Bir atomun elektronik konfigürasyonu bir atomdaki elektronların düzeylere ve alt düzeylere göre dizilişini gösteren bir formüldür. Makaleyi inceledikten sonra elektronların nerede ve nasıl bulunduğunu öğrenecek, kuantum sayılarıyla tanışacak ve bir atomun elektronik konfigürasyonunu numarasına göre oluşturabileceksiniz; makalenin sonunda bir element tablosu bulunmaktadır.
Neden elemanların elektronik konfigürasyonunu incelemeliyiz?
Atomlar bir yapı seti gibidir: Belli sayıda parça vardır, birbirlerinden farklıdırlar, ancak aynı türden iki parça kesinlikle aynıdır. Ancak bu yapım seti plastik olandan çok daha ilgi çekici ve işte nedeni bu. Yapılandırma, yakınlarda kimin olduğuna bağlı olarak değişir. Örneğin hidrojenin yanında oksijen Belki
suya dönüşür, sodyumun yanında gaza dönüşür, demirin yakınındayken tamamen pasa dönüşür.
Bunun neden olduğu sorusunu cevaplamak ve bir atomun diğerinin yanındaki davranışını tahmin etmek için aşağıda tartışılacak olan elektronik konfigürasyonu incelemek gerekir. Bir atomda kaç elektron vardır? Bir atom bir çekirdek ve onun etrafında dönen elektronlardan oluşur; çekirdek ise proton ve nötronlardan oluşur. Nötr durumda, her atom çekirdeğindeki proton sayısıyla aynı sayıda elektrona sahiptir. Proton sayısı belirlendi
seri numarası
Element, örneğin kükürt, 16 protona sahiptir - periyodik tablonun 16. elementi. Altının 79 protonu var - periyodik tablonun 79. elementi. Buna göre kükürtün nötr durumda 16 elektronu, altının ise 79 elektronu vardır.
- Elektron nerede aranır?
- Elektronun davranışını gözlemleyerek belirli modeller elde edildi; bunlar kuantum sayılarıyla tanımlanır; toplamda dört tane vardır:
- Baş kuantum sayısı
- Yörünge kuantum numarası
Manyetik kuantum sayısı
Ayrıca yörünge kelimesi yerine "yörünge" terimini kullanacağız; yörünge, elektronun dalga fonksiyonudur; kabaca, elektronun zamanının %90'ını geçirdiği bölgedir.
N - seviye
L - kabuk
M l - yörünge numarası
M s - yörüngedeki birinci veya ikinci elektron
Yörünge kuantum sayısı l
Elektron bulutunun incelenmesi sonucunda şunlara bağlı olduğu bulundu: enerji seviyesi bulut dört temel şekil alır: bir top, bir dambıl ve diğer iki karmaşık şekil.
Artan enerjiye göre bu formlara s-, p-, d- ve f-kabuğu adı verilir.
Bu kabukların her biri 1 (s üzerinde), 3 (p üzerinde), 5 (d üzerinde) ve 7 (f üzerinde) yörüngeye sahip olabilir. Yörünge kuantum sayısı, yörüngelerin bulunduğu kabuktur. S, p, d ve f yörüngeleri için yörünge kuantum sayısı sırasıyla 0,1,2 veya 3 değerlerini alır.
S kabuğunda bir yörünge vardır (L=0) - iki elektron
P kabuğunda üç yörünge vardır (L=1) - altı elektron
D kabuğunda beş yörünge vardır (L=2) - on elektron
F kabuğunda yedi yörünge vardır (L=3) - on dört elektron
Manyetik kuantum sayısı m l
P kabuğunda üç yörünge vardır ve bunlar -L'den +L'ye kadar sayılarla gösterilir, yani p kabuğu (L=1) için "-1", "0" ve "1" yörüngeleri vardır. .
Manyetik kuantum sayısı m l harfiyle gösterilir.
Kabuğun içinde elektronların farklı yörüngelere yerleştirilmesi daha kolaydır, bu nedenle ilk elektronlar her bir yörüngeyi doldurur ve ardından her birine bir çift elektron eklenir.
D kabuğunu düşünün:
D kabuğu L=2 değerine karşılık gelir, yani beş yörünge (-2,-1,0,1 ve 2), ilk beş elektron M l =-2, M değerlerini alarak kabuğu doldurur. l =-1, M l =0 , M l =1,M l =2.
Spin kuantum sayısı m s Spin, bir elektronun kendi ekseni etrafında dönme yönüdür, iki yön vardır, dolayısıyla spin kuantum numarasının iki değeri vardır: +1/2 ve -1/2. Bir enerji alt seviyesi yalnızca zıt spinlere sahip iki elektron içerebilir. Spin kuantum sayısı m s ile gösterilir Baş kuantum sayısı n
Ana kuantum sayısı enerji seviyesidir.
şu anda Her biri Arap rakamlarıyla gösterilen yedi enerji seviyesi bilinmektedir: 1,2,3,...7. Her seviyedeki mermi sayısı seviye numarasına eşittir: birinci seviyede bir mermi, ikinci seviyede iki mermi vardır, vb. bu N=1'dir, ilk seviyede bir kabuk vardır, herhangi bir seviyedeki ilk kabuk bir top (s-kabuğu) şeklindedir, yani. L=0, manyetik kuantum sayısı yalnızca bir değer alabilir, M l =0 ve spin +1/2'ye eşit olacaktır.
Eğer beşinci elektronu alırsak (hangi atomda olursa olsun), o zaman onun ana kuantum sayıları şöyle olacaktır: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
İsviçreli fizikçi W. Pauli, 1925'te, bir yörüngedeki bir atomda, zıt (antiparalel) dönüşlere (İngilizce'den "iş mili" olarak çevrilmiştir) sahip, yani geleneksel olarak bulunabilecek özelliklere sahip ikiden fazla elektronun olamayacağını tespit etti. kendisini bir elektronun hayali ekseni etrafında dönmesi olarak hayal etti: saat yönünde veya saat yönünün tersine. Bu prensibe Pauli ilkesi denir.
Orbitalde bir elektron varsa buna eşleşmemiş denir; iki varsa bunlar eşleştirilmiş elektronlardır, yani zıt spinlere sahip elektronlardır.
Şekil 5, enerji seviyelerinin alt seviyelere bölünmesinin bir diyagramını göstermektedir. S-Orbital, bildiğiniz gibi küresel bir şekle sahiptir. Hidrojen atomunun elektronu (s = 1) bu yörüngede bulunur ve eşleşmemiştir. Bu nedenle elektronik formülü veya elektronik konfigürasyonu şu şekilde yazılacaktır: 1s 1. Elektronik formüllerde enerji seviyesi numarası (1...) harfinin önündeki rakamla gösterilir, Latince harf
bir alt seviyeyi (yörünge tipini), harfin sağ üst kısmına yazılan sayı (üs olarak) alt seviyedeki elektron sayısını gösterir.
Bir s-orbitalinde iki eşleştirilmiş elektrona sahip bir helyum atomu He için bu formül şöyledir: 1s 2.
Helyum atomunun elektron kabuğu tam ve oldukça kararlıdır. Helyum soylu bir gazdır.
İkinci enerji seviyesinde (n = 2) dört yörünge vardır: bir s ve üç p. İkinci seviyenin s-orbitalinin (2s-orbitalleri) elektronları, çekirdeğe 1s-orbitalinin (n = 2) elektronlarından daha uzakta olduklarından daha yüksek enerjiye sahiptirler.
R-Orbital, bir dambıl veya üç boyutlu sekiz rakamı şeklindedir. Üç p-orbitalinin tümü, atomun çekirdeği boyunca çizilen uzaysal koordinatlar boyunca karşılıklı olarak dik olarak atomda bulunur. n = 2'den başlayarak her enerji seviyesinin (elektronik katmanın) üç p-orbitalinin bulunduğunu bir kez daha vurgulamak gerekir. N arttıkça elektronlar p-orbitallerine doğru hareket eder. uzun mesafelerçekirdekten ve x, y, z eksenleri boyunca yönlendirilir.
İkinci periyodun elemanları için (n = 2), önce bir b-orbital, ardından üç p-orbital doldurulur. Elektronik formül 1l: 1s 2 2s 1. Elektron, atomun çekirdeğine daha gevşek bir şekilde bağlı olduğundan, lityum atomu kolaylıkla ondan vazgeçebilir (hatırladığınız gibi, bu işleme oksidasyon denir) ve Li+ iyonuna dönüşebilir.
Berilyum atomu Be 0'da dördüncü elektron da 2s yörüngesinde bulunur: 1s 2 2s 2. Berilyum atomunun iki dış elektronu kolayca ayrılır - Be 0, Be 2+ katyonuna oksitlenir.
Bor atomunda beşinci elektron 2p yörüngesini işgal eder: 1s 2 2s 2 2p 1. Daha sonra, C, N, O, E atomları 2p yörüngeleriyle doldurulur ve bu yörüngeler soy gaz neonuyla biter: 1s 2 2s 2 2p 6.
Üçüncü periyodun elemanları için sırasıyla Sv ve Sr yörüngeleri doldurulur. Üçüncü seviyenin beş d-orbitalleri serbest kalır:
Bazen elektronların atomlardaki dağılımını gösteren diyagramlarda, yalnızca her enerji seviyesindeki elektron sayısı gösterilir, yani yukarıda verilen tam elektronik formüllerin aksine, kimyasal elementlerin atomlarının kısaltılmış elektronik formülleri yazılır.
Büyük periyotlardaki (dördüncü ve beşinci) elementler için, ilk iki elektron sırasıyla 4. ve 5. yörüngeleri işgal eder: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Her ana periyodun üçüncü elementinden başlayarak, sonraki on elektron sırasıyla önceki 3d ve 4d yörüngelerine girecek (yan alt grupların elemanları için): 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. Kural olarak, önceki d-alt seviyesi doldurulduğunda, dıştaki (sırasıyla 4p- ve 5p) p-alt seviyesi dolmaya başlayacaktır.
Büyük periyotların elemanları için - altıncı ve tamamlanmamış yedinci - elektronik seviyeler ve alt seviyeler kural olarak elektronlarla doldurulur: ilk iki elektron dış b-alt seviyesine gidecektir: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; sonraki bir elektron (Na ve Ac için) bir öncekine (p-alt düzeyi: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 ve 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).
Daha sonra sonraki 14 elektron, lantanitlerin ve aktinitlerin sırasıyla 4f ve 5f yörüngelerindeki üçüncü dış enerji seviyesine girecek.
Daha sonra ikinci dış enerji seviyesi (d-alt seviyesi) yeniden oluşmaya başlayacaktır: ikincil alt grupların elemanları için: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - ve son olarak, ancak mevcut seviye on elektronla tamamen doldurulduktan sonra dış p-alt seviyesi tekrar doldurulacaktır:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Çoğu zaman, atomların elektronik kabuklarının yapısı, enerji veya kuantum hücreleri kullanılarak tasvir edilir - sözde grafik elektronik formüller yazılır. Bu gösterim için aşağıdaki gösterim kullanılır: her kuantum hücresi, bir yörüngeye karşılık gelen bir hücre tarafından belirlenir; Her elektron, dönüş yönüne karşılık gelen bir okla gösterilir. Grafiksel bir elektronik formül yazarken, iki kuralı hatırlamanız gerekir: bir hücrede (orbital) ikiden fazla elektronun olamayacağı, ancak antiparalel dönüşlerin olduğu Pauli ilkesi ve elektronların hangi elektronlara göre olduğu F. Hund kuralı. serbest hücreleri (orbitalleri) işgal eder ve bulunurlar. İlk başta birer birerdirler ve aynı dönüş değerine sahiptirler ve ancak o zaman eşleşirler, ancak dönüşler Pauli ilkesine göre zıt yönde olacaktır.
Sonuç olarak, haritalamayı bir kez daha düşünün elektronik konfigürasyonlar D. I. Mendeleev sisteminin dönemlerine göre elementlerin atomları. Şemalar elektronik yapı atomlar elektronların elektronik katmanlar (enerji seviyeleri) arasındaki dağılımını gösterir. 
Helyum atomunda ilk elektron katmanı tamamlandı; 2 elektronu var.
Hidrojen ve helyum s-elementleridir; bu atomların s-orbitalleri elektronlarla doludur.
İkinci periyodun unsurları
İkinci periyodun tüm elemanları için, birinci elektron katmanı doldurulur ve elektronlar, en az enerji ilkesine (önce s-, sonra p) ve Pauli ve Hund kuralları (Tablo 2).
Neon atomunda ikinci elektron katmanı tamamlandı; 8 elektronu var.
Tablo 2 İkinci periyodun elementlerinin atomlarının elektronik kabuklarının yapısı
Masanın sonu. 2 
Li, Be b-elementleridir.
B, C, N, O, F, Ne p-elementlerdir; bu atomların elektronlarla dolu p-orbitalleri vardır.
Üçüncü periyodun unsurları
Üçüncü periyodun elementlerinin atomları için birinci ve ikinci elektronik katmanlar tamamlanır, böylece elektronların 3s, 3p ve 3d alt düzeylerini işgal edebileceği üçüncü elektronik katman doldurulur (Tablo 3).
Tablo 3 Üçüncü periyodun elementlerinin atomlarının elektronik kabuklarının yapısı
Magnezyum atomu 3s elektron yörüngesini tamamlar. Na ve Mg s elementleridir. 
Bir argon atomunun dış katmanında (üçüncü elektron katmanı) 8 elektron vardır. Dış katman olarak tamamlandı, ancak toplamda üçüncü elektron katmanında bildiğiniz gibi 18 elektron olabilir, bu da üçüncü periyodun elemanlarının doldurulmamış 3 boyutlu yörüngelere sahip olduğu anlamına gelir.
Al'dan Ar'ya kadar olan tüm elementler p elementleridir. S ve p elementleri Periyodik Tablodaki ana alt grupları oluşturur.
Potasyum ve kalsiyum atomlarında dördüncü bir elektron katmanı belirir ve 3d alt seviyesinden daha düşük enerjiye sahip olduğundan 4s alt seviyesi doldurulur (Tablo 4). Dördüncü periyodun element atomlarının grafiksel elektronik formüllerini basitleştirmek için: 1) argonun geleneksel grafiksel elektronik formülünü aşağıdaki gibi gösterelim:
Ar;
2) Bu atomlarla doldurulmayan alt seviyeleri tasvir etmeyeceğiz.
Tablo 4 Dördüncü periyodun elementlerinin atomlarının elektronik kabuklarının yapısı
K, Ca - s-elementleri ana alt gruplara dahildir. Sc'den Zn'ye kadar olan atomlarda 3. alt seviye elektronlarla doludur. Bunlar Zy elementleridir. İkincil alt gruplara dahil edilirler, en dıştaki elektronik katmanları doludur ve geçiş elemanları olarak sınıflandırılırlar.
Krom ve bakır atomlarının elektronik kabuklarının yapısına dikkat edin. Bunlarda, 4. ila 3. alt seviyeden bir elektronun "arızası" vardır; bu, ortaya çıkan Zd 5 ve Zd 10 elektronik konfigürasyonlarının daha yüksek enerji kararlılığıyla açıklanır: 
Çinko atomunda üçüncü elektron katmanı tamamlandı - tüm 3s, 3p ve 3d alt seviyeleri toplam 18 elektronla dolu.
Çinkoyu takip eden elementlerde dördüncü elektron katmanı olan 4p alt düzeyi dolmaya devam eder: Ga'dan Kr'ye kadar olan elementler p elementleridir. 
Kripton atomunun tamamlanmış ve 8 elektronu olan bir dış katmanı (dördüncü) vardır. Ama toplamda dördüncü elektron katmanında bildiğiniz gibi 32 elektron olabiliyor; kripton atomunun hala doldurulmamış 4d ve 4f alt seviyeleri vardır.
Beşinci periyodun elemanları için alt seviyeler şu sırayla doldurulur: 5s-> 4d -> 5p. Ayrıca 41 Nb, 42 MO, vb.'deki elektronların "arızalanması" ile ilgili istisnalar da vardır.
Altıncı ve yedinci periyotlarda elementler ortaya çıkar, yani sırasıyla üçüncü dış elektronik katmanın 4f ve 5f alt seviyelerinin doldurulduğu elementler ortaya çıkar.
4f elementlerine lantanitler denir.
5f-Elementlere aktinit denir.
Altıncı periyodun elementlerinin atomlarındaki elektronik alt seviyeleri doldurma sırası: 55 Сs ve 56 Ва - 6s elementleri;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d öğesi; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemanları; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemanları; 81 Tl— 86 Rn—6p elemanları. Ancak burada da elektron yörüngelerini doldurma sırasının "ihlal edildiği" unsurlar var; bu, örneğin yarı ve tamamen doldurulmuş f alt seviyelerinin, yani nf 7 ve nf 14'ün daha fazla enerji kararlılığıyla ilişkilidir. .
Atomun hangi alt seviyesinin en son elektronlarla doldurulduğuna bağlı olarak, zaten anladığınız gibi tüm elementler dört elektronik aileye veya bloğa ayrılır (Şekil 7).
1) s-Elemanları; atomun dış seviyesinin b-alt seviyesi elektronlarla doludur; s-elementleri hidrojen, helyum ve grup I ve II'nin ana alt gruplarının elementlerini içerir;
2) p elemanları; atomun dış seviyesinin p-alt seviyesi elektronlarla doludur; p elemanları, III-VIII gruplarının ana alt gruplarının elemanlarını içerir;
3) d-elementler; atomun dış öncesi seviyesinin d-alt seviyesi elektronlarla doludur; d-elementler, I-VIII gruplarının ikincil alt gruplarının unsurlarını, yani s- ve p-elementleri arasında yer alan onlarca yıllık büyük dönemlerin eklenti unsurlarını içerir. Bunlara geçiş elemanları da denir;
4) f-elementleri, atomun üçüncü dış seviyesinin f-alt seviyesi elektronlarla doludur; bunlar lantanitleri ve aktinitleri içerir.
1. Pauli ilkesine uyulmazsa ne olur?
2. Hund kuralına uyulmazsa ne olur?
3. Aşağıdaki kimyasal elementlerin atomlarının elektronik yapısının, elektronik formüllerinin ve grafik elektronik formüllerinin diyagramlarını yapın: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. Uygun soy gaz sembolünü kullanarak #110 elementinin elektronik formülünü yazın.
5. Elektron “düşüşü” nedir? Bu olgunun gözlemlendiği elementlere örnekler verin, elektronik formüllerini yazın.
6. Bağlılık nasıl belirlenir? kimyasal elementşuna mı yoksa şu elektronik aileye mi?
7. Kükürt atomunun elektronik ve grafiksel elektronik formüllerini karşılaştırın. Hangi Ek Bilgiler son formül içeriyor mu?
>> Kimya: Kimyasal elementlerin atomlarının elektronik konfigürasyonları
Eğer beşinci elektronu alırsak (hangi atomda olursa olsun), o zaman onun ana kuantum sayıları şöyle olacaktır: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
İsviçreli fizikçi W. Pauli, 1925'te, bir yörüngedeki bir atomda, zıt (antiparalel) dönüşlere (İngilizce'den "iş mili" olarak çevrilmiştir) sahip, yani geleneksel olarak bulunabilecek özelliklere sahip ikiden fazla elektronun olamayacağını tespit etti. kendisini bir elektronun hayali ekseni etrafında dönmesi olarak hayal etti: saat yönünde veya saat yönünün tersine. Bu prensibe Pauli ilkesi denir.
Orbitalde bir elektron varsa buna eşleşmemiş denir; iki varsa bunlar eşleştirilmiş elektronlardır, yani zıt spinlere sahip elektronlardır.
S-orbital, bildiğiniz gibi küresel bir şekle sahiptir. Hidrojen atomunun elektronu (s = 1) bu yörüngede bulunur ve eşleşmemiştir. Bu nedenle elektronik formülü veya elektronik konfigürasyonu şu şekilde yazılacaktır: 1s 1. Elektronik formüllerde, enerji seviyesi numarası harfin önündeki rakamla (1...), Latin harfi alt seviyeyi (yörünge tipini) ve harfin sağ üst kısmına yazılan rakam (gibi) ile gösterilir. üs) alt seviyedeki elektronların sayısını gösterir.
bir alt seviyeyi (yörünge tipini), harfin sağ üst kısmına yazılan sayı (üs olarak) alt seviyedeki elektron sayısını gösterir.
Helyum atomunun elektron kabuğu tam ve oldukça kararlıdır. Helyum soylu bir gazdır.
Helyum atomunun elektron kabuğu tam ve oldukça kararlıdır. Helyum soylu bir gazdır.
İkinci enerji seviyesinde (n = 2) dört yörünge vardır: bir s ve üç p. İkinci seviyenin s-orbitalinin (2s-orbitalleri) elektronları, çekirdeğe 1s-orbitalinin (n = 2) elektronlarından daha uzakta olduklarından daha yüksek enerjiye sahiptirler.
P-Orbital, bir dambıl veya üç boyutlu sekiz rakamı şeklindedir. Üç p-orbitalinin tümü, atomun çekirdeği boyunca çizilen uzaysal koordinatlar boyunca karşılıklı olarak dik olarak atomda bulunur. n = 2'den başlayarak her enerji seviyesinin (elektronik katmanın) üç p-orbitalinin bulunduğunu bir kez daha vurgulamak gerekir. N'nin değeri arttıkça elektronlar, çekirdeğe uzak mesafelerde bulunan ve x, y, z eksenleri boyunca yönlendirilen p-orbitallerini işgal eder.
İkinci periyodun elemanları için (n = 2), önce bir b-orbital, ardından üç p-orbital doldurulur. Elektronik formül 1l: 1s 2 2s 1. Elektron, atomun çekirdeğine daha gevşek bir şekilde bağlı olduğundan, lityum atomu kolaylıkla ondan vazgeçebilir (hatırladığınız gibi, bu işleme oksidasyon denir) ve Li+ iyonuna dönüşebilir.
Berilyum atomu Be 0'da dördüncü elektron da 2s yörüngesinde bulunur: 1s 2 2s 2. Berilyum atomunun iki dış elektronu kolayca ayrılır - Be 0, Be 2+ katyonuna oksitlenir.
Bor atomunda beşinci elektron 2p yörüngesini işgal eder: 1s 2 2s 2 2p 1. Daha sonra, C, N, O, E atomları 2p yörüngeleriyle doldurulur ve bu yörüngeler soy gaz neonuyla biter: 1s 2 2s 2 2p 6.
Üçüncü periyodun elemanları için sırasıyla Sv ve Sr yörüngeleri doldurulur. Üçüncü seviyenin beş d-orbitalleri serbest kalır:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17С11в22822р63р5; 18Ağu П^Ёр^Зр6.
Bazen elektronların atomlardaki dağılımını gösteren diyagramlarda, yalnızca her enerji seviyesindeki elektron sayısı gösterilir, yani yukarıda verilen tam elektronik formüllerin aksine, kimyasal elementlerin atomlarının kısaltılmış elektronik formülleri yazılır.
Büyük periyotlardaki (dördüncü ve beşinci) elementler için, ilk iki elektron sırasıyla 4. ve 5. yörüngeleri işgal eder: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Her ana periyodun üçüncü elementinden başlayarak, sonraki on elektron sırasıyla önceki 3d ve 4d yörüngelerine girecek (yan alt grupların elemanları için): 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. Kural olarak, önceki d-alt seviyesi doldurulduğunda, dıştaki (sırasıyla 4p- ve 5p) p-alt seviyesi dolmaya başlayacaktır.
Büyük periyotların elemanları için - altıncı ve tamamlanmamış yedinci - elektronik seviyeler ve alt seviyeler kural olarak elektronlarla doldurulur: ilk iki elektron dış b-alt seviyesine gidecektir: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; bir sonraki elektron (Na ve Ac için) bir öncekine (p-alt düzeyi: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 ve 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).
Daha sonra sonraki 14 elektron, lantanitlerin ve aktinitlerin sırasıyla 4f ve 5f yörüngelerindeki üçüncü dış enerji seviyesine girecek.
Daha sonra ikinci dış enerji seviyesi (d-alt seviyesi) yeniden oluşmaya başlayacaktır: ikincil alt grupların elemanları için: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - ve son olarak, ancak mevcut seviye on elektronla tamamen doldurulduktan sonra dış p-alt seviyesi tekrar doldurulacaktır:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Çoğu zaman, atomların elektronik kabuklarının yapısı, enerji veya kuantum hücreleri kullanılarak tasvir edilir - sözde grafik elektronik formüller yazılır. Bu gösterim için aşağıdaki gösterim kullanılır: her kuantum hücresi, bir yörüngeye karşılık gelen bir hücre tarafından belirlenir; Her elektron, dönüş yönüne karşılık gelen bir okla gösterilir. Grafiksel bir elektronik formül yazarken, iki kuralı hatırlamanız gerekir: bir hücrede (orbital) ikiden fazla elektronun olamayacağı, ancak antiparalel dönüşlerin olduğu Pauli ilkesi ve elektronların hangi elektronlara göre olduğu F. Hund kuralı. serbest hücreleri (orbitalleri) işgal eder ve bulunurlar. İlk başta birer birerdirler ve aynı dönüş değerine sahiptirler ve ancak o zaman eşleşirler, ancak dönüşler Pauli ilkesine göre zıt yönde olacaktır.
Sonuç olarak, elementlerin atomlarının elektronik konfigürasyonlarının D.I. Mendeleev sisteminin dönemlerine göre gösterimini bir kez daha ele alalım. Atomların elektronik yapısının diyagramları, elektronların elektronik katmanlar (enerji seviyeleri) arasındaki dağılımını gösterir. 
Helyum atomunda ilk elektron katmanı tamamlandı; 2 elektronu var.
Hidrojen ve helyum s-elementleridir; bu atomların s-orbitalleri elektronlarla doludur.
İkinci periyodun unsurları
İkinci periyodun tüm elemanları için, birinci elektron katmanı doldurulur ve elektronlar, en az enerji ilkesine (önce s-, sonra p) ve Pauli ve Hund kuralları (Tablo 2).
Neon atomunda ikinci elektron katmanı tamamlandı; 8 elektronu var.
Tablo 2 İkinci periyodun elementlerinin atomlarının elektronik kabuklarının yapısı
Masanın sonu. 2 
Li, Be - b-elementler.
B, C, N, O, F, Ne p-elementlerdir; bu atomların elektronlarla dolu p-orbitalleri vardır.
Üçüncü periyodun unsurları
Üçüncü periyodun elementlerinin atomları için birinci ve ikinci elektronik katmanlar tamamlanır, böylece elektronların 3s, 3p ve 3d alt düzeylerini işgal edebileceği üçüncü elektronik katman doldurulur (Tablo 3).
Tablo 3 Üçüncü periyodun elementlerinin atomlarının elektronik kabuklarının yapısı
Magnezyum atomu 3s elektron yörüngesini tamamlar. Na ve Mg-s-elementleri. 
Bir argon atomunun dış katmanında (üçüncü elektron katmanı) 8 elektron vardır. Dış katman olarak tamamlandı, ancak toplamda üçüncü elektron katmanında bildiğiniz gibi 18 elektron olabilir, bu da üçüncü periyodun elemanlarının doldurulmamış 3 boyutlu yörüngelere sahip olduğu anlamına gelir.
Al'den Ar'a kadar olan tüm elementler p elementleridir. S ve p elementleri Periyodik Tablodaki ana alt grupları oluşturur.
Potasyum ve kalsiyum atomlarında dördüncü bir elektron katmanı belirir ve 3d alt seviyesinden daha düşük enerjiye sahip olduğundan 4s alt seviyesi doldurulur (Tablo 4). Dördüncü periyodun element atomlarının grafiksel elektronik formüllerini basitleştirmek için: 1) argonun geleneksel grafiksel elektronik formülünü aşağıdaki gibi gösterelim:
Ar;
2) Bu atomlarla doldurulmayan alt seviyeleri tasvir etmeyeceğiz.
Tablo 4 Dördüncü periyodun elementlerinin atomlarının elektronik kabuklarının yapısı
K, Ca - s-elementleri ana alt gruplara dahildir. Sc'den Zn'ye kadar olan atomlarda 3. alt düzey elektronlarla doludur. Bunlar Zy elementleridir. İkincil alt gruplara dahil edilirler, en dıştaki elektronik katmanları doludur ve geçiş elemanları olarak sınıflandırılırlar.
Krom ve bakır atomlarının elektronik kabuklarının yapısına dikkat edin. Bunlarda, 4. ila 3. alt seviyeden bir elektronun "arızası" vardır; bu, ortaya çıkan Zd 5 ve Zd 10 elektronik konfigürasyonlarının daha yüksek enerji kararlılığıyla açıklanır: 
Çinko atomunda üçüncü elektron katmanı tamamlanmıştır; 3s, 3p ve 3d alt düzeylerinin tümü toplam 18 elektronla doldurulmuştur.
Çinkoyu takip eden elementlerde dördüncü elektron katmanı olan 4p alt düzeyi dolmaya devam eder: Ga'dan Kr'ye kadar olan elementler p elementleridir. 
Kripton atomunun tamamlanmış ve 8 elektronu olan bir dış katmanı (dördüncü) vardır. Ama toplamda dördüncü elektron katmanında bildiğiniz gibi 32 elektron olabiliyor; kripton atomunun hala doldurulmamış 4d ve 4f alt seviyeleri vardır.
Beşinci periyodun elemanları için alt seviyeler şu sırayla doldurulur: 5s-> 4d -> 5p. Ayrıca 41 Nb, 42 MO, vb.'deki elektronların "arızalanması" ile ilgili istisnalar da vardır.
Altıncı ve yedinci periyotlarda elementler ortaya çıkar, yani sırasıyla üçüncü dış elektronik katmanın 4f ve 5f alt seviyelerinin doldurulduğu elementler ortaya çıkar.
4f elementlerine lantanitler denir.
5f-Elementlere aktinit denir.
Altıncı periyodun elementlerinin atomlarındaki elektronik alt seviyeleri doldurma sırası: 55 Сs ve 56 Ва - 6s elementleri;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d öğesi; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemanları; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemanları; 81 Tl- 86 Rn - 6p-elementler. Ancak burada da elektron yörüngelerini doldurma sırasının "ihlal edildiği" unsurlar var; bu, örneğin yarı ve tamamen doldurulmuş f alt seviyelerinin, yani nf 7 ve nf 14'ün daha fazla enerji kararlılığıyla ilişkilidir. .
Atomun hangi alt seviyesinin en son elektronlarla doldurulduğuna bağlı olarak, zaten anladığınız gibi tüm elementler dört elektronik aileye veya bloğa ayrılır (Şekil 7).
1) s-Elemanları; atomun dış seviyesinin b-alt seviyesi elektronlarla doludur; s-elementleri hidrojen, helyum ve grup I ve II'nin ana alt gruplarının elementlerini içerir;
2) p elemanları; atomun dış seviyesinin p-alt seviyesi elektronlarla doludur; p elemanları, III-VIII gruplarının ana alt gruplarının elemanlarını içerir;
3) d-elementler; atomun dış öncesi seviyesinin d-alt seviyesi elektronlarla doludur; d-elementler, I-VIII gruplarının ikincil alt gruplarının unsurlarını, yani s- ve p-elementleri arasında yer alan onlarca yıllık büyük dönemlerin eklenti unsurlarını içerir. Bunlara geçiş elemanları da denir;
4) f-elementleri, atomun üçüncü dış seviyesinin f-alt seviyesi elektronlarla doludur; bunlar lantanitleri ve aktinitleri içerir.
1. Pauli ilkesine uyulmazsa ne olur?
2. Hund kuralına uyulmazsa ne olur?
3. Aşağıdaki kimyasal elementlerin atomlarının elektronik yapısının, elektronik formüllerinin ve grafik elektronik formüllerinin diyagramlarını yapın: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. Uygun soy gaz sembolünü kullanarak #110 elementinin elektronik formülünü yazın.
Ders içeriği ders notları destekleyici çerçeve ders sunumu hızlandırma yöntemleri etkileşimli teknolojiler Pratik görevler ve alıştırmalar kendi kendine test atölyeleri, eğitimler, vakalar, görevler ödev tartışma soruları öğrencilerden gelen retorik sorular İllüstrasyonlar ses, video klipler ve multimedya fotoğraflar, resimler, grafikler, tablolar, diyagramlar, mizah, anekdotlar, şakalar, çizgi romanlar, benzetmeler, sözler, bulmacalar, alıntılar Eklentiler özetler makaleler meraklı beşikler için püf noktaları ders kitapları temel ve ek terimler sözlüğü diğer Ders kitaplarının ve derslerin iyileştirilmesiDers kitabındaki hataların düzeltilmesi ders kitabındaki bir parçanın güncellenmesi, dersteki yenilik unsurları, eski bilgilerin yenileriyle değiştirilmesi Sadece öğretmenler için mükemmel dersler takvim planı bir yıl boyunca metodolojik öneriler tartışma programları Entegre DerslerKimyasallar etrafımızdaki dünyanın yapıldığı şeydir.
Her kimyasal maddenin özellikleri iki türe ayrılır: diğer maddeleri oluşturma yeteneğini karakterize eden kimyasal ve objektif olarak gözlemlenen ve kimyasal dönüşümlerden ayrı olarak değerlendirilebilen fiziksel. Örneğin, bir maddenin fiziksel özellikleri onun toplanma durumu (katı, sıvı veya gaz), termal iletkenlik, ısı kapasitesi, çeşitli ortamlardaki çözünürlük (su, alkol vb.), yoğunluk, renk, tat vb.'dir.
Bazılarının dönüşümleri kimyasallar diğer maddelerde kimyasal olaylar veya kimyasal reaksiyonlar denir. Bazı özelliklerdeki değişikliklerin açıkça eşlik ettiği fiziksel olayların da mevcut olduğu unutulmamalıdır. fiziksel özellikler maddeler başka maddelere dönüşmeden Örneğin fiziksel olaylar arasında buzun erimesi, suyun donması veya buharlaşması vb. yer alır.
Herhangi bir işlem sırasında kimyasal bir olayın meydana geldiği gerçeği gözlemlenerek çıkarılabilir. karakteristik özellikler kimyasal reaksiyonlar renk değişimi, çökelme, gaz oluşumu, ısı ve/veya ışık gibi.
Örneğin, aşağıdaki gözlemler yapılarak kimyasal reaksiyonların oluşumu hakkında bir sonuca varılabilir:
Günlük yaşamda kireç adı verilen suyun kaynatılması sırasında tortu oluşması;
Ateş yandığında ısı ve ışığın açığa çıkması;
Havada taze bir elma kesiminin renginin değişmesi;
Hamurun fermantasyonu vb. sırasında gaz kabarcıklarının oluşması.
Bir maddenin kimyasal reaksiyonlar sırasında hemen hemen hiçbir değişikliğe uğramayan, ancak birbirleriyle yeni bir şekilde birleşen en küçük parçacıklarına atom denir.
Bu tür madde birimlerinin varlığına dair fikir, eski zamanlarda ortaya çıktı. Antik Yunanistan Antik filozofların kafasında bu aslında “atom” teriminin kökenini açıklıyor çünkü Yunancadan tam anlamıyla çevrilen “atomos” “bölünemez” anlamına geliyor.
Ancak eski Yunan filozoflarının düşüncesinin aksine atomlar, maddenin mutlak minimumu değildir; kendileri de karmaşık bir yapıya sahiptir.
Her atom, sırasıyla p +, n o ve e - sembolleriyle gösterilen, atom altı parçacıklar adı verilen protonlar, nötronlar ve elektronlardan oluşur. Kullanılan notasyondaki üst simge, protonun birim pozitif yüke sahip olduğunu, elektronun birim negatif yüke sahip olduğunu ve nötronun yüksüz olduğunu gösterir.
Bir atomun niteliksel yapısına gelince, her atomda tüm protonlar ve nötronlar, çevresinde elektronların bir elektron kabuğu oluşturduğu çekirdek adı verilen bölgede yoğunlaşmıştır.
Proton ve nötron hemen hemen aynı kütlelere sahiptir; m p ≈ m n ve elektronun kütlesi, her birinin kütlesinden neredeyse 2000 kat daha azdır, yani. m p /m e ≈ mn /m e ≈ 2000.
Bir atomun temel özelliği elektriksel nötrlüğü olduğundan ve bir elektronun yükü bir protonun yüküne eşit olduğundan, bundan herhangi bir atomdaki elektron sayısının proton sayısına eşit olduğu sonucunu çıkarabiliriz.
Örneğin, aşağıdaki tablo atomların olası bileşimini göstermektedir:
Aynı nükleer yüke sahip atom türleri, yani Çekirdeğinde aynı sayıda proton bulunan elementlere kimyasal element denir. Böylece yukarıdaki tablodan atom1 ve atom2'nin bir kimyasal elemente, atom3 ve atom4'ün ise başka bir kimyasal elemente ait olduğu sonucuna varabiliriz.
Her kimyasal elementin, belirli bir şekilde okunan kendi adı ve bireysel sembolü vardır. Yani örneğin atomları çekirdeğinde yalnızca bir proton içeren en basit kimyasal elemente "hidrojen" adı verilir ve "kül" olarak okunan "H" simgesiyle gösterilir ve bir kimyasal elementtir. +7 nükleer yük (yani 7 proton içeren) - “nitrojen”, “en” olarak okunan “N” sembolüne sahiptir.
Yukarıdaki tablodan görebileceğiniz gibi, bir kimyasal elementin atomlarının çekirdeklerindeki nötron sayısı farklılık gösterebilir.
Aynı kimyasal elemente ait olan ancak farklı sayıda nötronlara sahip olan ve bunun sonucunda kütleye sahip olan atomlara izotoplar denir.
Örneğin, hidrojen kimyasal elementinin üç izotopu vardır - 1 H, 2 H ve 3 H. H sembolünün üzerindeki 1, 2 ve 3 endeksleri, nötron ve protonların toplam sayısı anlamına gelir. Onlar. Hidrojenin, atomlarının çekirdeğinde bir proton bulunmasıyla karakterize edilen kimyasal bir element olduğunu bilerek, 1H izotopunda hiç nötron bulunmadığı (1-1 = 0) sonucuna varabiliriz. 2H izotopu - 1 nötron (2-1=1) ve 3H izotopunda - iki nötron (3-1=2). Daha önce de belirtildiği gibi, nötron ve proton aynı kütlelere sahip olduğundan ve elektronun kütlesi onlarla karşılaştırıldığında ihmal edilebilecek kadar küçük olduğundan, bu, 2H izotopunun 1H izotopundan neredeyse iki kat daha ağır olduğu ve 3H izotopunun hatta üç kat daha ağır. Hidrojen izotoplarının kütlelerindeki bu kadar büyük bir dağılım nedeniyle, 2H ve 3H izotoplarına, başka hiçbir kimyasal element için tipik olmayan ayrı bireysel isimler ve semboller bile verilmiştir. 2H izotopuna döteryum adı verildi ve D sembolü verildi ve 3H izotopuna trityum adı verildi ve T sembolü verildi.
Bir proton ve bir nötronun kütlesini bir olarak alırsak ve bir elektronun kütlesini ihmal edersek, aslında atomdaki toplam proton ve nötron sayısına ek olarak sol üst indeks onun kütlesi olarak düşünülebilir ve bu nedenle bu indeks denir kütle numarası ve A sembolü ile gösterilir. Protonlar herhangi bir atomun çekirdeğinin yükünden sorumlu olduğundan ve her protonun yükü geleneksel olarak +1'e eşit kabul edildiğinden, çekirdekteki proton sayısına yük numarası (Z) denir. ). Bir atomdaki nötron sayısı N olarak gösterilerek kütle numarası, yük sayısı ve nötron sayısı arasındaki ilişki matematiksel olarak şu şekilde ifade edilebilir:
Modern kavramlara göre elektron ikili (parçacık-dalga) bir yapıya sahiptir. Hem parçacık hem de dalga özelliklerine sahiptir. Bir parçacık gibi, bir elektronun da kütlesi ve yükü vardır, ancak aynı zamanda bir dalga gibi elektronların akışı da kırınım yeteneği ile karakterize edilir.
Bir atomdaki bir elektronun durumunu tanımlamak için, elektronun belirli bir hareket yörüngesine sahip olmadığı ve uzayda herhangi bir noktaya ancak farklı olasılıklarla yerleştirilebildiği kuantum mekaniği kavramları kullanılır.
Çekirdeğin etrafındaki, bir elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu uzay bölgesine atomik yörünge adı verilir.
Bir atomik yörünge sahip olabilir çeşitli şekiller, boyut ve yön. Atomik yörüngeye elektron bulutu da denir.
Grafiksel olarak, bir atomik yörünge genellikle kare hücre olarak gösterilir:
Kuantum mekaniği son derece karmaşık bir matematiksel aygıta sahiptir, bu nedenle okul kimyası dersi çerçevesinde yalnızca kuantum mekaniği teorisinin sonuçları dikkate alınır.
Bu sonuçlara göre herhangi bir atomik yörünge ve onun içinde yer alan elektron tamamen 4 kuantum sayısıyla karakterize edilir.
- Temel kuantum sayısı n, belirli bir yörüngedeki bir elektronun toplam enerjisini belirler. Ana kuantum sayısının değer aralığı – hepsi doğal sayılar yani n = 1,2,3,4, 5 vb.
- Yörünge kuantum numarası - l - atomik yörüngenin şeklini karakterize eder ve 0'dan n-1'e kadar herhangi bir tamsayı değeri alabilir; burada n, hatırlayın, ana kuantum sayısıdır.
l = 0 olan yörüngelere denir S-orbitaller. s-Orbitallerin şekli küreseldir ve uzayda yönü yoktur:
l = 1 olan yörüngelere denir P-orbitaller. Bu yörüngeler üç boyutlu bir sekiz şeklinin şekline sahiptir; sekiz rakamının bir simetri ekseni etrafında döndürülmesiyle elde edilen ve dışarıdan bir dambıla benzeyen bir şekil:
l = 2 olan yörüngelere denir D-orbitaller, ve l = 3 – F-orbitaller. Yapıları çok daha karmaşıktır.
3) Manyetik kuantum sayısı – ml – belirli bir atomik yörüngenin uzaysal yönelimini belirler ve yörüngesel açısal momentumun yön üzerine izdüşümünü ifade eder manyetik alan. Manyetik kuantum sayısı ml, dış manyetik alan kuvveti vektörünün yönüne göre yörüngenin yönelimine karşılık gelir ve 0 dahil olmak üzere –l ila +l arasında herhangi bir tam sayı değeri alabilir, yani. toplam miktar olası değerler(2l+1)'e eşittir. Yani örneğin l = 0 m için l = 0 (bir değer), l = 1 m için l = -1, 0, +1 (üç değer), l = 2 m için l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (manyetik kuantum sayısının beş değeri), vb.
Yani, örneğin p-orbitaller, yani. Yörünge kuantum numarası l = 1 olan ve “üç boyutlu sekiz rakamı” şeklindeki yörüngeler, sırasıyla üç yöne karşılık gelen manyetik kuantum sayısının (-1, 0, +1) üç değerine karşılık gelir Uzayda birbirine dik.
4) Spin kuantum sayısı (veya basitçe spin) - m s - atomdaki elektronun dönme yönünden koşullu olarak sorumlu kabul edilebilir; Farklı spinlere sahip elektronlar, farklı yönlere yönlendirilmiş dikey oklarla gösterilir: ↓ ve .
Bir atomdaki aynı temel kuantum sayısına sahip tüm yörüngelerin oluşturduğu kümeye enerji düzeyi veya elektron kabuğu denir. Bazı n sayısına sahip herhangi bir rastgele enerji seviyesi, n2 yörüngeden oluşur.
Temel kuantum sayısı ve yörünge kuantum numarasının aynı değerlerine sahip bir dizi yörünge, bir enerji alt seviyesini temsil eder.
Temel kuantum sayısı n'ye karşılık gelen her enerji düzeyi, n alt düzey içerir. Buna karşılık, yörünge kuantum sayısı l olan her enerji alt düzeyi (2l+1) yörüngeden oluşur. Böylece, s alt düzeyi bir s yörüngesinden, p alt düzeyi üç p yörüngesinden, d alt düzeyi beş d yörüngesinden ve f alt düzeyi yedi f yörüngesinden oluşur. Daha önce de belirtildiği gibi, bir atomik yörünge genellikle bir kare hücreyle gösterildiğinden, s-, p-, d- ve f-alt seviyeleri grafiksel olarak aşağıdaki gibi temsil edilebilir:
Her yörünge, kesin olarak tanımlanmış üç kuantum sayısı n, l ve ml'den oluşan bireysel bir diziye karşılık gelir.
Elektronların yörüngeler arasındaki dağılımına elektron konfigürasyonu denir.
Atomik yörüngelerin elektronlarla doldurulması üç koşula göre gerçekleşir:
- Minimum enerji prensibi: Elektronlar en düşük enerji alt seviyesinden başlayarak yörüngeleri doldururlar. Enerjilerini arttırma sırasına göre alt seviyelerin sırası aşağıdaki gibidir: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Elektronik alt seviyelerin doldurulma sırasını hatırlamayı kolaylaştırmak için aşağıdaki grafik gösterim çok kullanışlıdır:
- Pauli prensibi: Her yörünge ikiden fazla elektron içeremez.
Orbitalde bir elektron varsa buna eşlenmemiş, iki elektron varsa buna elektron çifti denir.
- Hund'un kuralı: Bir atomun en kararlı durumu, bir alt seviyede atomun mümkün olan maksimum sayıda eşleşmemiş elektrona sahip olduğu durumdur. Atomun bu en kararlı durumuna temel durum denir.
Aslında yukarıdakiler, örneğin 1., 2., 3. ve 4. elektronların p-alt seviyesinin üç yörüngesine yerleştirilmesinin şu şekilde gerçekleştirileceği anlamına gelir:
Atomik yörüngelerin yük sayısı 1 olan hidrojenden yük sayısı 36 olan kriptona (Kr) doldurulması şu şekilde gerçekleştirilecektir:
Atomik yörüngelerin doldurulma sırasının böyle bir temsiline enerji diyagramı denir. Bireysel elemanların elektronik diyagramlarına dayanarak, bunların sözde elektronik formüllerini (konfigürasyonlarını) yazmak mümkündür. Yani örneğin 15 protonlu ve bunun sonucunda 15 elektronlu bir element, yani. fosfor (P) aşağıdaki enerji diyagramına sahip olacaktır:
Elektronik formüle dönüştürüldüğünde fosfor atomu şu şekli alacaktır:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Alt seviye sembolünün solundaki normal büyüklükteki sayılar, enerji seviyesi numarasını gösterir ve alt seviye sembolünün sağındaki üst simgeler, karşılık gelen alt seviyedeki elektronların sayısını gösterir.
Aşağıda D.I.'nin periyodik tablosunun ilk 36 elementinin elektronik formülleri bulunmaktadır. Mendeleev.
| dönem | Ürün no. | sembol | İsim | elektronik formül |
| BEN | 1 | H | hidrojen | 1s 1 |
| 2 | O | helyum | 1s 2 | |
| II | 3 | Li | lityum | 1s 2 2s 1 |
| 4 | Olmak | berilyum | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | B | bor | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | karbon | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | azot | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | oksijen | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | flor | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Hayır | neon | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | Hayır | sodyum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | magnezyum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Al | alüminyum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | silikon | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | P | fosfor | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | sülfür | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | klor | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ar | argon | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | k | potasyum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | ca | kalsiyum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | skandiyum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | titanyum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | vanadyum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | CR | krom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 burada bir elektronun sıçramasını gözlemliyoruz S Açık D alt seviye | |
| 25 | Mn | manganez | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | ütü | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Ortak | kobalt | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | nikel | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | bakır | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 burada bir elektronun sıçramasını gözlemliyoruz S Açık D alt seviye | |
| 30 | Zn | çinko | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | GA | galyum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ge | germanyum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | Gibi | arsenik | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Bak | selenyum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | kardeşim | brom | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Kr. | kripton | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Daha önce de belirtildiği gibi, temel hallerinde atomik yörüngelerdeki elektronlar en az enerji ilkesine göre konumlandırılır. Bununla birlikte, atomun temel durumunda boş p-orbitallerinin varlığında, çoğu zaman ona fazla enerji verilerek atom uyarılmış duruma aktarılabilir. Örneğin, temel durumdaki bir bor atomunun elektronik konfigürasyonu ve enerji diyagramı aşağıdaki biçimdedir:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
Ve heyecanlı bir durumda (*), yani. Bor atomuna bir miktar enerji verildiğinde elektron konfigürasyonu ve enerji diyagramı şu şekilde görünecektir:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
Atomun hangi alt seviyesinin en son doldurulduğuna bağlı olarak kimyasal elementler s, p, d veya f olarak ayrılır.
Tablodaki s, p, d ve f elemanlarını bulma D.I. Mendeleev:
- S-elemanları doldurulacak son s-alt düzeyine sahiptir. Bu öğeler, grup I ve II'nin ana (tablo hücresinde solda) alt gruplarının öğelerini içerir.
- P elemanları için p alt seviyesi doldurulur. P-elementleri, birinci ve yedinci hariç her periyodun son altı elementini ve ayrıca III-VIII. grupların ana alt gruplarının unsurlarını içerir.
- d-elementleri s- ve p-elementleri arasında geniş periyotlarda bulunur.
- f-Elementlere lantanit ve aktinit denir. Bunlar D.I. tablosunun altında listelenmiştir. Mendeleev.
6.6. Krom, bakır ve diğer bazı elementlerin atomlarının elektronik yapısının özellikleri
Ek 4'e dikkatlice bakmışsanız, muhtemelen bazı elementlerin atomları için yörüngeleri elektronlarla doldurma sırasının bozulduğunu fark etmişsinizdir. Bazen bu ihlallere "istisnalar" denir, ancak durum böyle değildir - Doğa yasalarının istisnaları yoktur!
Bu bozukluğa sahip ilk element kromdur. Elektronik yapısına daha yakından bakalım (Şekil 6.16) A). Krom atomunda 4 tane bulunur S-beklendiği gibi iki alt seviye değil, yalnızca bir elektron vardır. Ama saat 3'te D-alt seviyenin beş elektronu vardır, ancak bu alt seviye 4'ten sonra doldurulur S-alt seviye (bkz. Şekil 6.4). Bunun neden olduğunu anlamak için elektron bulutlarının ne olduğuna bakalım. D-bu atomun alt seviyesi.
Her biri beş 3 D-bu durumda bulutlar bir elektrondan oluşur. Bu bölümün 4. maddesinden zaten bildiğiniz gibi, bu beş elektronun toplam elektron bulutu küresel bir şekle sahiptir veya dedikleri gibi küresel olarak simetriktir. Elektron yoğunluğunun farklı yönlerdeki dağılımının niteliğine göre 1'e benzer. S-EO. Elektronları böyle bir bulut oluşturan alt düzeyin enerjisinin, daha az simetrik bir buluta göre daha az olduğu ortaya çıkar. Bu durumda yörünge enerjisi 3'tür. D-alt seviye enerji 4'e eşittir S-orbitaller. Simetri bozulduğunda, örneğin altıncı bir elektron ortaya çıktığında, yörüngelerin enerjisi 3'tür. D-alt seviye yine enerji 4'ten daha büyük hale gelir S-orbitaller. Bu nedenle manganez atomunun yine 4'te ikinci bir elektronu vardır. S-AO.
Yarısı veya tamamı elektronlarla dolu olan herhangi bir alt seviyenin genel bulutu küresel simetriye sahiptir. Bu durumlarda enerjideki azalma genel niteliktedir ve herhangi bir alt düzeyin yarı veya tamamen elektronlarla dolu olmasına bağlı değildir. Ve eğer öyleyse, o zaman bir sonraki ihlali, elektron kabuğuna dokuzuncunun en son “vardığı” atomda aramalıyız. D-elektron. Aslında bakır atomunda 3 tane var D-alt seviyede 10 elektron vardır ve 4 S- yalnızca bir alt seviye (Şek. 6.16) B).
Tamamen veya yarı dolu bir alt seviyenin yörüngelerinin enerjisindeki azalma, bazılarına aşina olacağınız bir takım önemli kimyasal olaylara neden olur.
6.7. Dış ve değerlik elektronları, yörüngeler ve alt seviyeler
Kimyada, izole edilmiş atomların özellikleri kural olarak incelenmemiştir, çünkü hemen hemen tüm atomlar çeşitli maddelerin bir parçası olduğunda kimyasal bağlar oluşturur. Kimyasal bağlar atomların elektron kabuklarının etkileşimi sonucu oluşur. Tüm atomlar için (hidrojen hariç), tüm elektronlar kimyasal bağ oluşumunda yer almaz: bor beş elektrondan üçüne, karbon altı elektrondan dördüne ve örneğin baryum elli altı elektrondan ikisine sahiptir. Bu "aktif" elektronlara denir değerlik elektronları.
Değerlik elektronları bazen karıştırılır harici elektronlar, ama bu aynı şey değil.
Dış elektronlardan oluşan elektronik bulutların maksimum bir yarıçapı (ve temel kuantum sayısının maksimum değeri) vardır.
Bağ oluşumunda ilk etapta dış elektronlar rol alır, çünkü atomlar birbirine yaklaştığında ilk önce bu elektronların oluşturduğu elektron bulutları temasa geçer. Ancak onlarla birlikte bazı elektronlar da bağ oluşumunda rol oynayabilir. ön-dış(sondan bir önceki) katman, ancak yalnızca dış elektronların enerjisinden çok farklı olmayan bir enerjiye sahip olmaları durumunda. Bir atomun her iki elektronu da değerlik elektronudur. (Lantanitlerde ve aktinitlerde bazı “dış” elektronlar bile değerliklidir)
Değerlik elektronlarının enerjisi, atomun diğer elektronlarının enerjisinden çok daha büyüktür ve değerlik elektronları, birbirlerinden enerji açısından önemli ölçüde daha az farklılık gösterir.
Dış elektronlar, yalnızca atomun kimyasal bağlar oluşturabilmesi durumunda her zaman değerlik elektronlarıdır. Dolayısıyla helyum atomunun her iki elektronu da dışsaldır, ancak helyum atomu hiçbir kimyasal bağ oluşturmadığı için bunlara değerlik denemez.
Değerlik elektronları işgal eder değerlik yörüngeleri, bu da sırasıyla değerlik alt seviyeleri.
Örnek olarak, elektronik konfigürasyonu Şekil 2'de gösterilen bir demir atomunu düşünün. 6.17. Bir demir atomunun elektronlarının maksimum temel kuantum sayısı ( N= 4) yalnızca iki tane 4 var S-elektron. Sonuç olarak, bunlar bu atomun dış elektronlarıdır. Demir atomunun dış yörüngelerinin tümü yörüngelerdir. N= 4 ve dış alt seviyeler bu yörüngelerin oluşturduğu tüm alt seviyelerdir, yani 4 S-,
4P-, 4D- ve 4 F-EPU.
Dış elektronlar her zaman değerlik elektronlarıdır, dolayısıyla 4 S-Demir atomunun elektronları değerlik elektronlarıdır. Ve eğer öyleyse, o zaman 3 D-Biraz daha yüksek enerjiye sahip elektronlar da değerlik elektronları olacaktır. Dolu 4'e ek olarak demir atomunun dış seviyesinde S-AO hala 4 tane bedava var P-, 4D- ve 4 F-AO. Hepsi dışsaldır ancak yalnızca 4 tanesi değerliktir R-AO, kalan yörüngelerin enerjisi çok daha yüksek olduğundan ve bu yörüngelerde elektronların ortaya çıkması demir atomu için faydalı değildir.
Yani demir atomu
harici elektronik seviye – dördüncü,
harici alt düzeyler – 4 S-, 4P-, 4D- ve 4 F-EPU,
dış yörüngeler – 4 S-, 4P-, 4D- ve 4 F-AO,
dış elektronlar – iki 4 S-elektron (4 S 2),
dış elektronik katman – dördüncü,
dış elektron bulutu – 4 S-EO
değerlik alt seviyeleri – 4 S-, 4P- ve 3 D-EPU,
değerlik yörüngeleri – 4 S-, 4P- ve 3 D-AO,
değerlik elektronları – iki 4 S-elektron (4 S 2) ve altı 3 D-elektronlar (3 D 6).
Değerlik alt seviyeleri kısmen veya tamamen elektronlarla doldurulabilir veya tamamen serbest kalabilir. Nükleer yük arttıkça tüm alt seviyelerin enerji değerleri azalır, ancak elektronların birbirleriyle etkileşimi nedeniyle farklı alt seviyelerin enerjisi farklı “hızlarda” azalır. Enerji tamamen dolu D- Ve F-alt düzeyler o kadar azalır ki değerlik olmaktan çıkarlar.
Örnek olarak titanyum ve arsenik atomlarını düşünün (Şekil 6.18).
Titanyum atomu 3 durumunda D-EPU yalnızca kısmen elektronlarla doludur ve enerjisi, enerji 4'ten büyüktür. S-EPU ve 3 D-elektronlar değerliktir. Arsenik atomu 3'e sahiptir D-EPU tamamen elektronlarla doludur ve enerjisi 4'ün enerjisinden önemli ölçüde daha azdır. S-EPU ve dolayısıyla 3 D-elektronlar değerlik değildir.
Verilen örneklerde analiz ettiğimiz değerlik elektron konfigürasyonu titanyum ve arsenik atomları.
Bir atomun değerlik elektronik konfigürasyonu şu şekilde gösterilmektedir: değerlik elektron formülü veya formda değerlik alt seviyelerinin enerji diyagramı.
DEĞERLİK ELEKTRONLARI, DIŞ ELEKTRONLAR, DEĞERLİK EPU, DEĞERLİK AO, BİR ATOMUN DEĞERLİK ELEKTRON YAPILANDIRILMASI, DEĞERLİK ELEKTRON FORMÜLÜ, DEĞERLİK ALT SEVİYELERİ DİYAGRAMI.
1. Derlediğiniz enerji diyagramlarında ve Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar atomlarının tam elektronik formüllerinde dış ve değerlik elektronlarını belirtin. Bu atomların değerlik elektronik formüllerini yazınız. Enerji diyagramlarında değerlik alt seviyelerinin enerji diyagramlarına karşılık gelen kısımları vurgulayın.
2. Atomların elektronik konfigürasyonlarının ortak noktaları nelerdir: a) Li ve Na, B ve Al, O ve S, Ne ve Ar; b) Zn ve Mg, Sc ve Al, Cr ve S, Ti ve Si; c) H ve He, Li ve O, K ve Kr, Sc ve Ga. Farklılıkları nelerdir?
3. Her bir elementin atomunun elektron kabuğunda kaç değerlik alt düzeyi vardır: a) hidrojen, helyum ve lityum, b) nitrojen, sodyum ve kükürt, c) potasyum, kobalt ve germanyum
4. a) bor, b) flor, c) sodyum atomunda kaç değerlik yörüngesi tamamen doludur?
5. Bir atomun eşlenmemiş elektronlu kaç tane yörüngesi vardır: a) bor, b) flor, c) demir
6. Manganez atomunun kaç tane serbest dış yörüngesi vardır? Kaç tane serbest değerlik var?
7.Bir sonraki ders için 20 mm genişliğinde bir kağıt şeridi hazırlayın, bunu hücrelere (20 × 20 mm) bölün ve bu şeride doğal bir dizi element (hidrojenden meitneryuma) uygulayın.
8. Her hücreye, elementin sembolünü, atom numarasını ve değerlik elektron formülünü Şekil 2'de gösterildiği gibi yerleştirin. 6.19 (Ek 4'ü kullanın).
6.8. Atomların elektron kabuklarının yapısına göre sistemleştirilmesi
Kimyasal elementlerin sistemleştirilmesi doğal element serilerine dayanmaktadır.
Ve elektron kabuklarının benzerliği ilkesi onların atomları.
Doğal kimyasal element serisine zaten aşinasınız. Şimdi elektronik kabukların benzerliği ilkesini tanıyalım.
ERE'deki atomların değerlik elektronik formülleri göz önüne alındığında, bazı atomlar için bunların yalnızca temel kuantum sayısı değerlerinde farklılık gösterdiğini keşfetmek kolaydır. Örneğin, 1 S Hidrojen için 1, 2 S Lityum için 1, 3 S Sodyum vb. için 1 Veya 2 S 2 2P Flor için 5, 3 S 2 3P Klor için 5, 4 S 2 4P Brom vb. için 5. Bu, bu tür atomların değerlik elektron bulutlarının dış bölgelerinin şekil olarak çok benzer olduğu ve yalnızca boyut (ve tabii ki elektron yoğunluğu) bakımından farklı olduğu anlamına gelir. Ve eğer öyleyse, o zaman bu tür atomların elektron bulutları ve bunlara karşılık gelen değerlik konfigürasyonları çağrılabilir. benzer. Benzer elektronik konfigürasyona sahip farklı elementlerin atomları için şunu yazabiliriz: genel değerlik elektronik formülleri: nsİlk durumda 1 ve ns 2 n.p. Saniyede 5. Doğal element dizisinde ilerledikçe benzer değerlik konfigürasyonlarına sahip başka atom gruplarını bulabilirsiniz.
Böylece, Benzer değerlik elektron konfigürasyonlarına sahip atomlar, doğal element serilerinde düzenli olarak bulunur..
Bu, elektronik kabukların benzerliği ilkesidir.
Bu düzenliliğin türünü belirlemeye çalışalım. Bunu yapmak için yaptığınız doğal element dizisini kullanacağız.
ERE, değerlik elektronik formülü 1 olan hidrojen ile başlar. S 1. Benzer değerlik konfigürasyonlarını bulmak için, doğal element serilerini ortak değerlik elektronik formülüyle elementlerin önünde kesiyoruz. ns 1 (yani lityumdan önce, sodyumdan önce vb.). Elementlerin sözde "dönemlerini" aldık. Ortaya çıkan "dönemleri" tablo satırları haline gelecek şekilde ekleyelim (bkz. Şekil 6.20). Sonuç olarak, yalnızca tablonun ilk iki sütunundaki atomlar benzer elektronik konfigürasyonlara sahip olacaktır.
Tablonun diğer sütunlarında değerlik elektronik konfigürasyonlarının benzerliğini sağlamaya çalışalım. Bunu yapmak için 6. ve 7. periyotlardan 58 – 71 ve 90 –103 numaralı elemanları kesiyoruz (4'ü dolduruyorlar) F- ve 5 F-alt düzeyler) ve bunları masanın altına yerleştirin. Geriye kalan elemanların sembollerini şekilde görüldüğü gibi yatay olarak hareket ettireceğiz. Bundan sonra, tablonun aynı sütununda yer alan elementlerin atomları, genel değerlik elektronik formülleriyle ifade edilebilecek benzer değerlik konfigürasyonlarına sahip olacaktır: ns 1 , ns 2 , ns 2 (N–1)D 1 , ns 2 (N–1)D 2 ve benzeri kadar ns 2 n.p. 6. Genel değerlik formüllerinden tüm sapmalar, krom ve bakır durumundakiyle aynı nedenlerle açıklanmaktadır (bkz. paragraf 6.6).
Gördüğünüz gibi ERE'yi kullanarak ve elektron kabuklarının benzerliği ilkesini uygulayarak kimyasal elementleri sistematikleştirmeyi başardık. Böyle bir kimyasal element sistemine denir doğalçünkü yalnızca Doğa yasalarına dayanmaktadır. Aldığımız tablo (Şekil 6.21), doğal bir element sistemini grafiksel olarak tasvir etmenin yollarından biridir ve denir. kimyasal elementlerin uzun periyot tablosu.
ELEKTRON KABUKLARIN BENZERLİK İLKESİ, DOĞAL KİMYASAL ELEMENTLER SİSTEMİ ("PERİYODİK" SİSTEM), KİMYASAL ELEMENTLER TABLOSU.
6.9. Kimyasal elementlerin uzun periyot tablosu
Kimyasal elementlerin uzun periyot tablosunun yapısına daha yakından bakalım.
Bu tablonun satırlarına, bildiğiniz gibi, elementlerin "dönemleri" denir. Periyotlar 1'den 7'ye kadar Arap rakamlarıyla numaralandırılır. İlk periyodun yalnızca iki öğesi vardır. Her biri sekiz element içeren ikinci ve üçüncü periyotlara denir. kısa dönemler. Her biri 18 element içeren dördüncü ve beşinci periyotlara denir. uzun dönemler. Her biri 32 element içeren altıncı ve yedinci periyotlara denir. ekstra uzun dönemler.
Bu tablonun sütunlarına denir gruplar unsurlar. Grup numaraları, Latin harfleri A veya B olan Roma rakamlarıyla gösterilir.
Bazı grupların elemanlarının kendi ortak (grup) adları vardır: IA grubunun elemanları (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – alkali elementler(veya alkali metal elementler); Grup IIA elemanları (Ca, Sr, Ba ve Ra) – alkali toprak elementleri(veya alkali toprak metal elementleri)("alkali metaller" ve alkalin toprak metalleri" adı, ilgili elementlerin oluşturduğu basit maddeleri ifade eder ve element gruplarının isimleri olarak kullanılmamalıdır); elementler VIA grubu (O, S, Se, Te, Po) – kalkojenler, grup VIIA elemanları (F, Cl, Br, I, At) – halojenler, grup VIII elementleri (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – soygaz elementleri.(Geleneksel adı "soylu gazlar" aynı zamanda basit maddeleri de ifade eder)
Genellikle tablonun alt kısmında yer alan 58 – 71 (Ce – Lu) seri numaralı elementlere ne ad verilir? lantanitler(“lantandan sonra”) ve 90 – 103 (Th – Lr) seri numaralı elementler – aktinit("deniz anemonunun ardından"). Uzun dönem tablosunun, lantanitlerin ve aktinitlerin ERE'den çıkarılmadığı, ancak çok uzun periyotlarda yerlerinde kaldığı bir versiyonu vardır. Bu tabloya bazen denir ultra uzun dönem.
Uzun periyot tablosu dörde bölünmüştür. engellemek(veya bölümler).
s-Blok ortak değerlikli elektronik formüllere sahip IA ve IIA gruplarının unsurlarını içerir ns 1 ve ns 2
(s-elemanları).
r-Blok ortak değerlikli elektronik formüllerle grup IIIA'dan VIIIA'ya kadar olan elemanları içerir. ns 2 n.p. 1 ila ns 2 n.p. 6 (p-elemanları).
d-Blok ortak değerlikli elektronik formüllerle grup IIIB'den IIB'ye kadar olan elemanları içerir. ns 2 (N–1)D 1 ila ns 2 (N–1)D 10 (d-elementler).
f-Blok lantanitleri ve aktinitleri içerir ( f elemanları).
Elemanlar S- Ve P-bloklar A gruplarını ve elemanları oluşturur D-blok – kimyasal elementler sisteminin B grubu. Tüm F-elementler resmi olarak grup IIIB'ye dahil edilmiştir.
Birinci periyodun elementleri hidrojen ve helyumdur. S-elemanlar ve IA ve IIA gruplarına yerleştirilebilir. Ancak helyum, periyodun sona erdiği ve özelliklerine tam olarak karşılık gelen element olarak daha çok VIIIA grubuna yerleştirilir (helyum, bu grubun elementlerinin oluşturduğu diğer tüm basit maddeler gibi soylu bir gazdır). Hidrojen genellikle grup VIIA'ya yerleştirilir, çünkü özellikleri alkalin elementlerden çok halojenlere çok daha yakındır.
Sistemin periyotlarının her biri değerlik atom konfigürasyonuna sahip bir elementle başlar. ns 1, çünkü bir sonraki elektronik katmanın oluşumu bu atomlardan başlar ve atomların değerlik konfigürasyonuna sahip bir elementle biter. ns 2 n.p. 6 (ilk periyot hariç). Bu, her periyodun atomlarındaki elektronlarla dolu alt düzey gruplarının enerji diyagramı üzerinde tanımlanmasını kolaylaştırır (Şekil 6.22). Bu çalışmayı Şekil 6.4'te yaptığınız kopyada gösterilen tüm alt düzeylerle yapın. Şekil 6.22'de vurgulanan alt seviyeler (tamamen doldurulmuş olanlar hariç) D- Ve F-alt seviyeler) belirli bir periyodun tüm elementlerinin atomları için değerdir.
Dönemlerde görünüm S-, P-, D- veya F-elemanlar doldurma sırasına tamamen karşılık gelir S-, P-, D- veya F-elektronlu alt seviyeler. Elementler sisteminin bu özelliği, belirli bir elementin ait olduğu periyodu ve grubu bilerek değerlik elektronik formülünü hemen yazmaya olanak tanır.
KİMYASAL ELEMENTLER, BLOKLAR, PERİYOTLAR, GRUPLAR, ALKALİ ELEMENTLER, ALKALİ TOPRAK ELEMENTLER, KALKOJENLER, HALOJENLER, SOY GAZ ELEMENTLER, LANTANOİDLER, AKTİNOİDLERDEN UZUN DÖNEM TABLOSU.
a) IVA ve IVB gruplarının, b) IIIA ve VIIB gruplarının elementlerinin atomlarının genel değerlik elektronik formüllerini yazınız?
2. A ve B grubu elementlerinin atomlarının elektronik konfigürasyonlarının ortak noktaları nelerdir? Nasıl farklılar?
3. a)'da kaç element grubu yer almaktadır? S-blok, b) R-blok, c) D-engellemek?
4. Şekil 30'a 4., 5. ve 6. periyotlarda elektronlarla dolu olan alt seviyelerin enerjilerini ve vurgu gruplarını arttırma yönünde devam edin.
5. a) kalsiyum, b) fosfor, c) titanyum, d) klor, e) sodyum atomlarının değerlik alt düzeylerini listeleyin. 6. s-, p- ve d-elementlerinin birbirinden nasıl farklı olduğunu belirtin.
7.Bir atomun herhangi bir elemente üyeliğinin neden bu atomun kütlesine göre değil de çekirdekteki proton sayısına göre belirlendiğini açıklayın.
8.Lityum, alüminyum, stronsiyum, selenyum, demir ve kurşun atomları için değerlik, tam ve kısaltılmış elektronik formüller oluşturun ve değerlik alt seviyelerinin enerji diyagramlarını çizin. 9. Aşağıdaki değerlik elektronik formüllerine hangi element atomları karşılık gelir: 3 S 1 , 4S 1 3D 1 , 2s 2 2 P 6 , 5S 2 5P 2 , 5S 2 4D 2 ?
6.10. Atomun elektronik formül türleri. Derlenmeleri için algoritma
Çeşitli amaçlar için bir atomun toplam ya da değerlik konfigürasyonunu bilmemiz gerekir. Bu elektron konfigürasyonlarının her biri bir formül veya bir enerji diyagramı ile temsil edilebilir. Yani, Bir atomun tam elektron konfigürasyonu ifade edilir Bir atomun tam elektronik formülü, veya bir atomun tam enerji diyagramı. Sırayla, Bir atomun değerlik elektron konfigürasyonu ifade edilir değerlik(veya sıklıkla söylendiği gibi, " kısa") atomun elektronik formülü, veya bir atomun değerlik alt seviyelerinin diyagramı(Şekil 6.23).
Daha önce elementlerin atom numaralarını kullanarak atomların elektronik formüllerini yapıyorduk. Aynı zamanda enerji diyagramına göre alt seviyelerin elektronlarla doldurulma sırasını belirledik: 1 S, 2S,
2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P,
6S, 4F, 5D, 6P, 7S ve benzeri. Ve ancak elektronik formülün tamamını yazarak değerlik formülünü yazabiliriz.
En sık kullanılan atomun değerlik elektronik formülünü, elementin kimyasal elementler sistemindeki konumuna göre periyot grubu koordinatlarını kullanarak yazmak daha uygundur.
Bunun elementler için nasıl yapıldığına daha yakından bakalım S-, P- Ve D-bloklar
Elemanlar için S-Bir atomun blok değerlik elektronik formülü üç sembolden oluşur. Genel olarak şu şekilde yazılabilir:
İlk sıraya (büyük hücrenin yerine) periyot numarası (bunların ana kuantum sayısına eşit) yerleştirilir. S-elektronlar) ve üçüncüsünde (üst simge olarak) - grup numarası (değerlik elektronlarının sayısına eşit). Örnek olarak magnezyum atomunu (3. periyot, grup IIA) ele alırsak şunu elde ederiz:
Elemanlar için P-bir atomun blok değerlik elektronik formülü altı sembolden oluşur:
Burada büyük hücrelerin yerine periyot numarası da yerleştirilmiştir (bu hücrelerin ana kuantum sayısına eşit). S- Ve P-elektronlar) ve grup numarasının (değerlik elektronlarının sayısına eşit) üst simgelerin toplamına eşit olduğu ortaya çıkar. Oksijen atomu için (2. periyot, VIA grubu) şunu elde ederiz:
2S 2 2P 4 .
Çoğu elementin değerlik elektronik formülü D-block şu şekilde yazılabilir:
Önceki durumlarda olduğu gibi, burada ilk hücre yerine periyot numarası konur (bunların ana kuantum sayısına eşittir). S-elektronlar). İkinci hücredeki sayı bir eksik çıkıyor çünkü bunların ana kuantum sayısı D-elektronlar. Buradaki grup numarası da indekslerin toplamına eşittir. Örnek – titanyumun değerlik elektronik formülü (4. periyot, IVB grubu): 4 S 2 3D 2 .
Grup numarası VIB grubunun elemanlarının endekslerinin toplamına eşittir, ancak hatırladığınız gibi değerliklerinde S-alt seviyede yalnızca bir elektron bulunur ve genel değerlik elektronik formülü şu şekildedir: ns 1 (N–1)D 5. Bu nedenle, örneğin molibdenin (5. periyot) değerlik elektronik formülü 5'tir. S 1 4D 5 .
IB grubunun herhangi bir elementinin değerlik elektronik formülünü oluşturmak da kolaydır, örneğin altın (6. periyot)>–>6 S 1 5D 10, ancak bu durumda şunu hatırlamanız gerekir D- bu grubun elementlerinin atomlarının elektronları hala değerlik olarak kalır ve bazıları kimyasal bağ oluşumuna katılabilir.
Grup IIB elementlerinin atomlarının genel değerlik elektronik formülü şöyledir: ns 2 (N – 1)D 10. Bu nedenle, örneğin bir çinko atomunun değerlik elektronik formülü 4'tür. S 2 3D 10 .
İlk üçlünün (Fe, Co ve Ni) elemanlarının değerlik elektronik formülleri de genel kurallara uyar. Grup VIIIB'nin bir elementi olan demirin değerlik elektronik formülü 4'tür. S 2 3D 6. Kobalt atomunda bir tane var D-elektron daha fazla (4 S 2 3D 7) ve nikel atomu için - iki (4) S 2 3D 8).
Değerlik elektronik formüllerini yazmak için yalnızca bu kuralları kullanarak, bazı atomların atomları için elektronik formüller oluşturmak imkansızdır. D-elementler (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), çünkü içlerinde oldukça simetrik elektron kabukları arzusu nedeniyle, değerlik alt seviyelerinin elektronlarla doldurulması bazı ek özelliklere sahiptir.
Değerlik elektronik formülünü bilerek, atomun tam elektronik formülünü yazabilirsiniz (aşağıya bakınız).
Çoğu zaman, hantal ve eksiksiz elektronik formüller yerine, yazarlar kısaltılmış elektronik formüller atomlar. Bunları elektronik formülde derlemek için, değerlik olanlar dışındaki atomun tüm elektronları izole edilir, sembolleri köşeli parantez içine yerleştirilir ve elektronik formülün, son elementin atomunun elektronik formülüne karşılık gelen kısmı önceki dönemin (soylu gaz oluşturan element) yerini bu atomun sembolü alır.
Farklı türdeki elektronik formüllerin örnekleri Tablo 14'te verilmiştir.
Tablo 14. Atomların elektronik formüllerine örnekler
Elektronik formüller |
|||
Kısaltılmış |
Değerlik |
||
1S 2 2S 2 2P 3 |
2S 2 2P 3 |
2S 2 2P 3 |
|
1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 5 |
3S 2 3P 5 |
3S 2 3P 5 |
|
1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 5 |
4S 2 3D 5 |
4S 2 3D 5 |
|
1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 3 |
4S 2 4P 3 |
4S 2 4P 3 |
|
1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 6 |
4S 2 4P 6 |
4S 2 4P 6 |
|
Atomların elektronik formüllerini derlemek için algoritma (iyot atomu örneğini kullanarak)
№ |
Operasyon |
Sonuç |
|
Elementler tablosundaki atomun koordinatlarını belirleyin. |
Dönem 5, grup VIIA |
||
Değerlik elektron formülünü yazınız. |
5S 2 5P 5 |
||
İç elektronların sembollerini alt seviyeleri doldurdukları sıraya göre ekleyin. |
1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10 4P 6 5S 2 4D 10 5P 5 |
||
Tamamen dolu olanın enerjisindeki azalma dikkate alındığında D- Ve F-alt seviyeler, elektronik formülün tamamını yazın. |
|
||
Değerlik elektronlarını etiketleyin. |
1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 10 4S 2 4P 6 4D 10 5S 2 5P 5 |
||
Önceki soy gaz atomunun elektron konfigürasyonunu tanımlayın. |
|||
Her şeyi köşeli parantez içinde birleştirerek kısaltılmış elektronik formülü yazın değersiz elektronlar. |
5S 2 5P 5 |
Notlar
1. 2. ve 3. periyotların elemanları için, üçüncü işlem (dördüncü olmadan) hemen tam elektronik formüle yol açar.
2. (N – 1)D 10 -Elektronlar IB grubu elementlerin atomları üzerinde değerlik olarak kalırlar.
TAM ELEKTRONİK FORMÜL, DEĞERLİK ELEKTRONİK FORMÜL, KISALTILMIŞ ELEKTRONİK FORMÜL, ATOMLARIN ELEKTRONİK FORMÜLLERİNİN DERLENMESİ İÇİN ALGORİTMA.
1. Elementin bir atomunun değerlik elektronik formülünü oluşturun: a) üçüncü A grubunun ikinci periyodu, b) ikinci A grubunun üçüncü periyodu, c) dördüncü A grubunun dördüncü periyodu.
2.Magnezyum, fosfor, potasyum, demir, brom ve argon atomlarının kısaltılmış elektronik formüllerini yapın.
6.11. Kimyasal elementlerin kısa periyot tablosu
Doğal element sisteminin keşfinden bu yana geçen 100'den fazla yıl boyunca, bu sistemi grafiksel olarak yansıtan yüzlerce farklı tablo önerildi. Bunlardan uzun dönem tablosuna ek olarak en yaygın olanı D.I. Mendeleev'in kısa dönemli element tablosudur. 4., 5., 6. ve 7. periyotlar IB grubu elemanlarının önünden kesilip birbirinden uzaklaştırılır ve ortaya çıkan sıralar daha önce yaptığımız gibi katlanırsa, uzun periyotlu bir tablodan kısa periyotlu bir tablo elde edilir. dönemleri katladı. Sonuç Şekil 6.24'te gösterilmektedir.
Lantanitler ve aktinititler de buradaki ana tablonun altına yerleştirilmiştir.
İÇİNDE gruplar Bu tablo atomları aynı sayıda değerlik elektronu Bu elektronların hangi yörüngelerde olduğuna bakılmaksızın. Böylece klor elementi (metal olmayanı oluşturan tipik bir element; 3) S 2 3P 5) ve manganez (metal oluşturucu bir element; 4) S 2 3D 5), benzer elektron kabuklarına sahip olmayanlar burada aynı yedinci gruba girerler. Bu tür unsurları ayırma ihtiyacı bizi onları gruplar halinde ayırmaya zorluyor alt gruplar: ana– uzun dönem tablosunun A gruplarının analogları ve taraf– B gruplarının analogları. Şekil 34'te ana alt grupların elemanlarının sembolleri sola, ikincil alt grupların elemanlarının sembolleri sağa kaydırılmıştır.
Doğru, tablodaki elementlerin bu şekilde düzenlenmesinin de avantajları vardır, çünkü bir atomun değerlik yeteneklerini öncelikli olarak belirleyen değerlik elektronlarının sayısıdır.
Uzun periyot tablosu, atomların elektronik yapısının düzenliliklerini, element grupları arasında basit madde ve bileşiklerin özelliklerindeki benzerlikleri ve değişim modellerini, atomları, basit maddeleri ve bileşikleri karakterize eden bir takım fiziksel niceliklerdeki düzenli değişiklikleri yansıtır. tüm element sistemi boyunca ve çok daha fazlası. Kısa dönem tablosu bu bakımdan daha az kullanışlıdır.
KISA DÖNEM TABLOSU, ANA ALT GRUPLAR, YAN ALT GRUPLAR.
1. Doğal element dizisinden oluşturduğunuz uzun dönem tablosunu kısa dönem tablosuna dönüştürün. Ters dönüşümü yapın.
2. Kısa periyot tablosunun bir grubundaki elementlerin atomları için genel bir değerlik elektronik formülü derlemek mümkün müdür? Neden?
6.12. Atom boyutları. Yörünge yarıçapı
.Atomun net sınırları yoktur. Yalıtılmış bir atomun boyutu ne olarak kabul edilir? Bir atomun çekirdeği bir elektron kabuğuyla çevrilidir ve kabuk elektron bulutlarından oluşur. EO'nun boyutu bir yarıçap ile karakterize edilir R eo. Dış katmandaki tüm bulutlar yaklaşık olarak aynı yarıçapa sahiptir. Bu nedenle bir atomun boyutu bu yarıçapla karakterize edilebilir. Buna denir atomun yörünge yarıçapı(R 0).
Atomların yörünge yarıçaplarının değerleri Ek 5'te verilmiştir.
EO'nun yarıçapı çekirdeğin yüküne ve bu bulutu oluşturan elektronun bulunduğu yörüngeye bağlıdır. Sonuç olarak, bir atomun yörünge yarıçapı bu aynı özelliklere bağlıdır.
Hidrojen ve helyum atomlarının elektronik kabuklarını ele alalım. Hem hidrojen atomunda hem de helyum atomunda elektronlar 1'de bulunur. S-AO ve eğer bu atomların çekirdeklerinin yükleri aynı olsaydı bulutları da aynı büyüklükte olurdu. Ancak helyum atomunun çekirdeğindeki yük, hidrojen atomunun çekirdeğindeki yükün iki katıdır. Coulomb yasasına göre, bir helyum atomunun elektronlarının her birine etki eden çekim kuvveti, bir elektronun bir hidrojen atomunun çekirdeğine olan çekim kuvvetinin iki katıdır. Bu nedenle helyum atomunun yarıçapı, hidrojen atomunun yarıçapından çok daha küçük olmalıdır. Bu doğru: R 0 (O) / R 0 (H) = 0,291 E / 0,529 E 0,55.
Lityum atomunun 2'de bir dış elektronu vardır. S-AO, yani ikinci katmanın bulutunu oluşturur. Doğal olarak yarıçapı daha büyük olmalıdır. Gerçekten mi: R 0 (Li) = 1,586 E.
İkinci periyodun geri kalan elementlerinin atomları dış elektronlara sahiptir (ve 2 S ve 2 P) aynı ikinci elektron katmanında bulunur ve bu atomların nükleer yükü artan atom numarasıyla birlikte artar. Elektronlar çekirdeğe daha güçlü çekilir ve doğal olarak atomların yarıçapları azalır. Bu argümanları diğer dönemlere ait elementlerin atomları için tekrarlayabiliriz, ancak bir açıklamayla: Yörünge yarıçapı yalnızca alt seviyelerin her biri dolduğunda monoton bir şekilde azalır.
Ancak ayrıntıları göz ardı edersek, bir element sistemindeki atomların boyutlarındaki değişimin genel doğası şu şekildedir: Bir periyotta sıra sayısı arttıkça atomların yörünge yarıçapları azalır ve bir grup içinde atomların yörünge yarıçapları azalır. arttırmak. En büyük atom bir sezyum atomudur ve en küçüğü bir helyum atomudur, ancak kimyasal bileşikler oluşturan elementlerin atomlarından (helyum ve neon bunları oluşturmaz), en küçüğü bir flor atomudur.
Lantanitlerden sonraki doğal serideki çoğu element atomunun yörünge yarıçapları, genel yasalara göre beklenenden biraz daha küçüktür. Bunun nedeni, elementler sistemindeki lantan ve hafniyum arasında 14 lantanit bulunması ve dolayısıyla hafniyum atomunun çekirdeğinin yükünün 14 olmasıdır. e lantandan daha fazla. Bu nedenle, bu atomların dış elektronları çekirdeğe lantanitlerin yokluğunda olduğundan daha güçlü bir şekilde çekilir (bu etkiye genellikle "lantanit büzülmesi" denir).
Grup VIIIA elementlerinin atomlarından grup IA elementlerinin atomlarına geçerken yörünge yarıçapının aniden arttığını lütfen unutmayın. Sonuç olarak, her dönemin ilk unsurlarına ilişkin seçimimiz (bkz. § 7) doğru çıktı.
BİR ATOMUN YÖRÜNGE YARIÇAPI, ELEMENT SİSTEMİNDEKİ DEĞİŞİM.
1.Ek 5'te verilen verilere göre, grafik kağıdına, bir atomun yörünge yarıçapının, elementin atom numarasına bağımlılığının, elementler için bir grafiğini çizin. Z 1'den 40'a kadar. Yatay eksenin uzunluğu 200 mm, dikey eksenin uzunluğu 100 mm'dir.
2. Ortaya çıkan kesikli çizginin görünümünü nasıl karakterize edebilirsiniz?
6.13. Atomik iyonlaşma enerjisi
Bir atomdaki bir elektrona ek enerji verirseniz (bunun nasıl yapılabileceğini fizik dersinde öğreneceksiniz), o zaman elektron başka bir AO'ya geçebilir, yani atom heyecanlı durum. Bu durum kararsızdır ve elektron neredeyse anında orijinal durumuna dönecek ve fazla enerji açığa çıkacaktır. Ancak elektrona verilen enerji yeterince büyükse elektron atomdan tamamen kopabilir, atom ise iyonize yani pozitif yüklü bir iyona dönüşür ( katyon). Bunun için gerekli olan enerjiye denir atomik iyonlaşma enerjisi(e Ve).
Tek bir atomdan elektron çıkarmak ve bunun için gereken enerjiyi ölçmek oldukça zordur, dolayısıyla pratik olarak belirlenip kullanılmaktadır. molar iyonlaşma enerjisi(E ve m).
Molar iyonlaşma enerjisi, 1 mol atomdan (her atomdan bir elektron) 1 mol elektronu çıkarmak için gereken minimum enerjinin ne olduğunu gösterir. Bu değer genellikle mol başına kilojoule cinsinden ölçülür. Çoğu element için birinci elektronun molar iyonlaşma enerjisinin değerleri Ek 6'da verilmiştir.
Bir atomun iyonlaşma enerjisi, elementin elementler sistemindeki konumuna nasıl bağlıdır, yani grup ve periyotta nasıl değişir?
Fiziksel anlamında iyonlaşma enerjisi, bir elektronu bir atomdan sonsuz bir mesafeye hareket ettirirken bir elektron ile bir atom arasındaki çekim kuvvetinin üstesinden gelmek için harcanması gereken işe eşittir.
Nerede Q– elektron yükü, Q bir elektronun uzaklaştırılmasından sonra kalan katyonun yüküdür ve R o atomun yörünge yarıçapıdır.
VE Q, Ve Q– miktarlar sabittir ve bir elektronu uzaklaştırma işinin olduğu sonucuna varabiliriz. A ve bununla birlikte iyonlaşma enerjisi e ve atomun yörünge yarıçapı ile ters orantılıdır.
Çeşitli elementlerin atomlarının yörünge yarıçaplarının değerlerini ve Ek 5 ve 6'da verilen karşılık gelen iyonlaşma enerjisi değerlerini analiz ederek, bu miktarlar arasındaki ilişkinin orantılıya yakın, ancak ondan biraz farklı olduğundan emin olabilirsiniz. . Sonucumuzun deneysel verilerle pek uyuşmamasının nedeni, pek çok önemli faktörü hesaba katmayan çok kaba bir model kullanmamızdır. Ancak bu kaba model bile, yörünge yarıçapı arttıkça atomun iyonlaşma enerjisinin azaldığı ve tam tersine yarıçap azaldıkça arttığı yönünde doğru sonuca varmamızı sağladı.
Atom numarasının arttığı bir periyotta atomların yörünge yarıçapı azaldığı için iyonlaşma enerjisi artar. Bir grupta atom numarası arttıkça, kural olarak atomların yörünge yarıçapı artar ve iyonlaşma enerjisi azalır. En yüksek molar iyonlaşma enerjisi en küçük atomlarda, helyum atomlarında (2372 kJ/mol) ve kimyasal bağ oluşturabilen atomlarda, flor atomlarında (1681 kJ/mol) bulunur. En küçüğü en büyük atom olan sezyum atomlarına (376 kJ/mol) aittir. Bir element sisteminde artan iyonlaşma enerjisinin yönü şematik olarak aşağıdaki gibi gösterilebilir: 
Kimyada, iyonlaşma enerjisinin bir atomun "kendi" elektronlarını bırakma eğilimini karakterize etmesi önemlidir: iyonlaşma enerjisi ne kadar yüksekse, atomun elektronlarını bırakma eğilimi o kadar az olur ve bunun tersi de geçerlidir.
BİR ELEMENT SİSTEMİNDE UYARILI DURUM, İYONİZASYON, KATYON, İYONİZASYON ENERJİSİ, MOLAR İYONİZASYON ENERJİSİ, İYONİZASYON ENERJİSİNİN DEĞİŞİMİ.
1. Ek 6'da verilen verileri kullanarak, toplam kütlesi 1 g olan tüm sodyum atomlarından bir elektronu uzaklaştırmak için ne kadar enerji harcanması gerektiğini belirleyin.
2. Ek 6'da verilen verileri kullanarak, 3 g ağırlığındaki tüm sodyum atomlarından bir elektronu çıkarmak için, aynı kütledeki tüm potasyum atomlarından kaç kat daha fazla enerjiye ihtiyaç duyulduğunu belirleyin. Bu oran neden aynı atomların molar iyonlaşma enerjilerinin oranından farklıdır?
3. Ek 6'da verilen verilere göre, elementlerin molar iyonlaşma enerjisinin atom numarasına bağımlılığını çizin. Z 1'den 40'a kadar. Grafiğin boyutları önceki paragrafa verilen atamayla aynıdır. Bu grafiğin elementler sisteminin "dönemleri" seçimine karşılık gelip gelmediğini kontrol edin.
6.14. Elektron ilgi enerjisi
.Bir atomun ikinci en önemli enerji özelliği elektron ilgi enerjisi(eİle).
Uygulamada, iyonlaşma enerjisinde olduğu gibi, genellikle karşılık gelen molar miktar kullanılır - molar elektron ilgi enerjisi().
Molar elektron ilgi enerjisi, bir mol nötr atoma (her atom için bir elektron) bir mol elektron eklendiğinde açığa çıkan enerjiyi gösterir. Molar iyonlaşma enerjisi gibi bu miktar da mol başına kilojoule cinsinden ölçülür.
İlk bakışta, bu durumda enerjinin açığa çıkmaması gerektiği görünebilir, çünkü atom nötr bir parçacıktır ve nötr bir atom ile negatif yüklü bir elektron arasında elektrostatik çekim kuvvetleri yoktur. Aksine, bir atoma yaklaşan bir elektronun, elektron kabuğunu oluşturan aynı negatif yüklü elektronlar tarafından itilmesi gerektiği anlaşılıyor. Aslında bu tamamen doğru değil. Atomik klorla uğraşmak zorunda kalıp kalmadığınızı unutmayın. Tabii ki değil. Sonuçta yalnızca çok yüksek sıcaklıklarda var olur. Daha kararlı moleküler klor bile pratikte doğada oluşmaz; gerekirse kimyasal reaksiyonlar kullanılarak elde edilmesi gerekir. Ve sürekli olarak sodyum klorür (sofra tuzu) ile uğraşmak zorundasınız. Sonuçta sofra tuzu insanlar tarafından her gün yemekle birlikte tüketiliyor. Ve doğada oldukça sık görülür. Ancak sofra tuzu, klorür iyonlarını, yani bir "ekstra" elektron ekleyen klor atomlarını içerir. Klorür iyonlarının bu kadar yaygın olmasının nedenlerinden biri, klor atomlarının elektron kazanma eğiliminde olmaları, yani klor atomlarından ve elektronlardan klorür iyonları oluştuğunda enerji açığa çıkmasıdır.
Enerjinin salınmasının nedenlerinden biri zaten sizin tarafınızdan biliniyor - tek yüklü hale geçiş sırasında klor atomunun elektron kabuğunun simetrisindeki artışla ilişkilidir. anyon. Aynı zamanda hatırladığınız gibi enerji 3 P-alt düzey azalır. Daha karmaşık başka nedenler de var.
Elektron ilgi enerjisinin değerinin çeşitli faktörlerden etkilenmesi nedeniyle, bir element sistemindeki bu miktardaki değişimin doğası, iyonlaşma enerjisindeki değişimin doğasından çok daha karmaşıktır. Ek 7'de verilen tabloyu inceleyerek buna ikna olabilirsiniz. Ancak bu miktarın değeri, her şeyden önce iyonizasyon enerjisinin değerleriyle aynı elektrostatik etkileşimle belirlendiğinden, daha sonra sistemdeki değişimi elementlerin (en azından A- gruplarında) iyonlaşma enerjisindeki değişime genel olarak benzer, yani bir gruptaki elektron ilgi enerjisi azalır, bir periyotta artar. Flor (328 kJ/mol) ve klor (349 kJ/mol) atomları için maksimumdur. Bir element sisteminde elektron ilgi enerjisindeki değişimin doğası, iyonlaşma enerjisindeki değişimin doğasına benzer, yani elektron ilgi enerjisindeki artışın yönü şematik olarak şu şekilde gösterilebilir:
2.Önceki görevlerde olduğu gibi yatay eksen boyunca aynı ölçekte, elektron ilgisi molar enerjisinin elementlerin atomları için atom numarasına bağımlılığının bir grafiğini oluşturun. Z Uygulama 7'yi kullanarak 1'den 40'a kadar.
3.Negatif elektron ilgi enerjisi değerlerinin fiziksel anlamı nedir?
4. Neden 2. periyodun tüm element atomları arasında sadece berilyum, nitrojen ve neon elektron ilgisi molar enerjisinin negatif değerlerine sahip?
6.15. Atomların elektron verme ve alma eğilimi
Bir atomun kendi elektronlarından vazgeçip başkalarının elektronlarını ekleme eğiliminin onun enerji özelliklerine (iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgi enerjisi) bağlı olduğunu zaten biliyorsunuz. Hangi atomlar elektronlarını bırakmaya daha yatkındır ve hangileri diğerlerini kabul etmeye daha yatkındır?
Bu soruyu cevaplamak için elementler sistemindeki bu eğilimlerin değişimi hakkında bildiğimiz her şeyi Tablo 15'te özetleyelim.
Tablo 15. Atomların kendi elektronlarından vazgeçip yabancı elektron kazanma eğilimlerindeki değişiklikler
