; atoma ārējā līmeņa p-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; p elementi ietver III-VIII grupas galveno apakšgrupu elementus;
3) d-elementi; atoma pirms-ārējā līmeņa d-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; d-elementi ietver I-VIII grupu sekundāro apakšgrupu elementus, tas ir, spraudņu elementi lielu periodu desmitgadēs, kas atrodas starp s- un p-elementiem. Tos sauc arī par pārejas elementiem;
4) f-elementi, atoma trešā ārējā līmeņa f-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; tajos ietilpst lantanīdi un aktinīdi.
1. Kas notiktu, ja Pauli princips netiktu ievērots?
2. Kas notiktu, ja Hunda noteikums netiktu ievērots?
3. Izveidot šādu ķīmisko elementu atomu elektroniskās struktūras diagrammas, elektroniskās formulas un grafiskās elektroniskās formulas: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. Uzrakstiet elektronisko formulu elementam #110, izmantojot atbilstošo cēlgāzes simbolu.
Nodarbības saturs nodarbību piezīmes atbalsta ietvarstundu prezentācijas paātrināšanas metodes interaktīvās tehnoloģijas Prakse uzdevumi un vingrinājumi pašpārbaudes darbnīcas, apmācības, gadījumi, uzdevumi mājasdarbi diskusijas jautājumi retoriski jautājumi no studentiem Ilustrācijas audio, video klipi un multivide fotogrāfijas, attēli, grafikas, tabulas, diagrammas, humors, anekdotes, joki, komiksi, līdzības, teicieni, krustvārdu mīklas, citāti Papildinājumi tēzes raksti triki zinātkārajiem bērnu gultiņas mācību grāmatas pamata un papildu terminu vārdnīca citi Mācību grāmatu un stundu pilnveidošanakļūdu labošana mācību grāmatā fragmenta atjaunināšana mācību grāmatā, inovācijas elementi stundā, novecojušo zināšanu aizstāšana ar jaunām Tikai skolotājiem ideālas nodarbības kalendāra plāns uz gadu metodiskie ieteikumi diskusiju programmas Integrētās nodarbībasĶimikālijas ir tas, no kā sastāv pasaule ap mums.
Katras ķīmiskās vielas īpašības iedala divos veidos: ķīmiskās, kas raksturo tās spēju veidot citas vielas, un fizikālās, kuras objektīvi novēro un var aplūkot atrauti no ķīmiskajām pārvērtībām. Piemēram, vielas fizikālās īpašības ir tās agregācijas stāvoklis (ciets, šķidrs vai gāzveida), siltumvadītspēja, siltumietilpība, šķīdība dažādās vidēs (ūdenī, spirtā utt.), blīvums, krāsa, garša utt.
Dažu pārvērtības ķīmiskās vielas citās vielās sauc par ķīmiskām parādībām vai ķīmiskām reakcijām. Jāatzīmē, ka ir arī fiziskas parādības, kuras acīmredzami pavada izmaiņas dažās fizikālās īpašības vielas, nepārvēršoties citās vielās. Fizikālās parādības ietver, piemēram, ledus kušanu, ūdens sasalšanu vai iztvaikošanu utt.
To, ka jebkura procesa laikā notiek ķīmiska parādība, var secināt, novērojot raksturīgās iezīmes ķīmiskās reakcijas, piemēram, krāsas maiņa, sedimentācija, gāzu izdalīšanās, siltums un/vai gaisma.
Piemēram, secinājumu par ķīmisko reakciju rašanos var izdarīt, novērojot:
Nosēdumu veidošanās vārot ūdeni, ko ikdienā sauc par katlakmeni;
Siltuma un gaismas izdalīšanās uguns degšanas laikā;
Svaiga ābola griezuma krāsas maiņa gaisā;
Gāzes burbuļu veidošanās mīklas fermentācijas laikā u.c.
Vielas mazākās daļiņas, kuras ķīmisko reakciju laikā praktiski nemainās, bet tikai savienojas viena ar otru jaunā veidā, sauc par atomiem.
Pati ideja par šādu matērijas vienību esamību radās jau sen senā Grieķija seno filozofu prātos, kas faktiski izskaidro termina "atoms" izcelsmi, jo "atomos" burtiski tulkots no grieķu valodas nozīmē "nedalāms".
Tomēr, pretēji sengrieķu filozofu idejai, atomi nav matērijas absolūtais minimums, t.i. tiem pašiem ir sarežģīta struktūra.
Katrs atoms sastāv no tā sauktajām subatomiskām daļiņām - protoniem, neitroniem un elektroniem, kas attiecīgi apzīmēti ar simboliem p +, n o un e -. Augšraksts izmantotajā apzīmējumā norāda, ka protonam ir vienības pozitīvs lādiņš, elektronam ir vienības negatīvs lādiņš un neitronam nav lādiņa.
Runājot par atoma kvalitatīvo uzbūvi, katrā atomā visi protoni un neitroni ir koncentrēti tā sauktajā kodolā, ap kuru elektroni veido elektronu apvalku.
Protonam un neitronam ir gandrīz vienādas masas, t.i. m p ≈ m n, un elektrona masa ir gandrīz 2000 reižu mazāka par katra no tām masu, t.i. m p /m e ≈ m n / m e ≈ 2000.
Tā kā atoma pamatīpašība ir tā elektriskā neitralitāte un viena elektrona lādiņš ir vienāds ar viena protona lādiņu, no tā mēs varam secināt, ka elektronu skaits jebkurā atomā ir vienāds ar protonu skaitu.
Piemēram, zemāk esošajā tabulā parādīts iespējamais atomu sastāvs:
Atomu tips ar vienādu kodollādiņu, t.i. ar vienādu protonu skaitu to kodolos sauc par ķīmisko elementu. Tādējādi no iepriekš esošās tabulas varam secināt, ka atoms1 un atoms2 pieder vienam ķīmiskajam elementam, bet atoms3 un atoms4 pieder citam ķīmiskajam elementam.
Katram ķīmiskajam elementam ir savs nosaukums un individuālais simbols, kas tiek lasīts noteiktā veidā. Tā, piemēram, visvienkāršāko ķīmisko elementu, kura atomi satur tikai vienu protonu kodolā, sauc par "ūdeņradi" un apzīmē ar simbolu "H", kas tiek lasīts kā "pelni", un ķīmiskais elements ar kodollādiņam +7 (t.i., kas satur 7 protonus) - “slāpeklis”, ir simbols “N”, kas tiek lasīts kā “en”.
Kā redzams no iepriekšējās tabulas, viena ķīmiskā elementa atomi var atšķirties pēc neitronu skaita to kodolos.
Atomi, kas pieder vienam un tam pašam ķīmiskajam elementam, bet kuriem ir atšķirīgs neitronu skaits un līdz ar to arī masa, sauc par izotopiem.
Piemēram, ķīmiskajam elementam ūdeņradim ir trīs izotopi – 1 H, 2 H un 3 H. Indeksi 1, 2 un 3 virs simbola H nozīmē kopējo neitronu un protonu skaitu. Tie. Zinot, ka ūdeņradis ir ķīmisks elements, kam raksturīgs tas, ka tā atomu kodolos ir viens protons, varam secināt, ka 1H izotopā neitronu nav vispār (1-1 = 0), 2H izotopā - 1 neitrons (2-1=1) un 3H izotopā - divi neitroni (3-1=2). Tā kā, kā jau minēts, neitronam un protonam ir vienādas masas un elektrona masa salīdzinājumā ar tiem ir niecīgi maza, tas nozīmē, ka 2H izotops ir gandrīz divas reizes smagāks par 1H izotopu, bet 3H izotops pat trīsreiz smagāks . Sakarā ar tik lielu izkliedi ūdeņraža izotopu masās izotopiem 2 H un 3 H pat tika piešķirti atsevišķi atsevišķi nosaukumi un simboli, kas nav raksturīgi nevienam citam ķīmiskajam elementam. 2H izotopu nosauca par deitēriju un apzīmēja ar simbolu D, bet 3H izotopu nosauca par tritiju un simbolu T.
Ja mēs ņemam protona un neitrona masu par vienu un neņemam vērā elektrona masu, tad faktiski augšējo kreiso indeksu papildus kopējam protonu un neitronu skaitam atomā var uzskatīt par tā masu, un tāpēc šo indeksu sauc masas skaitlis un tiek apzīmēti ar simbolu A. Tā kā protoni ir atbildīgi par jebkura atoma kodola lādiņu un katra protona lādiņš parasti tiek uzskatīts par vienādu ar +1, protonu skaitu kodolā sauc par lādiņa skaitli (Z ). Apzīmējot neitronu skaitu atomā kā N, attiecību starp masas skaitu, lādiņa skaitu un neitronu skaitu var matemātiski izteikt šādi:
Saskaņā ar mūsdienu koncepcijām elektronam ir duāls (daļiņu viļņu) raksturs. Tam ir gan daļiņas, gan viļņa īpašības. Tāpat kā daļiņai, elektronam ir masa un lādiņš, bet tajā pašā laikā elektronu plūsmai, tāpat kā vilnim, ir raksturīga difrakcijas spēja.
Lai aprakstītu elektrona stāvokli atomā, tiek izmantoti kvantu mehānikas jēdzieni, saskaņā ar kuriem elektronam nav noteiktas kustības trajektorijas un tas var atrasties jebkurā telpas punktā, bet ar dažādām varbūtībām.
Telpas apgabalu ap kodolu, kurā, visticamāk, var atrast elektronu, sauc par atomu orbitāli.
Atomu orbitālei var būt dažādas formas, izmērs un orientācija. Atomu orbitāli sauc arī par elektronu mākoni.
Grafiski vienu atomu orbitāli parasti apzīmē kā kvadrātveida šūnu:
Kvantu mehānikai ir ārkārtīgi sarežģīts matemātiskais aparāts, tāpēc skolas ķīmijas kursa ietvaros tiek aplūkotas tikai kvantu mehānikas teorijas sekas.
Saskaņā ar šīm sekām jebkuru atomu orbitāli un tajā esošo elektronu pilnībā raksturo 4 kvantu skaitļi.
- Galvenais kvantu skaitlis n nosaka elektrona kopējo enerģiju noteiktā orbitālē. Galvenā kvantu skaitļa vērtību diapazons - visi naturālie skaitļi, t.i. n = 1,2,3,4, 5 utt.
- Orbitālais kvantu skaitlis - l - raksturo atomu orbitāles formu un var iegūt jebkuru veselu skaitli no 0 līdz n-1, kur n, atsaukšana, ir galvenais kvantu skaitlis.
Tiek izsauktas orbitāles ar l = 0 s- orbitāles. s-orbitāles ir sfēriskas formas un tām nav virziena telpā:
Tiek izsauktas orbitāles ar l = 1 lpp- orbitāles. Šīm orbitālēm ir trīsdimensiju astoņnieka forma, t.i. forma, kas iegūta, pagriežot astoņnieku ap simetrijas asi, un tā ārēji atgādina hanteli:
Tiek izsauktas orbitāles ar l = 2 d- orbitāles, un ar l = 3 – f- orbitāles. To struktūra ir daudz sarežģītāka.
3) Magnētiskais kvantu skaitlis – m l – nosaka konkrētas atoma orbitāles telpisko orientāciju un izsaka orbītas leņķiskā impulsa projekciju virzienā magnētiskais lauks. Magnētiskais kvantu skaitlis m l atbilst orbitāles orientācijai attiecībā pret ārējā magnētiskā lauka intensitātes vektora virzienu un var pieņemt jebkuras veselas vērtības no –l līdz +l, ieskaitot 0, t.i. kopējais daudzums iespējamās vērtības vienāds (2l+1). Tā, piemēram, ja l = 0 m l = 0 (viena vērtība), l = 1 m l = -1, 0, +1 (trīs vērtības), ja l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (piecas magnētiskā kvantu skaitļa vērtības) utt.
Tātad, piemēram, p-orbitāles, t.i. orbitāles ar orbitālo kvantu skaitli l = 1, kas veidotas kā “trīsdimensiju astoņu figūra”, atbilst trim magnētiskā kvantu skaitļa vērtībām (-1, 0, +1), kas savukārt atbilst trīs virzieniem perpendikulāri viens otram telpā.
4) spina kvantu skaitli (vai vienkārši spinu) - m s - var uzskatīt par atbildīgu par elektrona griešanās virzienu atomā, tas var iegūt vērtības. Elektronus ar dažādiem spiniem norāda ar vertikālām bultiņām, kas vērstas dažādos virzienos: ↓ un .
Visu atoma orbitāļu kopu, kurām ir vienāds galvenais kvantu skaitlis, sauc par enerģijas līmeni vai elektronu apvalku. Jebkurš patvaļīgs enerģijas līmenis ar kādu skaitli n sastāv no n 2 orbitālēm.
Orbitāļu kopa ar vienādām galvenā kvantu skaitļa un orbitālā kvantu skaitļa vērtībām ir enerģijas apakšlīmenis.
Katrs enerģijas līmenis, kas atbilst galvenajam kvantu skaitlim n, satur n apakšlīmeņus. Savukārt katrs enerģijas apakšlīmenis ar orbitālo kvantu skaitli l sastāv no (2l+1) orbitālēm. Tādējādi s apakšlīmenis sastāv no vienas s orbitāles, p apakšlīmenis sastāv no trim p orbitālēm, d apakšlīmenis sastāv no piecām d orbitālēm, bet f apakšlīmenis sastāv no septiņām f orbitālēm. Tā kā, kā jau minēts, vienu atomu orbitāli bieži apzīmē ar vienu kvadrātveida šūnu, s-, p-, d- un f-apakšlīmeņus var grafiski attēlot šādi:
Katra orbitāle atbilst individuālai stingri noteiktai trīs kvantu skaitļu kopai n, l un m l.
Elektronu sadalījumu starp orbitālēm sauc par elektronu konfigurāciju.
Atomu orbitāļu piepildīšana ar elektroniem notiek saskaņā ar trim nosacījumiem:
- Minimālās enerģijas princips: elektroni aizpilda orbitāles, sākot no zemākā enerģijas apakšlīmeņa. Apakšlīmeņu secība to enerģiju palielināšanas secībā ir šāda: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Lai būtu vieglāk atcerēties šo elektronisko apakšlīmeņu aizpildīšanas secību, ļoti ērta ir šāda grafiskā ilustrācija:
- Pauli princips: Katra orbitāle var saturēt ne vairāk kā divus elektronus.
Ja orbitālē ir viens elektrons, tad to sauc par nesapārotu, un, ja ir divi, tad tos sauc par elektronu pāri.
- Hunda likums: visstabilākais atoma stāvoklis ir tāds, kurā vienā apakšlīmenī atomam ir maksimālais iespējamais nepāra elektronu skaits. Šo stabilāko atoma stāvokli sauc par pamatstāvokli.
Faktiski iepriekšminētais nozīmē, ka, piemēram, 1., 2., 3. un 4. elektrona izvietošana trijās p-apakšlīmeņa orbitālēs tiks veikta šādi:
Atomu orbitāļu piepildīšana no ūdeņraža, kura lādiņa numurs ir 1, uz kriptonu (Kr), ar lādiņa numuru 36, tiks veikta šādi:
Šādu atomu orbitāļu piepildījuma secības attēlojumu sauc par enerģijas diagrammu. Pamatojoties uz atsevišķu elementu elektroniskajām diagrammām, ir iespējams pierakstīt to tā saucamās elektroniskās formulas (konfigurācijas). Tā, piemēram, elements ar 15 protoniem un rezultātā 15 elektroniem, t.i. fosforam (P) būs šāda enerģijas diagramma:
Pārvēršot elektroniskā formulā, fosfora atoms iegūs šādu formu:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Parasta izmēra skaitļi pa kreisi no apakšlīmeņa simbola parāda enerģijas līmeņa numuru, un augšējie rādītāji pa labi no apakšlīmeņa simbola parāda elektronu skaitu attiecīgajā apakšlīmenī.
Zemāk ir D.I. periodiskās tabulas pirmo 36 elementu elektroniskās formulas. Mendeļejevs.
| periodā | Preces Nr. | simbols | Vārds | elektroniskā formula |
| es | 1 | H | ūdeņradis | 1s 1 |
| 2 | Viņš | hēlijs | 1s 2 | |
| II | 3 | Li | litijs | 1s 2 2s 1 |
| 4 | Esi | berilijs | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | B | bors | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | ogleklis | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | slāpeklis | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | skābeklis | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | fluors | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Ne | neona | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | Na | nātrijs | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | magnijs | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Al | alumīnija | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | silīcijs | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | P | fosfors | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | sērs | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | hlors | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ar | argons | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | K | kālijs | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | kalcijs | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | skandijs | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | titāns | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | vanādijs | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Kr | hroms | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 šeit mēs novērojam viena elektrona lēcienu ar s ieslēgts d apakšlīmenis | |
| 25 | Mn | mangāns | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | dzelzs | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Co | kobalts | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | niķelis | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | varš | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 šeit mēs novērojam viena elektrona lēcienu ar s ieslēgts d apakšlīmenis | |
| 30 | Zn | cinks | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Ga | gallijs | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | germānija | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3p 10 4p 2 | |
| 33 | Kā | arsēns | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3p 10 4p 3 | |
| 34 | Se | selēns | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | broms | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Kr | kriptons | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Kā jau minēts, pamatstāvoklī elektroni atomu orbitālēs atrodas pēc mazākās enerģijas principa. Tomēr tukšu p-orbitāļu klātbūtnē atoma pamatstāvoklī, bieži vien, piešķirot tam lieko enerģiju, atomu var pārnest uz tā saukto ierosināto stāvokli. Piemēram, bora atomam tā pamata stāvoklī ir elektroniska konfigurācija un šādas formas enerģijas diagramma:
5 B = 1 s 2 2 s 2 2p 1
Un satrauktā stāvoklī (*), t.i. Kad bora atomam tiek nodota enerģija, tā elektronu konfigurācija un enerģijas diagramma izskatīsies šādi:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
Atkarībā no tā, kurš apakšlīmenis atomā ir aizpildīts pēdējais, ķīmiskos elementus iedala s, p, d vai f.
s, p, d un f elementu atrašana tabulā D.I. Mendeļejevs:
- S-elementiem ir pēdējais s-apakšlīmenis, kas jāaizpilda. Šie elementi ietver I un II grupas galveno (tabulas šūnā pa kreisi) apakšgrupu elementus.
- P-elementiem p-apakšlīmenis ir aizpildīts. P-elementi ietver katra perioda pēdējos sešus elementus, izņemot pirmo un septīto, kā arī III-VIII grupas galveno apakšgrupu elementus.
- d-elementi lielos periodos atrodas starp s- un p-elementiem.
- f-elementus sauc par lantanīdiem un aktinīdiem. Tie ir norādīti tabulas D.I. Mendeļejevs.
6.6. Hroma, vara un dažu citu elementu atomu elektroniskās struktūras iezīmes
Ja uzmanīgi apskatījāt 4. pielikumu, jūs droši vien pamanījāt, ka dažu elementu atomiem orbitāļu piepildīšanās ar elektroniem secība ir traucēta. Dažreiz šos pārkāpumus sauc par “izņēmumiem”, taču tas tā nav - dabas likumiem nav izņēmumu!
Pirmais elements ar šo traucējumu ir hroms. Apskatīsim tuvāk tā elektronisko uzbūvi (6.16. att.). A). Hroma atomam ir 4 s-nav divi apakšlīmeņi, kā varētu gaidīt, bet tikai viens elektrons. Bet pulksten 3 d-apakšlīmenī ir pieci elektroni, bet šis apakšlīmenis tiek aizpildīts pēc 4 s-apakšlīmenis (skat. 6.4. att.). Lai saprastu, kāpēc tas notiek, apskatīsim, kas ir elektronu mākoņi 3 d- šī atoma apakšlīmenis.
Katrs no pieciem 3 d-mākoņus šajā gadījumā veido viens elektrons. Kā jūs jau zināt no šīs nodaļas 4. paragrāfa, šādu piecu elektronu kopējais elektronu mākonis ir sfēriskas formas jeb, kā saka, sfēriski simetrisks. Saskaņā ar elektronu blīvuma sadalījuma raksturu dažādos virzienos tas ir līdzīgs 1 s-EO. Apakšlīmeņa enerģija, kura elektroni veido šādu mākoni, izrādās mazāka nekā mazāk simetriska mākoņa gadījumā. Šajā gadījumā orbītas enerģija ir 3 d-apakšlīmenis ir vienāds ar enerģiju 4 s- orbitāles. Kad simetrija tiek izjaukta, piemēram, kad parādās sestais elektrons, orbitāļu enerģija ir 3 d- apakšlīmenis atkal kļūst lielāks par enerģiju 4 s- orbitāles. Tāpēc mangāna atomam atkal ir otrs elektrons pie 4 s-AO.
Jebkura apakšlīmeņa vispārējam mākonim, kas daļēji vai pilnībā piepildīts ar elektroniem, ir sfēriska simetrija. Enerģijas samazināšanās šajos gadījumos ir vispārēja rakstura un nav atkarīga no tā, vai kāds apakšlīmenis ir līdz pusei vai pilnībā piepildīts ar elektroniem. Un ja tā, tad nākamais pārkāpums jāmeklē atomā, kura elektronu apvalkā devītais “ierodas” pēdējais d- elektrons. Patiešām, vara atomam ir 3 d-apakšlīmenī ir 10 elektroni un 4 s- tikai viens apakšlīmenis (6.16. att b).
Pilnībā vai daļēji piepildītā apakšlīmeņa orbitāļu enerģijas samazināšanās izraisa vairākas svarīgas ķīmiskas parādības, no kurām dažas jūs iepazīsiet.
6.7. Ārējie un valences elektroni, orbitāles un apakšlīmeņi
Ķīmijā izolētu atomu īpašības, kā likums, netiek pētītas, jo gandrīz visi atomi, kas ir dažādu vielu daļa, veido ķīmiskās saites. Ķīmiskās saites veidojas, mijiedarbojoties atomu elektronu apvalkiem. Visiem atomiem (izņemot ūdeņradi) ne visi elektroni piedalās ķīmisko saišu veidošanā: boram ir trīs no pieciem elektroniem, ogleklim ir četri no sešiem, un, piemēram, bārijam ir divi no piecdesmit sešiem. Šos "aktīvos" elektronus sauc valences elektroni.
Valences elektronus dažreiz sajauc ar ārējā elektroni, bet tas nav viens un tas pats.
Ārējo elektronu elektroniskajiem mākoņiem ir maksimālais rādiuss (un galvenā kvantu skaitļa maksimālā vērtība).
Tieši ārējie elektroni, pirmkārt, piedalās saišu veidošanā, kaut vai tāpēc, ka, atomiem tuvojoties vienam otram, vispirms saskaras šo elektronu veidotie elektronu mākoņi. Bet kopā ar tiem saites veidošanā var piedalīties arī daži elektroni. iepriekš ārējais(priekšpēdējais) slānis, bet tikai tad, ja to enerģija ļoti neatšķiras no ārējo elektronu enerģijas. Abi atoma elektroni ir valences elektroni. (Lantanīdos un aktinīdos pat daži “ārējie” elektroni ir valences)
Valences elektronu enerģija ir daudz lielāka nekā citu atoma elektronu enerģija, un valences elektroni ievērojami mazāk atšķiras viens no otra.
Ārējie elektroni vienmēr ir valences elektroni tikai tad, ja atoms vispār var veidot ķīmiskās saites. Tādējādi abi hēlija atoma elektroni ir ārēji, taču tos nevar saukt par valenci, jo hēlija atoms vispār neveido nekādas ķīmiskas saites.
Valences elektroni aizņem valences orbitāles, kas savukārt veido valences apakšlīmeņi.
Kā piemēru apsveriet dzelzs atomu, kura elektroniskā konfigurācija ir parādīta attēlā. 6.17. No dzelzs atoma elektroniem maksimālais galvenais kvantu skaitlis ( n= 4) ir tikai divi 4 s- elektrons. Līdz ar to tie ir šī atoma ārējie elektroni. Dzelzs atoma ārējās orbitāles ir visas orbitāles ar n= 4, un ārējie apakšlīmeņi ir visi apakšlīmeņi, ko veido šīs orbitāles, tas ir, 4 s-,
4lpp-, 4d- un 4 f-EPU.
Ārējie elektroni vienmēr ir valences elektroni, tāpēc 4 s-dzelzs atoma elektroni ir valences elektroni. Un ja tā, tad 3 d-elektroni ar nedaudz lielāku enerģiju arī būs valences elektroni. Dzelzs atoma ārējā līmenī papildus piepildītajam 4 s-AO joprojām ir 4 brīvi lpp-, 4d- un 4 f-AO. Visi no tiem ir ārēji, bet tikai 4 no tiem ir valence r-AO, jo atlikušo orbitāļu enerģija ir daudz lielāka, un elektronu parādīšanās šajās orbitālēs nav labvēlīga dzelzs atomam.
Tātad, dzelzs atoms
ārējais elektroniskais līmenis – ceturtais,
ārējie apakšlīmeņi – 4 s-, 4lpp-, 4d- un 4 f-EPU,
ārējās orbitāles - 4 s-, 4lpp-, 4d- un 4 f-AO,
ārējie elektroni - divi 4 s- elektrons (4 s 2),
ārējais elektroniskais slānis – ceturtais,
ārējais elektronu mākonis – 4 s-EO
valences apakšlīmeņi – 4 s-, 4lpp- un 3 d-EPU,
valences orbitāles - 4 s-, 4lpp- un 3 d-AO,
valences elektroni - divi 4 s- elektrons (4 s 2) un seši 3 d- elektroni (3 d 6).
Valences apakšlīmeņus var daļēji vai pilnībā aizpildīt ar elektroniem, vai arī tie var palikt pilnīgi brīvi. Palielinoties kodollādiņam, visu apakšlīmeņu enerģijas vērtības samazinās, bet elektronu savstarpējās mijiedarbības dēļ dažādu apakšlīmeņu enerģija dažādos “ātrumos” samazinās. Enerģija pilnībā piepildīta d- Un f-apakšlīmeņi samazinās tik daudz, ka tie pārstāj būt valence.
Kā piemēru aplūkosim titāna un arsēna atomus (6.18. att.).
Titāna atoma gadījumā 3 d-EPU ir tikai daļēji piepildīts ar elektroniem, un tā enerģija ir lielāka par enerģiju 4 s-EPU un 3 d-elektroni ir valence. Arsēna atomam ir 3 d-EPU ir pilnībā piepildīts ar elektroniem, un tā enerģija ir ievērojami mazāka par 4 enerģiju s-EPU, un tāpēc 3 d-elektroni nav valence.
Dotajos piemēros mēs analizējām valences elektronu konfigurācija titāna un arsēna atomi.
Atoma valences elektroniskā konfigurācija ir attēlota kā valences elektronu formula, vai formā valences apakšlīmeņu enerģijas diagramma.
VALENCES ELEKTRONI, ĀRĒJIE ELEKTRONI, VALENCES EPU, VALENCE AO, VALENCES ELEKTRONU ATOMA KONFIGURĀCIJA, VALENCES ELEKTRONU FORMULA, VALENCES APAKŠLĪMEŅU DIAGRAMMA.
1. Jūsu sastādītajās enerģijas diagrammās un atomu Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar pilnajās elektroniskajās formulās norādiet ārējos un valences elektronus. Uzrakstiet šo atomu valences elektroniskās formulas. Enerģijas diagrammās iezīmējiet daļas, kas atbilst valences apakšlīmeņu enerģijas diagrammām.
2. Kas kopīgs atomu elektroniskajām konfigurācijām: a) Li un Na, B un Al, O un S, Ne un Ar; b) Zn un Mg, Sc un Al, Cr un S, Ti un Si; c) H un He, Li un O, K un Kr, Sc un Ga. Kādas ir to atšķirības
3. Cik valences apakšlīmeņu ir katra elementa atoma elektronu apvalkā: a) ūdeņradis, hēlijs un litijs, b) slāpeklis, nātrijs un sērs, c) kālijs, kobalts un germānija
4. Cik valences orbitāļu ir pilnībā aizpildītas a) bora, b) fluora, c) nātrija atomā?
5. Cik orbitāļu ar nepāra elektronu ir atomam: a) bors, b) fluors, c) dzelzs
6. Cik brīvu ārējo orbitāļu ir mangāna atomam? Cik daudz brīvo valenču?
7. Nākamajai nodarbībai sagatavojiet 20 mm platu papīra sloksni, sadaliet to šūnās (20 × 20 mm) un uzklājiet uz šīs sloksnes dabisku elementu sēriju (no ūdeņraža līdz meitnērijam).
8.Katrā šūnā ievietojiet elementa simbolu, tā atomskaitli un valences elektronu formulu, kā parādīts attēlā. 6.19 (izmantot 4. pielikumu).
6.8. Atomu sistematizācija pēc to elektronu čaulu uzbūves
Ķīmisko elementu sistematizācija balstās uz dabisko elementu sēriju
Un elektronu čaulu līdzības princips to atomi.
Jūs jau esat iepazinies ar dabisko ķīmisko elementu sēriju. Tagad iepazīsimies ar elektronisko apvalku līdzības principu.
Ņemot vērā atomu valences elektroniskās formulas ERE, ir viegli atklāt, ka dažiem atomiem tie atšķiras tikai ar galvenā kvantu skaitļa vērtībām. Piemēram, 1 s 1 ūdeņradim, 2 s 1 litijam, 3 s 1 nātrijam utt. Vai 2 s 2 2lpp 5 fluoram, 3 s 2 3lpp 5 hloram, 4 s 2 4lpp 5 attiecībā uz bromu utt. Tas nozīmē, ka šādu atomu valences elektronu mākoņu ārējie apgabali ir ļoti līdzīgi pēc formas un atšķiras tikai pēc izmēra (un, protams, elektronu blīvuma). Un ja tā, tad var saukt šādu atomu elektronu mākoņus un atbilstošās valences konfigurācijas līdzīgi. Par dažādu elementu atomiem ar līdzīgām elektroniskām konfigurācijām mēs varam rakstīt vispārējās valences elektroniskās formulas: ns 1 pirmajā gadījumā un ns 2 n.p. 5 otrajā. Pārvietojoties pa dabisko elementu sēriju, jūs varat atrast citas atomu grupas ar līdzīgām valences konfigurācijām.
Tādējādi atomi ar līdzīgām valences elektronu konfigurācijām regulāri sastopami dabiskajās elementu sērijās.
Tas ir elektronisko apvalku līdzības princips.
Mēģināsim noteikt šīs likumsakarības veidu. Lai to izdarītu, mēs izmantosim jūsu izgatavoto dabisko elementu sēriju.
ERE sākas ar ūdeņradi, kura valences elektroniskā formula ir 1 s 1. Meklējot līdzīgas valences konfigurācijas, mēs izgriezām dabisko elementu sēriju elementu priekšā ar kopīgu valences elektronisko formulu ns 1 (t.i., pirms litija, pirms nātrija utt.). Mēs saņēmām tā sauktos elementu "periodus". Saskaitīsim iegūtos “periodus”, lai tie kļūtu par tabulas rindām (skat. 6.20. att.). Rezultātā tikai atomiem tabulas pirmajās divās kolonnās būs līdzīgas elektroniskās konfigurācijas.
Mēģināsim panākt valences elektronisko konfigurāciju līdzību citās tabulas kolonnās. Lai to izdarītu, mēs no 6. un 7. perioda izgriezām elementus ar skaitļiem 58-71 un 90-103 (tie aizpilda 4 f- un 5 f-apakšlīmeņi) un novietojiet tos zem galda. Atlikušo elementu simbolus pārvietosim horizontāli, kā parādīts attēlā. Pēc tam elementu atomiem, kas atrodas tajā pašā tabulas kolonnā, būs līdzīgas valences konfigurācijas, kuras var izteikt ar vispārējām valences elektroniskajām formulām: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)d 1 , ns 2 (n–1)d 2 un tā tālāk līdz ns 2 n.p. 6. Visas novirzes no vispārīgajām valences formulām ir izskaidrojamas ar tiem pašiem iemesliem kā hroma un vara gadījumā (sk. 6.6. punktu).
Kā redzat, izmantojot ERE un pielietojot elektronu apvalku līdzības principu, mēs varējām sistematizēt ķīmiskos elementus. Tādu ķīmisko elementu sistēmu sauc dabisks, jo tas ir balstīts tikai uz dabas likumiem. Saņemtā tabula (6.21. att.) ir viens no veidiem, kā grafiski attēlot dabisku elementu sistēmu un tiek saukta ķīmisko elementu ilgtermiņa tabula.
ELEKTRONU APRĪKOJUMU LĪDZĪBAS PRINCIPS, ĶĪMISKO ELEMENTU DABISKĀ SISTĒMA ("PERIODISKĀ" SISTĒMA), ĶĪMISKO ELEMENTU TABULA.
6.9. Ķīmisko elementu garā perioda tabula
Sīkāk apskatīsim ķīmisko elementu garo periodu tabulas struktūru.
Šīs tabulas rindas, kā jūs jau zināt, sauc par elementu "periodiem". Punkti ir numurēti ar arābu cipariem no 1 līdz 7. Pirmajam periodam ir tikai divi elementi. Tiek izsaukts otrais un trešais periods, kas katrs satur astoņus elementus īss periodi. Tiek izsaukts ceturtais un piektais periods, kas satur 18 elementus katrā garš periodi. Tiek izsaukts sestais un septītais periods, kas satur 32 elementus katrā īpaši garš periodi.
Šīs tabulas kolonnas tiek sauktas grupas elementi. Grupu numuri ir apzīmēti ar romiešu cipariem ar latīņu burtiem A vai B.
Dažu grupu elementiem ir savi kopējie (grupu) nosaukumi: IA grupas elementi (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – sārma elementi(vai sārmu metālu elementi); IIA grupas elementi (Ca, Sr, Ba un Ra) - sārmzemju elementi(vai sārmzemju metālu elementi)(nosaukums "sārmu metāli" un sārmzemju metāli" attiecas uz vienkāršām vielām, ko veido attiecīgie elementi, un tos nevajadzētu lietot kā elementu grupu nosaukumus); elementi VIA grupa (O, S, Se, Te, Po) – halkogēni, VIIA grupas elementi (F, Cl, Br, I, At) – halogēni, VIII grupas elementi (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – cēlgāzes elementi.(Tradicionālais nosaukums "cēlgāzes" attiecas arī uz vienkāršām vielām)
Elementus ar sērijas numuriem 58 – 71 (Ce – Lu), ko parasti novieto tabulas apakšā, sauc lantanīdi(“pēc lantāna”), un elementi ar kārtas numuriem 90 – 103 (Th – Lr) – aktinīdi("seko jūras anemonei"). Pastāv garā perioda tabulas versija, kurā lantanīdi un aktinīdi netiek izgriezti no ERE, bet paliek savās vietās īpaši garos periodos. Šo tabulu dažreiz sauc īpaši ilgs periods.
Garā perioda tabula ir sadalīta četrās daļās bloks(vai sadaļas).
s-bloks ietver IA un IIA grupu elementus ar kopīgām valences elektroniskām formulām ns 1 un ns 2
(s-elementi).
r-Block ietver elementus no grupas IIIA līdz VIIIA ar kopīgām valences elektroniskām formulām no ns 2 n.p. 1 līdz ns 2 n.p. 6 (p-elementi).
d bloks ietver elementus no grupas IIIB līdz IIB ar kopīgām valences elektroniskām formulām no ns 2 (n–1)d 1 līdz ns 2 (n–1)d 10 (d-elementi).
f-Block ietver lantanīdus un aktinīdus ( f-elementi).
Elementi s- Un lpp-bloki veido A grupas un elementus d-bloks – ķīmisko elementu sistēmas B-grupa. Visi f-elementi formāli iekļauti IIIB grupā.
Pirmā perioda elementi - ūdeņradis un hēlijs - ir s-elementi un var tikt ievietoti IA un IIA grupās. Bet hēlijs biežāk tiek ievietots VIIIA grupā kā elements, ar kuru beidzas periods, kas pilnībā atbilst tā īpašībām (hēlijs, tāpat kā visas pārējās vienkāršās vielas, ko veido šīs grupas elementi, ir cēlgāze). Ūdeņradi bieži iekļauj VIIA grupā, jo tā īpašības ir daudz tuvākas halogēniem nekā sārma elementiem.
Katrs sistēmas periods sākas ar elementu, kam ir atomu valences konfigurācija ns 1, jo tieši no šiem atomiem sākas nākamā elektroniskā slāņa veidošanās un beidzas ar elementu ar atomu valences konfigurāciju ns 2 n.p. 6 (izņemot pirmo periodu). Tas ļauj enerģijas diagrammā viegli identificēt ar elektroniem piepildītu apakšlīmeņu grupas katra perioda atomos (6.22. att.). Veiciet šo darbu ar visiem apakšlīmeņiem, kas parādīti kopijā, kuru izveidojāt 6.4. attēlā. 6.22. attēlā izceltie apakšlīmeņi (izņemot pilnībā aizpildītos d- Un f-apakšlīmeņi) ir visu noteiktā perioda elementu atomu valence.
Izskats periodos s-, lpp-, d- vai f-elementi pilnībā atbilst pildīšanas secībai s-, lpp-, d- vai f-apakšlīmeņi ar elektroniem. Šī elementu sistēmas iezīme ļauj, zinot periodu un grupu, kurā attiecīgais elements pieder, nekavējoties pierakstīt tā valences elektronisko formulu.
ĶĪMISKO ELEMENTU, BLOKU, PERIODU, GRUPU, SĀRMA ELEMENTU, SĀRMZEMES ELEMENTU, HALKOĢĒNI, HALOĢĒNI, CĒGGĀZES ELEMENTI, LANTANOĪDI, AKTINOĪDI ILGA PERIODA TABULA.
Uzrakstiet a) IVA un IVB grupu, b) IIIA un VIIB grupu elementu atomu vispārīgās valences elektroniskās formulas?
2. Kas kopīgs A un B grupu elementu atomu elektroniskajām konfigurācijām? Kā viņi atšķiras?
3. Cik elementu grupu ir iekļautas a) s- bloks, b) r- bloks, c) d- bloķēt?
4.Turpiniet 30. attēlu apakšlīmeņu enerģijas palielināšanas virzienā un iezīmējiet apakšlīmeņu grupas, kas piepildītas ar elektroniem 4., 5. un 6. periodā.
5. Uzskaitiet a) kalcija, b) fosfora, c) titāna, d) hlora, e) nātrija atomu valences apakšlīmeņus. 6. Norādiet, kā s-, p- un d-elementi atšķiras viens no otra.
7. Paskaidrojiet, kāpēc atoma piederību jebkuram elementam nosaka protonu skaits kodolā, nevis šī atoma masa.
8.Litija, alumīnija, stroncija, selēna, dzelzs un svina atomiem sastādiet valences, pilnas un saīsinātas elektroniskās formulas un zīmējiet valences apakšlīmeņu enerģijas diagrammas. 9. Kuru elementu atomi atbilst šādām valences elektroniskajām formulām: 3 s 1 , 4s 1 3d 1 , 2s 2 2 lpp 6 , 5s 2 5lpp 2 , 5s 2 4d 2 ?
6.10. Atoma elektronisko formulu veidi. Algoritms to apkopošanai
Dažādiem nolūkiem mums ir jāzina atoma kopējā vai valences konfigurācija. Katru no šīm elektronu konfigurācijām var attēlot ar formulu vai enerģijas diagrammu. tas ir, atoma pilna elektronu konfigurācija ir izteikts pilna elektroniskā atoma formula, vai pilnīga atoma enerģijas diagramma. Savukārt, atoma valences elektronu konfigurācija ir izteikts valence(vai kā to bieži sauc, " īss") atoma elektroniskā formula, vai atoma valences apakšlīmeņu diagramma(6.23. att.).
Iepriekš mēs veidojām elektroniskas atomu formulas, izmantojot elementu atomu skaitu. Tajā pašā laikā mēs noteicām apakšlīmeņu piepildīšanas secību ar elektroniem saskaņā ar enerģijas diagrammu: 1 s, 2s,
2lpp, 3s, 3lpp, 4s, 3d, 4lpp, 5s, 4d, 5lpp,
6s, 4f, 5d, 6lpp, 7s un tā tālāk. Un tikai pierakstot visu elektronisko formulu, mēs varētu pierakstīt valences formulu.
Visbiežāk izmantoto atoma valences elektronisko formulu ērtāk ir uzrakstīt, pamatojoties uz elementa stāvokli ķīmisko elementu sistēmā, izmantojot periodu grupas koordinātas.
Sīkāk apskatīsim, kā tas tiek darīts elementiem s-, lpp- Un d- bloki
Elementiem s-bloka valences elektroniskā atoma formula sastāv no trim simboliem. Kopumā to var uzrakstīt šādi:
Pirmajā vietā (lielās šūnas vietā) tiek ievietots perioda numurs (vienāds ar šo galveno kvantu skaitli s-elektroni), bet trešajā (virsrakstā) - grupas numurs (vienāds ar valences elektronu skaitu). Par piemēru ņemot magnija atomu (3. periods, IIA grupa), iegūstam:
Elementiem lpp- atoma bloka valences elektroniskā formula sastāv no sešiem simboliem:
Šeit lielo šūnu vietā tiek ievietots arī perioda numurs (vienāds ar šo galveno kvantu skaitu s- Un lpp-elektroni), un grupas numurs (vienāds ar valences elektronu skaitu) izrādās vienāds ar augšējo indeksu summu. Skābekļa atomam (2. periods, VIA grupa) iegūstam:
2s 2 2lpp 4 .
Valences elektroniskā formula lielākajai daļai elementu d-bloku var uzrakstīt šādi:
Tāpat kā iepriekšējos gadījumos, šeit pirmās šūnas vietā tiek ievietots perioda numurs (vienāds ar šo galveno kvantu skaitli s- elektroni). Skaitlis otrajā šūnā izrādās par vienu mazāks, jo to galvenais kvantu skaitlis d- elektroni. Grupas numurs šeit ir arī vienāds ar indeksu summu. Piemērs – titāna valences elektroniskā formula (4. periods, IVB grupa): 4 s 2 3d 2 .
Grupas numurs ir vienāds ar VIB grupas elementu indeksu summu, bet, kā jūs atceraties, to valence s-apakšlīmenī ir tikai viens elektrons, un vispārējā valences elektroniskā formula ir ns 1 (n–1)d 5. Tāpēc valences elektroniskā formula, piemēram, molibdēna (5. periods) ir 5 s 1 4d 5 .
Ir arī viegli sastādīt valences elektronisko formulu jebkuram IB grupas elementam, piemēram, zeltam (6. periods)>–>6 s 1 5d 10, bet šajā gadījumā jums tas ir jāatceras d- šīs grupas elementu atomu elektroni joprojām ir valence, un daži no tiem var piedalīties ķīmisko saišu veidošanā.
IIB grupas elementu atomu vispārējā valences elektroniskā formula ir ns 2 (n – 1)d 10. Tāpēc, piemēram, cinka atoma valences elektroniskā formula ir 4 s 2 3d 10 .
Pirmās triādes elementu (Fe, Co un Ni) valences elektroniskās formulas arī pakļaujas vispārējiem noteikumiem. Dzelzs, VIIIB grupas elements, valences elektroniskā formula ir 4 s 2 3d 6. Kobalta atomam ir viens d-vairāk elektronu (4 s 2 3d 7) un niķeļa atomam - par diviem (4 s 2 3d 8).
Izmantojot tikai šos valences elektronisko formulu rakstīšanas noteikumus, dažu atomu elektroniskās formulas nav iespējams sastādīt d-elementi (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), jo tajos, pateicoties vēlmei pēc ļoti simetriskiem elektronu apvalkiem, valences apakšlīmeņu piepildīšanai ar elektroniem ir dažas papildu iezīmes.
Zinot valences elektronisko formulu, varat pierakstīt pilnu atoma elektronisko formulu (skatīt zemāk).
Bieži vien apgrūtinošu pilnīgu elektronisku formulu vietā viņi raksta saīsinātas elektroniskās formulas atomi. Lai tos apkopotu elektroniskajā formulā, visi atoma elektroni, izņemot valences elektronus, ir izolēti, to simbolus ievieto kvadrātiekavās un elektroniskās formulas daļu, kas atbilst pēdējā elementa atoma elektroniskajai formulai. Iepriekšējais periods (elements, kas veido cēlgāzi) tiek aizstāts ar šī atoma simbolu.
Dažādu veidu elektronisko formulu piemēri ir doti 14. tabulā.
14. tabula. Atomu elektronisko formulu piemēri
Elektroniskās formulas |
|||
Saīsināts |
Valence |
||
1s 2 2s 2 2lpp 3 |
2s 2 2lpp 3 |
2s 2 2lpp 3 |
|
1s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 5 |
3s 2 3lpp 5 |
3s 2 3lpp 5 |
|
1s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 6 4s 2 3d 5 |
4s 2 3d 5 |
4s 2 3d 5 |
|
1s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 6 3d 10 4s 2 4lpp 3 |
4s 2 4lpp 3 |
4s 2 4lpp 3 |
|
1s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 6 3d 10 4s 2 4lpp 6 |
4s 2 4lpp 6 |
4s 2 4lpp 6 |
|
Algoritms atomu elektronisko formulu sastādīšanai (izmantojot joda atoma piemēru)
№ |
Darbība |
Rezultāts |
|
Nosakiet atoma koordinātas elementu tabulā. |
5. periods, VIIA grupa |
||
Uzrakstiet valences elektronu formulu. |
5s 2 5lpp 5 |
||
Pievienojiet iekšējo elektronu simbolus tādā secībā, kādā tie aizpilda apakšlīmeņus. |
1s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 6 4s 2 3d 10 4lpp 6 5s 2 4d 10 5lpp 5 |
||
Ņemot vērā enerģijas samazināšanos pilnībā piepildīta d- Un f-apakšlīmeņi, pierakstiet visu elektronisko formulu. |
|
||
Marķējiet valences elektronus. |
1s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 6 3d 10 4s 2 4lpp 6 4d 10 5s 2 5lpp 5 |
||
Identificējiet iepriekšējā cēlgāzes atoma elektronu konfigurāciju. |
|||
Pierakstiet saīsināto elektronisko formulu, apvienojot visu kvadrātiekavās nevalents elektroni. |
5s 2 5lpp 5 |
Piezīmes
1. 2. un 3. perioda elementiem trešā darbība (bez ceturtā) uzreiz noved pie pilnīgas elektroniskās formulas.
2. (n – 1)d 10 - Elektroni paliek valences uz IB grupas elementu atomiem.
PILNĪGA ELEKTRONISKĀ FORMULA, VALENCES ELEKTRONISKĀ FORMULA, SAĪSINĀTA ELEKTRONISKĀ FORMULA, ALGORITMS ATOMU ELEKTRONISKO FORMULU SAGATAVOŠANAI.
1. Sastādiet elementa atoma valences elektronisko formulu a) trešās A grupas otrā perioda, b) otrās A grupas trešā perioda, c) ceturtās A grupas ceturtā perioda.
2. Izveidojiet saīsinātas elektroniskās formulas magnija, fosfora, kālija, dzelzs, broma un argona atomiem.
6.11. Īsā ķīmisko elementu perioda tabula
Vairāk nekā 100 gadu laikā, kas pagājuši kopš dabiskās elementu sistēmas atklāšanas, ir ierosināti vairāki simti dažādu tabulu, kas grafiski atspoguļo šo sistēmu. No tiem, papildus garo periodu tabulai, visizplatītākā ir tā sauktā D.I. Mendeļejeva elementu īstermiņa tabula. Īsā perioda tabulu iegūst no garā perioda tabulas, ja 4., 5., 6. un 7. periods tiek izgriezts IB grupas elementu priekšā, pārvietots un iegūtās rindas tiek salocītas tāpat kā iepriekš. salocīja periodus. Rezultāts parādīts 6.24. attēlā.
Šeit zem galvenās tabulas ir novietoti arī lantanīdi un aktinīdi.
IN grupasŠajā tabulā ir elementi, kuru atomi vienāds valences elektronu skaits neatkarīgi no tā, kādās orbitālēs atrodas šie elektroni. Tādējādi elementi hlors (tipisks elements, kas veido nemetālu; 3 s 2 3lpp 5) un mangāns (metālu veidojošs elements; 4 s 2 3d 5), kam nav līdzīgu elektronu apvalku, šeit ietilpst tajā pašā septītajā grupā. Nepieciešamība atšķirt šādus elementus liek mums atšķirt tos grupās apakšgrupas: galvenais– garo periodu tabulas A grupu analogi un pusē– B grupas analogi. 34. attēlā galveno apakšgrupu elementu simboli ir nobīdīti pa kreisi, bet sekundāro apakšgrupu elementu simboli – pa labi.
Tiesa, šādam elementu izvietojumam tabulā ir arī savas priekšrocības, jo tieši valences elektronu skaits primāri nosaka atoma valences spējas.
Ilgperioda tabulā atspoguļotas atomu elektroniskās uzbūves likumsakarības, vienkāršu vielu un savienojumu īpašību izmaiņu līdzības un modeļi pa elementu grupām, regulāras izmaiņas vairākos fizikālos lielumos, kas raksturo atomus, vienkāršas vielas un savienojumus. visā elementu sistēmā un daudz ko citu. Īsā perioda tabula šajā ziņā ir mazāk ērta.
ĪSPERIODA TABULA, GALVENĀS APAKŠGRUPAS, BLĀJU APAKŠGRUPAS.
1. Pārveidojiet garā perioda tabulu, ko izveidojāt no dabiskas elementu sērijas, par īsa perioda tabulu. Veiciet apgriezto konvertēšanu.
2. Vai ir iespējams sastādīt vispārīgu valences elektronisko formulu vienas īsperioda tabulas elementu grupas elementu atomiem? Kāpēc?
6.12. Atomu izmēri. Orbītas rādiusi
.Atomam nav skaidru robežu. Ko uzskata par izolēta atoma izmēru? Atoma kodolu ieskauj elektronu apvalks, un apvalks sastāv no elektronu mākoņiem. EO izmēru raksturo rādiuss r eo. Visiem mākoņiem ārējā slānī ir aptuveni vienāds rādiuss. Tāpēc atoma izmēru var raksturot ar šo rādiusu. To sauc atoma orbītas rādiuss(r 0).
Atomu orbitālo rādiusu vērtības ir norādītas 5. pielikumā.
EO rādiuss ir atkarīgs no kodola lādiņa un no orbitāles, kurā atrodas šo mākoni veidojošais elektrons. Līdz ar to atoma orbītas rādiuss ir atkarīgs no šīm pašām īpašībām.
Apskatīsim ūdeņraža un hēlija atomu elektroniskos apvalkus. Gan ūdeņraža atomā, gan hēlija atomā elektroni atrodas pie 1 s-AO, un to mākoņiem būtu vienāds izmērs, ja šo atomu kodolu lādiņi būtu vienādi. Bet lādiņš uz hēlija atoma kodola ir divreiz lielāks par lādiņu uz ūdeņraža atoma kodolu. Saskaņā ar Kulona likumu pievilkšanās spēks, kas iedarbojas uz katru no hēlija atoma elektroniem, ir divreiz lielāks par elektrona pievilkšanas spēku pret ūdeņraža atoma kodolu. Tāpēc hēlija atoma rādiusam jābūt daudz mazākam par ūdeņraža atoma rādiusu. Tā ir patiesība: r 0 (Viņš) / r 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Litija atomam ir ārējais elektrons pie 2 s-AO, tas ir, veido otrā slāņa mākoni. Protams, tā rādiusam jābūt lielākam. Tiešām: r 0 (Li) = 1,586 E.
Otrā perioda atlikušo elementu atomiem ir ārējie elektroni (un 2 s, un 2 lpp) atrodas tajā pašā otrajā elektronu slānī, un šo atomu kodollādiņš palielinās, palielinoties atomu skaitam. Elektronus spēcīgāk pievelk kodols, un, protams, atomu rādiusi samazinās. Šos argumentus varētu atkārtot arī citu periodu elementu atomiem, taču ar vienu precizējumu: orbītas rādiuss monotoni samazinās tikai tad, kad katrs no apakšlīmeņiem ir aizpildīts.
Bet, ja mēs ignorējam detaļas, atomu izmēru izmaiņu vispārīgais raksturs elementu sistēmā ir šāds: palielinoties kārtas skaitam periodā, atomu orbītas rādiusi samazinās, un grupā tie palielināt. Lielākais atoms ir cēzija atoms, bet mazākais ir hēlija atoms, bet no elementu atomiem, kas veido ķīmiskos savienojumus (hēlijs un neons tos neveido), mazākais ir fluora atoms.
Lielākajai daļai elementu atomu dabiskajā sērijā pēc lantanīdiem ir orbītas rādiusi, kas ir nedaudz mazāki, nekā varētu gaidīt, pamatojoties uz vispārējiem likumiem. Tas ir saistīts ar faktu, ka starp lantānu un hafniju elementu sistēmā ir 14 lantanīdi, un tāpēc hafnija atoma kodola lādiņš ir 14 e vairāk nekā lantāns. Tāpēc šo atomu ārējie elektroni tiek piesaistīti kodolam spēcīgāk, nekā tas būtu, ja nebūtu lantanīdu (šo efektu bieži sauc par "lantanīda kontrakciju").
Lūdzu, ņemiet vērā, ka, pārejot no VIIIA grupas elementu atomiem uz IA grupas elementu atomiem, orbītas rādiuss strauji palielinās. Līdz ar to mūsu izvēle par katra perioda pirmajiem elementiem (sk. 7.§) izrādījās pareiza.
ATOMA ORBITĀLAIS RĀDIUSS, TĀ IZMAIŅAS ELEMENTU SISTĒMĀ.
1.Saskaņā ar 5.pielikumā sniegtajiem datiem uz grafiskā papīra uzzīmējiet grafiku par atoma orbitālās rādiusa atkarību no elementa atomu skaita elementiem ar Z no 1 līdz 40. Horizontālās ass garums ir 200 mm, vertikālās ass garums ir 100 mm.
2. Kā var raksturot iegūtās lauztās līnijas izskatu?
6.13. Atomu jonizācijas enerģija
Ja jūs piešķirat elektronam atomā papildu enerģiju (fizikas kursā uzzināsiet, kā to var izdarīt), tad elektrons var pāriet uz citu AO, tas ir, atoms nonāks satraukts stāvoklis. Šis stāvoklis ir nestabils, un elektrons gandrīz nekavējoties atgriezīsies sākotnējā stāvoklī, un tiks atbrīvota liekā enerģija. Bet, ja elektronam nodotā enerģija ir pietiekami liela, elektrons var pilnībā atrauties no atoma, kamēr atoms jonizēts, tas ir, pārvēršas par pozitīvi lādētu jonu ( katjonu). Tam nepieciešamo enerģiju sauc atomu jonizācijas enerģija(E Un).
Ir diezgan grūti izņemt elektronu no viena atoma un izmērīt tam nepieciešamo enerģiju, tāpēc to praktiski nosaka un izmanto molārās jonizācijas enerģija(E un m).
Molārās jonizācijas enerģija parāda, kāda ir minimālā enerģija, kas nepieciešama, lai noņemtu 1 molu elektronu no 1 mola atomu (vienu elektronu no katra atoma). Šo vērtību parasti mēra kilodžoulos uz molu. Pirmā elektrona molārās jonizācijas enerģijas vērtības lielākajai daļai elementu ir norādītas 6. pielikumā.
Kā atoma jonizācijas enerģija ir atkarīga no elementa stāvokļa elementu sistēmā, tas ir, kā tā mainās grupā un periodā?
Savā fiziskajā nozīmē jonizācijas enerģija ir vienāda ar darbu, kas jāpatērē, lai pārvarētu pievilkšanās spēku starp elektronu un atomu, pārvietojot elektronu no atoma uz bezgalīgu attālumu no tā.
Kur q- elektronu lādiņš, J ir katjona lādiņš, kas paliek pēc elektrona noņemšanas, un r o ir atoma orbītas rādiuss.
UN q, Un J– daudzumi ir nemainīgi, un varam secināt, ka elektrona noņemšanas darbs A, un līdz ar to jonizācijas enerģija E un ir apgriezti proporcionāli atoma orbītas rādiusam.
Analizējot dažādu elementu atomu orbītas rādiusu vērtības un atbilstošās jonizācijas enerģijas vērtības, kas norādītas 5. un 6. pielikumā, var pārliecināties, ka attiecība starp šiem lielumiem ir tuvu proporcionālai, bet nedaudz atšķiras no tās. . Iemesls, kāpēc mūsu secinājums ļoti nesaskan ar eksperimentālajiem datiem, ir tas, ka mēs izmantojām ļoti neapstrādātu modeli, kurā netika ņemti vērā daudzi svarīgi faktori. Bet pat šis aptuvenais modelis ļāva izdarīt pareizo secinājumu, ka, palielinoties orbītas rādiusam, atoma jonizācijas enerģija samazinās un, gluži pretēji, ar rādiusa samazināšanos palielinās.
Tā kā laikā, kad atomu skaits palielinās, atomu orbītas rādiuss samazinās, jonizācijas enerģija palielinās. Grupā, palielinoties atomu skaitam, atomu orbitālais rādiuss, kā likums, palielinās un jonizācijas enerģija samazinās. Vislielākā molārā jonizācijas enerģija ir mazākajos atomos, hēlija atomos (2372 kJ/mol) un no atomiem, kas spēj veidot ķīmiskās saites, fluora atomos (1681 kJ/mol). Vismazākais ir lielākajiem atomiem, cēzija atomiem (376 kJ/mol). Elementu sistēmā jonizācijas enerģijas pieauguma virzienu var shematiski parādīt šādi: 
Ķīmijā ir svarīgi, lai jonizācijas enerģija raksturotu atoma tendenci atdot “savus” elektronus: jo lielāka jonizācijas enerģija, jo mazāks ir atoma nosliece uz elektronu atteikšanos un otrādi.
IEPRIEKŠĒJĀ STĀVOKLIS, JONIZĀCIJA, KATJONS, IONIZĀCIJAS ENERĢIJA, MOLĀRJONIZĀCIJAS ENERĢIJA, JONIZĀCIJAS ENERĢIJAS IZMAIŅAS ELEMENTU SISTĒMĀ.
1. Izmantojot 6. pielikumā sniegtos datus, nosaka, cik daudz enerģijas jāpatērē, lai noņemtu vienu elektronu no visiem nātrija atomiem ar kopējo masu 1 g.
2. Izmantojot 6. pielikumā sniegtos datus, nosaka, cik reižu vairāk enerģijas nepieciešams, lai noņemtu vienu elektronu no visiem nātrija atomiem, kas sver 3 g, nekā no visiem tādas pašas masas kālija atomiem. Kāpēc šī attiecība atšķiras no to pašu atomu molāro jonizācijas enerģiju attiecības?
3.Saskaņā ar 6.pielikumā sniegtajiem datiem uzzīmējiet molārās jonizācijas enerģijas atkarību no atomskaita elementiem ar Z no 1 līdz 40. Grafika izmēri ir tādi paši kā iepriekšējā rindkopas uzdevumā. Pārbaudiet, vai šis grafiks atbilst elementu sistēmas “periodu” izvēlei.
6.14. Elektronu afinitātes enerģija
.Otra svarīgākā atoma enerģijas īpašība ir elektronu afinitātes enerģija(E Ar).
Praksē, tāpat kā jonizācijas enerģijas gadījumā, parasti tiek izmantots attiecīgais molārais daudzums - molārā elektronu afinitātes enerģija().
Molārā elektronu afinitātes enerģija parāda enerģiju, kas izdalās, ja vienam molam neitrālu atomu pievieno vienu elektronu molu (viens elektrons katram atomam). Tāpat kā molārās jonizācijas enerģija, arī šo daudzumu mēra kilodžoulos uz molu.
No pirmā acu uzmetiena var šķist, ka šajā gadījumā nevajadzētu atbrīvot enerģiju, jo atoms ir neitrāla daļiņa, un starp neitrālu atomu un negatīvi lādētu elektronu nepastāv elektrostatiskie pievilkšanas spēki. Gluži pretēji, tuvojoties atomam, šķiet, ka elektronu vajadzētu atvairīt ar tiem pašiem negatīvi lādētiem elektroniem, kas veido elektronu apvalku. Patiesībā tā nav gluži taisnība. Atcerieties, vai jums kādreiz ir nācies saskarties ar atomu hloru. Protams, ka nē. Galu galā tas pastāv tikai ļoti augstā temperatūrā. Pat stabilāks molekulārais hlors dabā praktiski nav sastopams, tas ir jāiegūst, izmantojot ķīmiskas reakcijas. Un jums pastāvīgi jātiek galā ar nātrija hlorīdu (galda sāli). Galu galā galda sāli cilvēki katru dienu patērē kopā ar pārtiku. Un dabā tas notiek diezgan bieži. Bet galda sāls satur hlorīda jonus, tas ir, hlora atomus, kas ir pievienojuši vienu “papildu” elektronu. Viens no iemesliem, kāpēc hlorīda joni ir tik izplatīti, ir tas, ka hlora atomiem ir tendence iegūt elektronus, tas ir, kad no hlora atomiem un elektroniem veidojas hlorīda joni, tiek atbrīvota enerģija.
Viens no enerģijas izdalīšanās iemesliem jums jau ir zināms - tas ir saistīts ar hlora atoma elektronu apvalka simetrijas palielināšanos, pārejot uz atsevišķi lādētu. anjonu. Tajā pašā laikā, kā jūs atceraties, enerģija 3 lpp- apakšlīmenis samazinās. Ir arī citi sarežģītāki iemesli.
Sakarā ar to, ka elektronu afinitātes enerģijas vērtību ietekmē vairāki faktori, šī daudzuma izmaiņu raksturs elementu sistēmā ir daudz sarežģītāks nekā jonizācijas enerģijas izmaiņu raksturs. Par to var pārliecināties, analizējot 7.pielikumā sniegto tabulu. Bet tā kā šī daudzuma vērtību, pirmkārt, nosaka tā pati elektrostatiskā mijiedarbība kā jonizācijas enerģijas vērtības, tad tās izmaiņas sistēmā elementi (vismaz A-grupās) kopumā ir līdzīgi jonizācijas enerģijas izmaiņām, tas ir, elektronu afinitātes enerģija grupā samazinās, bet laika posmā tā palielinās. Tas ir maksimālais fluora (328 kJ/mol) un hlora (349 kJ/mol) atomiem. Elektronu afinitātes enerģijas izmaiņu raksturs elementu sistēmā atgādina jonizācijas enerģijas izmaiņu raksturu, tas ir, elektronu afinitātes enerģijas pieauguma virzienu var shematiski parādīt šādi:
2. Tādā pašā mērogā pa horizontālo asi kā iepriekšējos uzdevumos izveidot elektronu afinitātes molārās enerģijas atkarības grafiku no atomskaita elementu atomiem ar Z no 1 līdz 40, izmantojot lietotni 7.
3. Kāda fiziska nozīme ir negatīvām elektronu afinitātes enerģijas vērtībām?
4. Kāpēc no visiem 2. perioda elementu atomiem tikai berijam, slāpeklim un neonam ir negatīvas elektronu afinitātes molārās enerģijas vērtības?
6.15. Atomu tendence zaudēt un iegūt elektronus
Jūs jau zināt, ka atoma tendence atdot savus elektronus un pievienot citu elektronus ir atkarīga no tā enerģētiskajām īpašībām (jonizācijas enerģijas un elektronu afinitātes enerģijas). Kuri atomi ir vairāk sliecas atdot savus elektronus un kuri ir vairāk sliecas pieņemt citus?
Lai atbildētu uz šo jautājumu, 15. tabulā apkoposim visu, ko mēs zinām par šo slīpumu izmaiņām elementu sistēmā.
15. tabula. Izmaiņas atomu tieksmē atdot savus un iegūt svešus elektronus
