Гэр Урьдчилан сэргийлэх 4-р элементийн d электрон томъёо. Атомын электрон тохиргоо

Урьдчилан сэргийлэх

4-р элементийн d электрон томъёо. Атомын электрон тохиргоо

Хуудас 1
3. Цахим томьёо бичнэ үү мөн тэрталли Тл 3+. Валент электронуудын хувьд атом Tl нь бүх дөрвөн квант тооны олонлогийг заана.

Шийдэл:

Клечковскийн дүрмийн дагуу дүүргэх эрчим хүчний түвшинболон дэд түвшин дараах дарааллаар явагдана.

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s(5d 1)4f

5d6p7s (6d 3-2)5f6d7х.

Таллий Tl элемент нь цөмийн цэнэг нь +81 (атомын дугаар 81), тус бүр 81 электронтой. Клечковскийн дүрмийн дагуу бид электронуудыг эрчим хүчний дэд түвшинд хуваарилж, Tl элементийн электрон томъёог олж авдаг.

81 Тл талли 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 1

Таллийн ион Tl 3+ нь +3 цэнэгтэй бөгөөд энэ нь атом нь 3 электроныг өгсөн гэсэн үг бөгөөд атом нь зөвхөн гадаад түвшний валентийн электронуудаас татгалзаж чаддаг тул (таллийн хувьд эдгээр нь хоёр 6s ба нэг 6p электрон юм) түүний цахим томъёо дараах байдлаар харагдах болно.

81 Tl 3+ талли 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 0 4f 14 5d 10 6p 0

Үндсэн квант тоо nэлектроны нийт энерги ба түүнийг цөмөөс зайлуулах зэргийг тодорхойлдог (энергийн түвшний тоо); энэ нь 1-ээс (n = 1, 2, 3, ...) эхлэн бүхэл тоон утгыг хүлээн авдаг. хугацааны дугаартай тохирч байна.

Орбитал (хажуу эсвэл азимутал) квант тоо латомын тойрог замын хэлбэрийг тодорхойлдог. Энэ нь 0-ээс n-1 хүртэлх бүхэл тоонуудыг авч болно (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Эрчим хүчний түвшний тооноос үл хамааран утга бүр лОрбитын квант тоо нь тусгай хэлбэрийн тойрог замтай тохирч байна.

бүхий тойрог замууд л= 0-ийг s-орбитал гэж нэрлэдэг,

л= 1 – p-орбитал (3 төрөл, соронзон квант тоо m ялгаатай),

л= 2 – d-орбитал (5 төрөл),

л= 3 – f-орбитал (7 төрөл).

Соронзон квант тоо m l нь орон зай дахь электрон тойрог замын байрлалыг тодорхойлж, бүхэл утгыг -аас авна. л + руу л, үүнд 0. Энэ нь тойрог замын хэлбэр бүрийн хувьд (2 л+ 1) сансар огторгуй дахь энергитэй тэнцүү чиг баримжаа.

Спин квант тоо m S нь электрон тэнхлэгээ тойрон эргэх үед үүсэх соронзон моментийг тодорхойлдог. Эргэлтийн эсрэг чиглэлд харгалзах +1/2 ба –1/2 гэсэн хоёр утгыг л хүлээн авна.
Валентийн электронууд нь гадаад энергийн түвшний электронууд юм. Талли нь 3 валентын электронтой: 2 с электрон, 1 p электрон.

Квантын тоо s – электрон:

Орбитын квант тоо л= 0 (с – тойрог зам)

Соронзон квант тоо m l = (2 л+ 1 = 1): m l = 0.

Спин квант тоо m S = ±1/2

Квантын тоо p – электрон:

Үндсэн квант тоо n = 6 (зургаа дахь үе)

Орбитын квант тоо л= 1 (p - тойрог зам)

Соронзон квант тоо (2 л+ 1 = 3): m = -1, 0, +1

Спин квант тоо m S = ±1/2
23. Тэдгээр шинж чанаруудыг зааж өгнө үү химийн элементүүд, энэ нь үе үе өөрчлөгддөг. Эдгээр шинж чанаруудын үе үе давтагдах шалтгаан юу вэ? Жишээ ашиглан химийн нэгдлүүдийн шинж чанарын өөрчлөлтийн үечилсэн байдлын мөн чанарыг тайлбарла.

Шийдэл:

Атомын гаднах электрон давхаргын бүтцээр тодорхойлогддог элементүүдийн шинж чанарууд нь үе ба бүлгээс хамааран өөрчлөгддөг. тогтмол хүснэгт. Энэ тохиолдолд электрон бүтцийн ижил төстэй байдал нь аналог элементүүдийн шинж чанаруудын ижил төстэй байдлыг үүсгэдэг боловч эдгээр шинж чанаруудын онцлог шинж чанар биш юм. Тиймээс бүлэг, дэд бүлгүүдэд нэг элементээс нөгөөд шилжих үед шинж чанаруудын энгийн давталт биш, харин тэдгээрийн байгалийн өөрчлөлт нь их бага хэмжээгээр ажиглагддаг. Ялангуяа элементийн атомуудын химийн шинж чанар нь электроноо алдаж, олж авах чадвараар илэрдэг, жишээлбэл. исэлдүүлэх, багасгах чадвараараа. Атомын чадварын тоон хэмжүүр алдахэлектронууд юм иончлолын боломж (E Тэгээд ) , мөн тэдний чадварын хэмжүүр дахин олж авах– электроны хамаарал (E -тай ). Нэг үеэс нөгөөд шилжих явцад эдгээр хэмжигдэхүүнүүдийн өөрчлөлтийн шинж чанар нь давтагддаг бөгөөд эдгээр өөрчлөлтүүд нь атомын электрон тохиргооны өөрчлөлт дээр суурилдаг. Тиймээс инертийн хийн атомуудад тохирсон электрон давхаргууд нь тогтвортой байдлыг нэмэгдүүлдэг үнэ цэнэ нэмэгдсэнтодорхой хугацааны дотор иончлох потенциал. Үүний зэрэгцээ эхний бүлгийн s-элементүүд (Li, Na, K, Rb, Cs) хамгийн бага иончлолын боломжит утгыг агуулдаг.

Цахилгаан сөрөг чанарнь тухайн элементийн атомын нэгдэл дэх бусад элементийн атомуудтай харьцуулахад электронуудыг өөртөө татах чадварыг илэрхийлдэг хэмжүүр юм. Тодорхойлолтуудын аль нэгийн дагуу (Mulliken) атомын цахилгаан сөрөг чанарыг түүний иончлолын энерги ба электроны хамаарлын нийлбэрийн хагасаар илэрхийлж болно: = (E ба + E c).

Үе үе байдаг Ерөнхий чиг хандлагаэлементийн электрон сөрөг чанар нэмэгдэж, дэд бүлгүүдэд түүний бууралт. Хамгийн бага утгууд I бүлгийн s-элементүүд цахилгаан сөрөг нөлөөтэй, VII бүлгийн p-элементүүд хамгийн их цахилгаан сөрөг нөлөөтэй.

Нэг элементийн электрон сөрөг чанар нь валентийн төлөв, эрлийзжилт, исэлдэлтийн төлөв гэх мэт зэргээс хамаарч өөр өөр байж болно. Электрон сөрөг чанар нь элементүүдийн нэгдлүүдийн шинж чанарын өөрчлөлтийн шинж чанарт ихээхэн нөлөөлдөг. Жишээлбэл, хүхрийн хүчил нь химийн аналогиасаа илүү хүчтэй хүчиллэг шинж чанартай байдаг - селенийн хүчил, учир нь сүүлийнх нь селенийн төв атом нь хүхрийн атомтай харьцуулахад бага цахилгаан сөрөг нөлөө үзүүлдэг тул хүчил дэх H-O холбоог тийм ч хүчтэй туйлшруулдаггүй. , энэ нь хүчиллэгийг сулруулж байна гэсэн үг юм.

Х-О О
Өөр нэг жишээ: хромын (II) гидроксид ба хромын (VI) гидроксид. Хромын (II) гидроксид, Cr(OH) 2 нь хромын (VI) гидроксид, H 2 CrO 4-ээс ялгаатай нь үндсэн шинж чанарыг харуулдаг, учир нь хромын +2 исэлдэлтийн төлөв нь Cr 2+-ийн Кулоны харилцан үйлчлэлийн сул талыг тодорхойлдог. гидроксидын ион ба энэ ионыг арилгахад хялбар байдал, i.e. үндсэн шинж чанаруудын илрэл. Үүний зэрэгцээ, хром (VI) гидроксид дахь хромын +6 исэлдэлтийн өндөр төлөв нь гидроксидын ион ба төв хромын атомын хоорондох Кулоны хүчтэй таталцлыг тодорхойлдог бөгөөд бондын дагуу диссоциаци үүсэх боломжгүй байдаг. - Өө. Нөгөөтэйгүүр, хром (VI) гидроксид дахь хромын исэлдэлтийн өндөр төлөв нь электронуудыг татах чадварыг нэмэгдүүлдэг, i.e. Энэ нэгдэл дэх H-O бондын өндөр туйлшралыг үүсгэдэг электрон сөрөг чанар нь хүчиллэгийг нэмэгдүүлэх урьдчилсан нөхцөл болдог.

Дараачийн чухал шинж чанаратомууд нь тэдний радиус юм. Үеийн үед металлын атомын радиус нь элементийн атомын тоо нэмэгдэх тусам буурдаг, учир нь тодорхой хугацааны дотор элементийн атомын тоо нэмэгдэх тусам цөмийн цэнэг нэмэгдэж, улмаар түүнийг тэнцвэржүүлдэг электронуудын нийт цэнэг нэмэгддэг; Үүний үр дүнд электронуудын Кулоны таталцал нэмэгддэг бөгөөд энэ нь эцсийн дүндээ цөмийн болон тэдгээрийн хоорондох зайг багасгахад хүргэдэг. Радиусын хамгийн тод бууралт нь гадаад энергийн түвшин электроноор дүүрсэн богино хугацааны элементүүдэд ажиглагддаг.

Томоохон хугацаанд d- ба f-элементүүд атомын цөмийн цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр радиусууд жигд буурч байгааг харуулдаг. Элементүүдийн дэд бүлэг бүрийн дотор атомын радиус нь дээрээс доошоо нэмэгдэх хандлагатай байдаг, учир нь ийм шилжилт нь эрчим хүчний өндөр түвшинд шилжихийг илэрхийлдэг.

Элемент ионуудын радиусын тэдгээрийн үүсгэсэн нэгдлүүдийн шинж чанарт үзүүлэх нөлөөг хийн фаз дахь гидрохүчлийн хүчиллэг ихэссэн жишээгээр дүрсэлж болно: HI > HBr > HCl > HF.
43. Атомууд нь зөвхөн нэг валент төлөвтэй байх боломжтой элементүүдийг нэрлэж, нунтаглах эсвэл өдөөгдсөн эсэхийг заана уу.

Шийдэл:

Гадаад валентын энергийн түвшинд нэг хосгүй электронтой элементийн атомууд нь нэг валент төлөвтэй байж болно - эдгээр нь үечилсэн системийн I бүлгийн элементүүд (H - устөрөгч, Li - литий, Na - натри, K - кали, Rb - рубидиум) юм. , Ag - мөнгө, Cs - цезий, Au - алт, Fr - франц), зэсээс бусад, учир нь химийн холбоо үүсэхэд тоо нь валентаар тодорхойлогддог, гадаад өмнөх түвшний d-электронууд. оролцоно (зэсийн атомын үндсэн төлөв 3d 10 4s 1 нь дүүрсэн d- бүрхүүлийн тогтвортой байдлаас үүдэлтэй боловч эхний өдөөгдсөн төлөв 3d 9 4s 2 нь эрчим хүчний үндсэн төлөвөөс ердөө 1.4 эВ (ойролцоогоор 125) давсан байна. кЖ/моль).Иймээс in химийн нэгдлүүдХоёр муж хоёулаа ижил хэмжээгээр илэрч, хоёр цуврал зэсийн нэгдлүүдийг (I) ба (II)) үүсгэдэг.

Мөн гаднах энергийн түвшин бүрэн дүүрсэн, электронууд нь өдөөгдсөн төлөвт шилжих боломжгүй элементүүдийн атомууд нэг валент төлөвтэй байж болно. Эдгээр нь VIII бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүд - инертийн хий (He - гелий, Не - неон, Ар - аргон, Kr - криптон, Xe - ксенон, Rn - радон).

Бүртгэгдсэн бүх элементүүдийн хувьд цорын ганц валент төлөв нь үндсэн төлөв юм, учир нь сэтгэл хөдөлсөн төлөвт шилжих боломж байхгүй. Нэмж дурдахад, өдөөгдсөн төлөвт шилжих нь атомын шинэ валентын төлөвийг тодорхойлдог бөгөөд үүний дагуу хэрэв ийм шилжилт боломжтой бол тухайн атомын валентийн төлөв нь цорын ганц биш юм.

63. Валентын түлхэлтийн загварыг ашиглах электрон хосуудболон валентийн бондын арга, санал болгож буй молекул ба ионуудын орон зайн бүтцийг авч үзье. Дараахыг заана уу: а) төв атомын холбоо ба дан электрон хосын тоо; б) эрлийзжүүлэхэд оролцсон тойрог замын тоо; в) эрлийзжүүлэлтийн төрөл; г) молекул буюу ионы төрөл (AB m E n); e) электрон хосуудын орон зайн зохион байгуулалт; е) молекул эсвэл ионы орон зайн бүтэц.

SO 3;

Шийдэл:

Валентын бондын аргын дагуу (энэ аргыг ашиглах нь OEPBO загварыг ашиглахтай ижил үр дүнд хүргэдэг) молекулын орон зайн тохиргоог төв атомын эрлийз орбиталуудын орон зайн зохион байгуулалтаар тодорхойлдог. тойрог замын хоорондын харилцан үйлчлэл.

Төв атомын эрлийзжүүлэлтийн төрлийг тодорхойлохын тулд эрлийзжүүлэгч орбиталуудын тоог мэдэх шаардлагатай. Үүнийг төв атомын холбоо ба дан электрон хосын тоог нэмж, π бондын тоог хасч олох боломжтой.

SO 3 молекулд

холболтын хосын нийт тоо 6. π-бондын тоог хасвал эрлийзжүүлэгч орбиталуудын тоог гаргана: 6 – 3 = 3. Тиймээс эрлийзжүүлэлтийн төрөл нь sp 2, ионы төрөл нь AB 3, Электрон хосуудын орон зайн зохион байгуулалт нь гурвалжин хэлбэртэй бөгөөд молекул нь өөрөө гурвалжин юм.

Ионд

холбогч хосын нийт тоо 4. π бонд байхгүй. Эрлийзжүүлэгч орбиталуудын тоо: 4. Иймд эрлийзжих төрөл нь sp 3, AB 4 ионы төрөл, электрон хосуудын орон зайн байрлал нь тетраэдр хэлбэртэй, ион нь өөрөө тетраэдр хэлбэртэй байна.

83. Тэгшитгэлүүдийг бич болзошгүй хариу үйлдэл KOH, H 2 SO 4, H 2 O, Be(OH) 2-ийн дараах нэгдлүүдтэй харилцан үйлчлэл:

H 2 SO 3, BaO, CO 2, HNO 3, Ni(OH) 2, Ca(OH) 2;

Шийдэл:
a) KOH урвалын урвал

2KOH + H 2 SO 3  K 2 SO 3 + 2H 2 O

2К + + 2 Өө - + 2Х+ + SO 3 2-  2K + + SO 3 2- + Х 2 О

Өө - + Х +  Х 2 О
KOH + BaO  урвал байхгүй
2KOH + CO 2  K 2 CO 3 + H 2 O

2К + + 2 Өө - + CO 2  2K + + CO 3 2- + Х 2 О

2Өө - + Х 2 CO 3  CO 3 2- + Х 2 О
KOH + HNO 3  урвал байхгүй, уусмал нь нэгэн зэрэг ионуудыг агуулна.

K + + OH - + H + + NO 3 -

2KOH + Ni(OH) 2  K

2К + + 2 Өө- + Ni(OH) 2  K + + -

KOH + Ca(OH) 2  урвал байхгүй

б) урвалын урвалууд H 2 SO 4

H 2 SO 4 + H 2 SO 3  урвал байхгүй
H 2 SO 4 + BaO  BaSO 4 + H 2 O

2H + + SO 4 2- + BaO  BaSO 4 + H 2 O

H 2 SO 4 + CO 2  урвал байхгүй
H 2 SO 4 + HNO 3  урвал байхгүй
H 2 SO 4 + Ni(OH) 2  NiSO 4 + 2H 2 O

2Х+ + SO 4 2- + Ni(OH) 2  Ни 2+ + SO 4 2- + 2 Х 2 О

2Х + + Ni(OH) 2  Ни 2+ + 2Х 2 О
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2  CaSO 4 + 2H 2 O

2H + + SO 4 2- + Ca(OH) 2  CaSO 4 + 2H 2 O

в) H 2 O-ийн урвалын урвал

H 2 O + H 2 SO 3  урвал байхгүй

H 2 O + BaO  Ba(OH) 2

H 2 O + BaO  Ba 2+ + 2OH -

H 2 O + CO 2  урвал байхгүй
H 2 O + HNO 3  урвал байхгүй
H 2 O + NO 2  урвал байхгүй
H 2 O + Ni(OH) 2  урвал байхгүй

H 2 O + Ca(OH) 2  урвал байхгүй

a) урвалын урвал Be(OH) 2

Be(OH) 2 + H 2 SO 3  BeSO 3 + 2H 2 O

Бай(OH) 2 + 2Х+ + SO 3 2-  2+ байх + SO 3 2- + 2 Х 2 О

Бай(OH) 2 + 2Х+  2+ + 2 байх Х 2 О
Be(OH) 2 + BaO  урвал байхгүй
2Be(OH) 2 + CO 2  2 CO 3 (OH) 2 ↓ + 2H 2 O байх
Be(OH) 2 + 2HNO 3  Be(NO 3) 2 + 2H 2 O

Бай(OH) 2 + 2Х+ + ҮГҮЙ 3 -  Бай 2+ + 2NO 3 - + 2 Х 2 О

Бай(OH) 2 + 2Х +  Бай 2+ + 2Х 2 О
Be(OH) 2 + Ni(OH) 2  урвал байхгүй
Be(OH) 2 + Ca(OH) 2  урвал байхгүй
103. Заасан урвалын хувьд

б) энтропи эсвэл энтальпи нь урагш чиглэсэн урвалын аяндаа үүсэхэд хувь нэмэр оруулдаг хүчин зүйлсийн аль нь болохыг тайлбарлах;

в) аль чиглэлд (шууд эсвэл урвуу) урвал 298К ба 1000К-д явагдах;

д) тэнцвэрт хольцын бүтээгдэхүүний концентрацийг нэмэгдүүлэх бүх аргыг нэрлэнэ.

f) ΔG p (kJ) -ийн T (K) -ээс хамаарлыг графикаар зур.

Шийдэл:

CO (g) + H 2 (g) = C (k) + H 2 O (g)

Бодисын үүсэх стандарт энтальпи, энтропи ба Гиббсийн энерги

1. (ΔH 0 298) h.r. =

–

= -241.84 + 110.5 = -131.34 кДж 2. (ΔS 0 298) c.r. =

–

= 188.74+5.7-197.5-130.6 = -133.66 Ж/К = -133.66 10 -3 кЖ/моль > 0.

Шууд урвал нь энтропи буурч, систем дэх эмх замбараагүй байдал буурдаг - энэ нь үүсэхэд тааламжгүй хүчин зүйл юм. химийн урвалурагш чиглэлд.

3. Урвалын стандарт Гиббс энергийг тооцоол.

Гессийн хуулийн дагуу:

(ΔG 0 298) h.r. =
–
= -228.8 +137.1 = -91.7 кЖ

(ΔН 0 298) ч.р. > (ΔS 0 298) c.r. ·T ба дараа нь (ΔG 0 298) h.r.

4.
≈
≈ 982.6 К.

≈ 982.6 К нь жинхэнэ химийн тэнцвэрийг бий болгох ойролцоо температур бөгөөд үүнээс дээш температурт урвуу урвал явагдана. Өгөгдсөн температурт хоёр процесс ижил магадлалтай.

5. 1000К-д Гиббсын энергийг тооцоол.

(ΔG 0 1000) h.r. ≈ ΔН 0 298 – 1000·ΔS 0 298 ≈ -131.4 – 1000·(-133.66)·10 -3 ≈ 2.32 кЖ > 0.

Тэдгээр. 1000 К-д: ΔS 0 цаг. ·Т > ΔН 0 h.r.

Энтальпийн хүчин зүйл шийдвэрлэх хүчин зүйл болж, шууд урвал аяндаа үүсэх боломжгүй болсон. Урвуу урвал явагдана: нэг моль хий, 1 моль хатуу бодисоос 2 моль хий үүсдэг.

log K 298 = 16.1; K 298 ≈ 10 16 >> 1.

Систем нь жинхэнэ химийн тэнцвэрийн төлөв байдлаас хол байна, үүнд урвалын бүтээгдэхүүн давамгайлдаг.

ΔG 0-ийн урвалын температураас хамаарах хамаарал

CO (g) + H 2 (g) = C (k) + H 2 O (г)

K 1000 = 0.86 > 1 - систем тэнцвэрт байдалд ойрхон байгаа боловч энэ температурт эхлэлийн бодисууд давамгайлдаг.

8. Ле Шательегийн зарчмын дагуу температур нэмэгдэхийн хэрээр тэнцвэр нь урвуу урвал руу шилжиж, тэнцвэрийн тогтмол нь буурах ёстой.

9. Бидний тооцоолсон өгөгдөл Ле Шательегийн зарчимтай хэрхэн нийцэж байгааг авч үзье. Гиббсийн энергийн хамаарал ба энэ урвалын тэнцвэрийн тогтмолыг температураас хамаарсан зарим өгөгдлийг танилцуулъя.

Т, К	ΔG 0 т, кЖ	К т
298	-131,34	10 16
982,6	0	1
1000	2,32	0,86

Ийнхүү олж авсан тооцоолсон өгөгдөл нь Ле Шательегийн зарчмын үндсэн дээр хийсэн бидний дүгнэлттэй тохирч байна.
123. Систем дэх тэнцвэрт байдал:

)

-д байгуулагдсан дараах концентраци: [B] ба [C], моль/л.

Бодисын анхны концентраци [B] 0, А бодисын анхны концентраци [А] 0 моль/л бол тэнцвэрийн тогтмолыг тодорхойлно уу.

Тэгшитгэлээс харахад 0.26 моль С бодис үүсэхэд 0.13 моль А бодис, ижил хэмжээний В бодис шаардагдана.

Тэгвэл А бодисын тэнцвэрт концентраци [А] = 0.4-0.13 = 0.27 моль/л байна.

В бодисын анхны концентраци [B] 0 = [B] + 0.13 = 0.13+0.13 = 0.26 моль/л.

Хариулт: [B] 0 = 0.26 моль/л, Kp = 1.93.

143. a) 300 г уусмалд 36 г KOH (ууссан нягт 1.1 г/мл) агуулагдана. Энэ уусмалын хувь ба молийн концентрацийг тооцоол.

б) 2 литр 0.2 M Na 2 CO 3 уусмал бэлтгэхийн тулд хэдэн грамм талст сод Na 2 CO 3 ·10H 2 O авах шаардлагатай вэ?

Шийдэл:

Бид тэгшитгэлийг ашиглан концентрацийн хувийг олно.

KOH-ийн молийн масс нь 56.1 г / моль;

Уусмалын молярийг тооцоолохын тулд 1000 мл (өөрөөр хэлбэл 1000 · 1.100 = 1100 г) уусмалд агуулагдах KOH-ийн массыг олно.

1100: 100 = цагт: 12; цагт= 12 1100 / 100 = 132 гр

C m = 56.1 / 132 = 0.425 моль / л.

Хариулт: C = 12%, Cm = 0.425 моль/л

Шийдэл:

1. Усгүй давсны массыг ол

m = см·M·V, энд M - молийн масс, V - эзлэхүүн.

м = 0.2 106 2 = 42.4 гр.

2. Пропорцоос талст гидратын массыг ол

талст гидрат молийн масс 286 г/моль - масс X

усгүй давсны молийн масс 106г/моль - масс 42.4г

иймээс X = m Na 2 CO 3 10H 2 O = 42.4 286/106 = 114.4 г.

Хариулт: m Na 2 CO 3 10H 2 O = 114.4 г.

163. Бензол дахь нафталины C 10 H 8-ийн 5%-ийн уусмалын буцлах температурыг тооцоол. Бензолын буцалгах температур 80.2 0 С байна.

Өгөгдсөн:

Дундаж (C 10 H 8) = 5%

буцалгах (C 6 H 6) = 80.2 0 C

Олно:

буцалгах (уусмал) -?

Шийдэл:

Раультын хоёр дахь хуулиас

ΔT = E m = (E m B 1000) / (m A μ B)

Энд E нь уусгагчийн эбуллиоскопийн тогтмол юм

E(C 6 H 6) = 2.57

m A нь уусгагчийн жин, m B нь ууссан бодисын жин, M B нь молекулын жин юм.

Уусмалын массыг 100 грамм гэж үзье, тиймээс ууссан бодисын масс 5 грамм, уусгагчийн масс 100 - 5 = 95 грамм байна.

М (нафталин C 10 H 8) = 12 10 + 1 8 = 128 г / моль.

Бид бүх өгөгдлийг томъёонд орлуулж, цэвэр уусгагчтай харьцуулахад уусмалын буцалгах температурын өсөлтийг олно.

ΔT = (2.57 5 1000)/(128 95) = 1.056

Нафталин уусмалын буцалгах цэгийг дараах томъёогоор олно.

T k.r-ra = T k.r-la + ΔT = 80.2 + 1.056 = 81.256

Хариулт: 81.256 o C

183. Даалгавар 1. Сул электролитийн диссоциацийн тэгшитгэл, диссоциацийн тогтмолыг бич.

Даалгавар 2. Ионы тэгшитгэлүүд өгөгдсөн, харгалзах молекулын тэгшитгэлийг бич.

Даалгавар 3. Дараах хувиргалтын урвалын тэгшитгэлийг молекул ба ионы хэлбэрээр бич.

Үгүй	Дасгал 1	Даалгавар 2	Даалгавар 3
183	Zn(OH) 2, H 3 AsO 4	Ni 2+ + OH – + Cl – = NiOHCl	NaHSO 3 → Na 2 SO 3 → H 2 SO 3 → NaHSO 3

Шийдэл:

Сул электролитийн диссоциацийн тэгшитгэл ба диссоциацийн тогтмолыг бичнэ үү.

Ist.: Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH -

Kd 1 =
= 1.5·10 -5
II-р: ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -

Kd 2 =
= 4.9·10 -7

Zn(OH) 2 – амфотерийн гидроксид, хүчил төрлийн диссоциаци боломжтой

Ist.: H 2 ZnO 2 ↔ H + + HZnO 2 -

Kd 1 =

II-р: HZnO 2 - ↔ H + + ZnO 2 2-

Kd 2 =

H 3 AsO 4 - ортоарсений хүчил - уусмалд бүрэн задардаг хүчтэй электролит.
H 3 AsO 4 ↔3Н + + AsO 4 3-
Өгөгдсөн ионы тэгшитгэлүүд нь харгалзах молекул тэгшитгэлийг бич.

Ni 2+ + OH – + Cl – = NiOHCl

NiCl2 + NaOH(хангалтгүй) = NiOHCl + NaCl

Ni 2+ + 2Cl - + Na + + OH - = NiOHCl + Na + + Cl -

Ni 2+ + Cl - + OH - = NiOHCl
Дараах хувиргалтуудын урвалын тэгшитгэлийг молекул ба ионы хэлбэрээр бич.

NaHSO 3 → Na 2 SO 3 → H 2 SO 3 → NaHSO 3

1) NaHSO 3 + NaOH →Na 2 SO 3 + H 2 O

Үгүй ++ HSO 3 - +Na++ Өө- → 2Na + + SO 3 2- + Х 2 О

HSO 3 - + Өө - → + SO 3 2- + Х 2 О
2) Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → H 2 SO 3 + Na 2 SO 3

2Na + + SO 3 2- + 2Н+ + SO 4 2- → Х 2 SO 3 + 2Na + + SO 3 2-

SO 3 2- + 2Н + → Х 2 SO 3 + SO 3 2-
3) H 2 SO 3 (илүүдэл) + NaOH → NaHSO 3 + H 2 O

2 Н + + SO 3 2- + Na + + Өө- → Na + + HSO 3 - + Х 2 О

2 Н + + SO 3 2 + Өө- → Na + + Х 2 О
203. Даалгавар 1. Молекул ба ионы хэлбэрийн давсны гидролизийн тэгшитгэлийг бичиж, уусмалын рН-ийг (рН > 7, рН) зааж өгнө үү. Даалгавар 2. Бодисын хооронд үүсэх урвалын тэгшитгэлийг бич. усан уусмал

Үгүй	Дасгал 1	Даалгавар 2
203	Na2S; CrBr 3	FeCl 3 + Na 2 CO 3; Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3

Даалгавар 1. Молекул ба ионы хэлбэрийн давсны гидролизийн тэгшитгэлийг бичиж, уусмалын рН-ийг заана уу (рН > 7, рН).

Na2S - Хүчтэй суурь ба сул хүчлээс үүссэн давс нь анион дээр гидролизд ордог. Орчны урвал нь шүлтлэг (рН > 7).

Ist. Na 2 S + HON ↔ NaHS + NaOH

2Na + + S 2- + HON ↔ Na + + HS - + Na + + OH -

IIst. NaHS + HOH ↔ H 2 S + NaOH

Na + + HS - + HOH ↔ Na + + H 2 S + OH -
CrBr 3 - сул суурь ба хүчтэй хүчлээс үүссэн давс нь гидролизд орж катион болдог. Орчуулагчийн урвал нь хүчиллэг (рН

Ist. CrBr 3 + HOH ↔ CrOHBr 2 + HBr

Cr 3+ + 3Br - + HOH ↔ CrOH 2+ + 2Br - + H + + Br -

IIst. CrOHBr 2 + HON ↔ Cr(OH) 2 Br + HBr

CrOH 2+ + 2Br - + HOH ↔ Cr(OH) 2 + + Br - + H + + Br -

III Урлаг. Cr(OH) 2 Br + HON↔ Cr(OH) 3 + HBr

Cr(OH) 2 + + Br - + HOH↔ Cr(OH) 3 + H + + Br -

Гидролиз нь эхний шатанд голчлон явагддаг.

Даалгавар 2. Усан уусмал дахь бодисуудын хооронд явагдах урвалын тэгшитгэлийг бич

FeCl 3 + Na 2 CO 3

FeCl3 – хүчтэй хүчил ба сул суурийн нөлөөгөөр үүссэн давс

Na 2 CO 3 - сул хүчил ба хүчтэй суурийн нөлөөгөөр үүссэн давс

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 6H(OH) = 2Fe(OH) 3 + 3H 2 CO 3 + 6NaCl

2Fe 3+ + 6Cl - + 6Na + + 3 CO 3 2- + 6Н(ТЭР) = 2Fe( Өө) 3 + 3Х 2 CO 3 + 6Na + +6Cl -

2Fe 3+ + 3CO 3 2- + 6Н(ТЭР) = 2Fe( Өө) 3 + 3H 2 O + 3CO 2
Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3

Гидролизийн харилцан сайжруулалт үүсдэг

Al 2 (SO 4) 3 - хүчтэй хүчил ба сул суурьтай давс

Na 2 CO 3 – сул хүчил ба хүчтэй суурийн нөлөөгөөр үүссэн давс

Хоёр давсыг хамтад нь гидролиз хийхэд сул суурь ба сул хүчил үүснэ.

Ist: 2Na 2 CO 3 + Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH => 4Na + + 2HCO 3 - + 2AlOH 2+ + 3 SO 4 2 -

IIst: 2HCO 3 - + 2AlOH 2+ + 2HOH => 2H 2 CO 3 + 2Al(OH) 2 +

III-р: 2Al(OH) 2 + + 2HOH => 2Al(OH) 3 + 2H +

Гидролизийн хураангуй тэгшитгэл

Al 2 (SO 4) 3 + 2 Na 2 CO 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 2H 2 CO 3 + 2 Na 2 SO 4 + H 2 SO 4

2Ал 3+ + 3 SO 4 2 - + 2 Na + + 2 CТУХАЙ 3 2- + 6Х 2 О = 2Al(OH) 3 ↓ + 2Х 2 C O 3 + 2 Na + + 2SO 4 2 - + 2H + + SO 4 2 -

2Ал 3+ + 2CТУХАЙ 3 2- + 6Х 2 О = 2Al(OH) 3 ↓ + 2Х 2 CО 3
Хуудас 1

Элементүүдийн атомын электрон томъёог бичихдээ энергийн түвшинг (үндсэн квант тооны утгыг) зааж өгнө nтооны хэлбэрээр - 1, 2, 3 гэх мэт), энергийн дэд түвшин (орбиталь квант тооны утгууд) лүсэг хэлбэрээр - с, х, г, е) ба дээд талын тоо нь тухайн дэд түвшний электронуудын тоог заана.

Хүснэгтийн эхний элемент бол D.I. Менделеев бол устөрөгч тул атомын цөмийн цэнэг юм Н 1-тэй тэнцүү бол атомд зөвхөн нэг электрон байдаг с- нэгдүгээр түвшний дэд түвшин. Тиймээс устөрөгчийн атомын электрон томъёо нь дараах хэлбэртэй байна.

Хоёр дахь элемент нь гелий бөгөөд түүний атом нь хоёр электронтой тул гелийн атомын электрон томъёо нь 2 байна. Үгүй 1с 2. Эхний энергийн түвшин нь зөвхөн 2 электроноор дүүрэн электроноор дүүрсэн тул эхний үе нь зөвхөн хоёр элементийг агуулдаг.

Гурав дахь элемент болох лити нь хоёр дахь үе шатанд байгаа тул түүний хоёр дахь энергийн түвшин электроноор дүүрч эхэлдэг (бид энэ талаар дээр дурдсан). Хоёр дахь түвшинг электроноор дүүргэх нь эхэлдэг с-дэд түвшний тул литийн атомын электрон томъёо нь 3 байна Ли 1с 2 2с 1 . Бериллий атомыг электроноор дүүргэж дуусна с- дэд түвшин: 4 Ve 1с 2 2с 2 .

2-р үеийн дараагийн элементүүдэд хоёр дахь энергийн түвшин электроноор дүүрсэн хэвээр байгаа бөгөөд одоо л электроноор дүүрсэн байна. Р- дэд түвшин: 5 IN 1с 2 2с 2 2Р 1 ; 6 ХАМТ 1с 2 2с 2 2Р 2 … 10 Үгүй 1с 2 2с 2 2Р 6 .

Неон атом нь электроноор дүүргэж дуусгадаг Р-дэд түвшний, энэ элемент нь хоёр дахь үе дуусна, Энэ нь найман электрон байна, оноос хойш с- Тэгээд Р-Дэд түвшин нь зөвхөн найман электрон агуулдаг.

3-р үеийн элементүүд нь 3-р түвшний энергийн дэд түвшинг электроноор дүүргэх ижил дараалалтай байдаг. Энэ үеийн зарим элементийн атомын электрон томъёо нь дараах байдалтай байна.

11 На 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 1 ; 12 Mg 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 ; 13 Ал 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 1 ;

14 Си 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 2 ;…; 18 Ар 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 .

Гурав дахь үе нь хоёр дахь шигээ электроноор бүрэн дүүрсэн элемент (аргон) -аар төгсдөг Р-Дэд түвшин хэдийгээр гуравдахь түвшинд гурван дэд шат ( с, Р, г). Клечковскийн дүрмийн дагуу эрчим хүчний дэд түвшнийг дүүргэх дээрх дарааллын дагуу 3-р түвшний энерги гилүү дэд түвшний 4 энерги с, тиймээс аргоны хажууд байгаа калийн атом ба түүний ард байгаа кальцийн атом электроноор дүүрсэн байна 3 с- дөрөвдүгээр түвшний дэд түвшин:

19 TO 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 1 ; 20 Ca 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 2 .

21-р элемент - скандиумаас эхлэн элементүүдийн атом дахь 3-р дэд түвшин электроноор дүүрч эхэлдэг. г. Эдгээр элементийн атомын электрон томъёо нь:

21 Sc 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 2 3г 1 ; 22 Ти 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 2 3г 2 .

24-р элемент (хром) ба 29-р элементийн (зэс) атомуудад электроны "алдагдах" эсвэл "алдаа" гэж нэрлэгддэг үзэгдэл ажиглагдаж байна: гаднах 4-ээс электрон. с- дэд түвшний 3-аар "унадаг" г- дэд түвшний, хагас (хромын хувьд) эсвэл бүрэн (зэсийн хувьд) дүүргэж дуусгах нь атомыг илүү тогтвортой байлгахад хувь нэмэр оруулдаг:

24 Кр 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 1 3г 5 (...4-ийн оронд с 2 3г 4) ба

29 Cu 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 1 3г 10 (...4-ийн оронд с 2 3г 9).

31-р элемент - галлиас эхлэн 4-р түвшинг электроноор дүүргэх ажил үргэлжилж байна, одоо - Р- дэд түвшин:

31 Га 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 2 3г 10 4х 1 …; 36 Кр 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 4с 2 3г 10 4х 6 .

Энэ элемент нь 18 элементийг багтаасан дөрөв дэх үеийг дуусгана.

Эрчим хүчний дэд түвшинг электроноор дүүргэх ижил төстэй дараалал нь 5-р үеийн элементүүдийн атомуудад тохиолддог. Эхний хоёрын хувьд (рубидиум ба стронций) дүүргэсэн байна с- 5-р түвшний дэд түвшин, дараагийн арван элементийн хувьд (иттриумаас кадми хүртэл) дүүргэсэн байна. г- 4-р түвшний дэд түвшин; Энэ үеийг зургаан элемент (индийээс ксенон хүртэл) төгсдөг бөгөөд тэдгээрийн атомууд нь электроноор дүүрсэн байдаг. Р- гадаад, тав дахь түвшний дэд түвшин. Мөн нэг хугацаанд 18 элемент байдаг.

Зургаа дахь үеийн элементүүдийн хувьд дүүргэх энэ дарааллыг зөрчиж байна. Хугацааны эхэнд ердийнх шиг атомууд нь электроноор дүүрсэн хоёр элемент байдаг с- гадаад, зургаа дахь, түвшний дэд түвшин. Тэдний ард байгаа дараагийн элемент болох лантан нь электроноор дүүрч эхэлдэг г- өмнөх түвшний дэд түвшин, өөрөөр хэлбэл. 5 г. Энэ нь электроноор дүүргэж дуусгана 5 г-дэд түвшний зогсолт ба дараагийн 14 элемент - цериээс лютеци хүртэл - дүүргэж эхэлдэг. е-4-р түвшний дэд түвшин. Эдгээр элементүүд бүгд хүснэгтийн нэг нүдэнд багтсан бөгөөд доор нь лантанид гэж нэрлэгддэг эдгээр элементүүдийн өргөтгөсөн эгнээ байна.

72-р элемент - гафни - 80-р элемент - мөнгөн ус хүртэл электроноор дүүргэх 5 үргэлжилнэ. г- дэд түвшин ба үе нь ердийнх шиг зургаан элементээр (таллиас радон хүртэл) дуусдаг бөгөөд атомууд нь электроноор дүүрдэг. Р- гадаад, зургаа дахь, түвшний дэд түвшин. Энэ бол 32 элементийг багтаасан хамгийн том үе юм.

Долоо дахь, бүрэн бус үе дэх элементүүдийн атомуудад дээр дурдсанчлан дэд түвшинг дүүргэх ижил дараалал харагдаж байна. Бид оюутнуудад өөрсдөө бичихийг зөвшөөрдөг. электрон томъёоДээр дурдсан бүх зүйлийг харгалзан 5-7-р үеийн элементүүдийн атомууд.

Жич:Заримд нь сурах бичигЭлементүүдийн атомын электрон томъёог бичих өөр дарааллыг зөвшөөрнө: тэдгээрийг дүүргэх дарааллаар биш, харин эрчим хүчний түвшин тус бүрийн хүснэгтэд өгөгдсөн электронуудын тоогоор. Жишээлбэл, хүнцлийн атомын электрон томъёо нь дараах байдалтай байж болно 1с 2 2с 2 2Р 6 3с 2 3х 6 3г 10 4с 2 4х 3 .

Цахим тохиргооатомнь атом дахь электронуудын байрлалыг түвшин болон дэд түвшнээр харуулсан томъёо юм. Өгүүллийг судалсны дараа та электронууд хаана, хэрхэн байрлаж байгааг мэдэж, квант тоонуудтай танилцаж, атомын электрон тохиргоог тоогоор нь бүтээх боломжтой болно; өгүүллийн төгсгөлд элементүүдийн хүснэгт байна.

Элементүүдийн цахим тохиргоог яагаад судлах хэрэгтэй вэ?

Атомууд нь барилгын багцтай адил: тодорхой тооны хэсгүүд байдаг, тэдгээр нь бие биенээсээ ялгаатай боловч нэг төрлийн хоёр хэсэг нь туйлын ижил байдаг. Гэхдээ энэ барилгын багц нь хуванцараас хамаагүй илүү сонирхолтой бөгөөд яагаад гэдгийг эндээс харж болно. Ойролцоох хүмүүсээс хамаарч тохиргоо өөрчлөгддөг. Жишээлбэл, устөрөгчийн дэргэд хүчилтөрөгч Магадгүйус болон хувирч, натритай ойролцоо байвал хий болж, төмрийн дэргэд бүрэн зэв болж хувирдаг. Яагаад ийм зүйл болдог вэ гэсэн асуултад хариулж, атомын хажууд байгаа үйлдлийг урьдчилан таамаглахын тулд электрон тохиргоог судлах шаардлагатай бөгөөд үүнийг доор авч үзэх болно.

Атомд хэдэн электрон байдаг вэ?

Атом нь цөм ба түүний эргэн тойронд эргэлддэг электронуудаас бүрддэг бол цөм нь протон ба нейтроноос бүрдэнэ. Төвийг сахисан төлөвт атом бүр өөрийн цөм дэх протоны тоотой тэнцүү тооны электронтой байна. Протоны тоог зааж өгсөн болно серийн дугаарэлемент, жишээлбэл хүхэр нь 16 протонтой - үелэх системийн 16-р элемент. Алт нь 79 протонтой - үелэх системийн 79-р элемент. Үүний дагуу хүхэр нь саармаг төлөвт 16 электронтой, алт нь 79 электронтой.

Электроныг хаанаас хайх вэ?

Электроны зан төлөвийг ажигласнаар тодорхой хэв маягийг гаргаж авсан бөгөөд тэдгээрийг квант тоогоор дүрсэлсэн бөгөөд нийт дөрвөн байна.

Үндсэн квант тоо
Орбитын квант тоо
Соронзон квант тоо
Спин квант тоо

Орбитал

Цаашилбал, тойрог гэдэг үгийн оронд бид "орбитал" гэсэн нэр томъёог ашиглах болно; тойрог зам нь электроны долгионы функц юм; ойролцоогоор энэ нь электрон цагийнхаа 90% -ийг зарцуулдаг бүс юм.

N - түвшин
L - бүрхүүл
M l - тойрог замын тоо
M s - тойрог замын эхний эсвэл хоёр дахь электрон

Орбитын квант тоо l

электрон үүлийг судалсны үр дүнд хамааралтай болох нь тогтоогдсон эрчим хүчний түвшин, үүл нь бөмбөг, дамббелл болон өөр хоёр илүү төвөгтэй гэсэн дөрвөн үндсэн хэлбэрийг авдаг. Эрчим хүчийг нэмэгдүүлэхийн тулд эдгээр хэлбэрийг s-, p-, d- болон f-бүрхүүл гэж нэрлэдэг. Эдгээр бүрхүүл бүр нь 1 (on s), 3 (p дээр), 5 (d) ба 7 (f дээр) тойрог замтай байж болно. Орбитын квант тоо нь тойрог замууд байрладаг бүрхүүл юм. s,p,d ба f орбиталуудын тойрог замын квант тоо нь тус тус 0,1,2 эсвэл 3 утгыг авна.

s-бүрхүүл дээр нэг тойрог зам (L=0) - хоёр электрон байна
p-бүрхүүл (L=1) дээр гурван орбитал байдаг - зургаан электрон
d-бүрхүүл дээр таван орбитал байдаг (L=2) - арван электрон
f-бүрхүүл (L=3) дээр долоон орбитал байдаг - арван дөрвөн электрон

Соронзон квант тоо m l

P-бүрхүүл дээр гурван тойрог зам байдаг бөгөөд тэдгээр нь -L-ээс +L хүртэлх тоогоор тодорхойлогддог, өөрөөр хэлбэл p-бүрхүүл (L=1)-ийн хувьд "-1", "0" ба "1" орбиталууд байдаг. . Соронзон квант тоог m l үсгээр тэмдэглэнэ.

Бүрхүүлийн дотор электронууд өөр өөр тойрог замд байрлах нь илүү хялбар байдаг тул эхний электронууд орбитал бүрт нэгийг дүүргэж, дараа нь тус бүрт хос электрон нэмэгддэг.

d-бүрхүүлийг авч үзье:
d-бүрхүүл нь L=2 утгатай тохирч, өөрөөр хэлбэл таван орбиталь (-2,-1,0,1 ба 2), эхний таван электрон нь M l =-2, M утгыг авч бүрхүүлийг дүүргэдэг. l =-1, M l =0 , M l =1,M l =2.

Спин квант тоо m s

Спин гэдэг нь электроныг тэнхлэгээ тойрон эргэх чиглэл, хоёр чиглэлтэй тул спин квант тоо нь +1/2 ба -1/2 гэсэн хоёр утгатай байна. Нэг энергийн дэд түвшин нь эсрэгээр эргэлддэг хоёр электроныг агуулж болно. Спин квант тоог m s гэж тэмдэглэнэ

Үндсэн квант тоо n

Гол квант тоо нь энергийн түвшин юм Энэ мөчДолоон энергийн түвшин мэдэгдэж байгаа бөгөөд тус бүр нь араб тоогоор тэмдэглэгдсэн байдаг: 1,2,3,...7. Түвшин тус бүрийн бүрхүүлийн тоо нь түвшний тоотой тэнцүү байна: эхний түвшинд нэг бүрхүүл, хоёрдугаарт хоёр гэх мэт.

Электрон тоо

Тэгэхээр аливаа электроныг дөрвөн квант тоогоор дүрсэлж болно, эдгээр тоонуудын хослол нь электроны байрлал бүрт өвөрмөц бөгөөд эхний электроныг ав, хамгийн бага энергийн түвшин N = 1, эхний түвшинд нэг бүрхүүл байна. Ямар ч түвшний эхний бүрхүүл нь бөмбөг хэлбэртэй байдаг (s -shell), өөрөөр хэлбэл. L=0, соронзон квант тоо нь зөвхөн нэг утгыг авах боломжтой, M l =0, эргэх нь +1/2-тэй тэнцүү байх болно. Хэрэв бид тав дахь электроныг (ямар ч атомд) авбал түүний үндсэн квант тоонууд нь: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2 байх болно.

Элементийн электрон томьёог зохиох алгоритм:

1. Химийн элементүүдийн үечилсэн хүснэгтийг ашиглан атом дахь электронуудын тоог тодорхойлно D.I. Менделеев.

2. Элемент байрлах хугацааны тоог ашиглан энергийн түвшний тоог тодорхойлох; Сүүлийн электрон түвшний электронуудын тоо нь бүлгийн дугаартай тохирч байна.

3. Орбитал дүүргэх дүрмийн дагуу түвшнийг дэд түвшин болон орбитал болгон хувааж электроноор дүүргэнэ.

Эхний түвшинд хамгийн ихдээ 2 электрон байдаг гэдгийг санах нь зүйтэй 1с 2, хоёр дахь нь - дээд тал нь 8 (хоёр сболон зургаан R: 2с 2 2х 6), гурав дахь нь - дээд тал нь 18 (хоёр с, зургаа х, мөн арав d: 3s 2 3p 6 3d 10).

Үндсэн квант тоо nхамгийн бага байх ёстой.
Эхлээд бөглөх хэрэгтэй с-дараа нь дэд түвшин р-, d- b f-дэд түвшин.
Орбиталуудын энергийг нэмэгдүүлэх дарааллаар электронууд тойрог замыг дүүргэдэг (Клечковскийн дүрэм).
Дэд түвшний дотор электронууд эхлээд чөлөөт тойрог замыг нэг нэгээр нь эзэлдэг бөгөөд үүний дараа хосууд үүсгэдэг (Хундын дүрэм).
Нэг тойрог замд хоёроос илүү электрон байж болохгүй (Паули зарчим).

Жишээ.

1. Азотын электрон томъёог бүтээцгээе. Азот нь үелэх хүснэгтийн 7 дугаарт ордог.