Elektronların enerji kabukları veya seviyeleri üzerindeki düzeni, kimyasal elementlerin elektronik formülleri kullanılarak yazılır. Elektronik formüller veya konfigürasyonlar bir elementin atomik yapısını temsil etmeye yardımcı olur.
Atomik yapı
Tüm elementlerin atomları, pozitif yüklü bir çekirdek ve çekirdeğin etrafında bulunan negatif yüklü elektronlardan oluşur.
Elektronlar farklı enerji seviyelerindedir. Elektron çekirdeğe ne kadar uzaksa enerjisi de o kadar fazla olur. Enerji seviyesinin boyutu atomik yörünge veya yörünge bulutunun boyutuna göre belirlenir. Burası elektronun hareket ettiği alandır.
Pirinç. 1. Genel yapı atom.
Orbitaller farklı geometrik konfigürasyonlara sahip olabilir:
- s-orbitalleri- küresel;
- p-, d- ve f-orbitalleri- dambıl şeklinde, farklı düzlemlerde uzanıyor.
Herhangi bir atomun birinci enerji seviyesinde her zaman iki elektronlu bir s-orbital vardır (hidrojen hariç). İkinci seviyeden itibaren s- ve p-orbitalleri aynı seviyededir.
Pirinç. 2. s-, p-, d ve f-orbitalleri.
Orbitaller, içlerindeki elektronların varlığına bakılmaksızın mevcuttur ve doldurulabilir veya boş olabilir.
Formül yazma
Kimyasal elementlerin atomlarının elektronik konfigürasyonları aşağıdaki prensiplere göre yazılır:
- her enerji seviyesi karşılık gelir seri numarası Arap rakamıyla gösterilir;
- sayının ardından yörüngeyi belirten bir harf gelir;
- Mektubun üzerine, yörüngedeki elektron sayısına karşılık gelen bir üst simge yazılır.
Kayıt örnekleri:
- kalsiyum -
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2;
- oksijen -
1s 2 2s 2 2p 4;
- karbon -
1s 2 2s 2 2p 2 .
Periyodik tablo elektronik formülü yazmanıza yardımcı olur. Enerji seviyelerinin sayısı periyot numarasına karşılık gelir. Bir atomun yükü ve elektron sayısı, elementin atom numarası ile gösterilir. Grup numarası dış seviyede kaç değerlik elektronunun bulunduğunu gösterir.
Örnek olarak Na'yı ele alalım. Sodyum birinci grupta, üçüncü periyotta 11 numarada yer almaktadır. Bu, sodyum atomunun pozitif yüklü bir çekirdeğe (11 proton içerir) sahip olduğu ve çevresinde üç enerji seviyesinde 11 elektronun bulunduğu anlamına gelir. Dış seviyede bir elektron vardır.
Unutmayalım ki ilk enerji seviyesi iki elektronlu bir s yörüngesi içerir ve ikincisi s ve p yörüngelerini içerir. Geriye kalan tek şey seviyeleri doldurmak ve kaydın tamamını almak:
11 Na) 2) 8) 1 veya 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .
Kolaylık sağlamak için, elementin elektronik formüllerinin özel tabloları oluşturulmuştur. uzun süre periyodik tablo formüller ayrıca öğenin her hücresinde de belirtilir.
Pirinç. 3. Elektronik formüller tablosu.
Kısaltmak için köşeli parantez içinde yazılan öğeler şunlardır: elektronik formül bu, element formülünün başlangıcına denk gelir. Örneğin magnezyumun elektronik formülü 3s 2, neon ise 1s 2 2s 2 2p 6'dır. Buradan, tam formül magnezyum - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2. 4.6. Alınan toplam puan: 195.
Kimyasallar 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 kimyasal maddeler diğer maddelerde kimyasal olaylar veya kimyasal reaksiyonlar denir. Bazı özelliklerdeki değişikliklerin açıkça eşlik ettiği fiziksel olayların da mevcut olduğu unutulmamalıdır. fiziki ozellikleri 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 yalnızca yeni bir şekilde bağlanan en küçük parçacıklarına atom denir.
Bu tür madde birimlerinin varlığına dair fikir, eski zamanlarda ortaya çıktı. Antik Yunan Eski filozofların kafasında bu aslında “atom” teriminin kökenini açıklıyor çünkü Yunancadan tam anlamıyla çevrilen “atomos” “bölünemez” anlamına geliyor.
Ancak antik Yunan filozoflarının düşüncesinin aksine atomlar maddenin mutlak minimumu değildir; kendileri 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 gösterimdeki 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 bir 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" denir 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 görülebileceği gibi bir atomun kimyasal elementÇekirdeklerdeki nötron sayısında farklılık olabilir.
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 3'ün ise 1H izotopundan neredeyse iki kat daha ağır olduğu anlamına gelir. H izotopu üç kat daha ağırdır. 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.
Proton ve nötronun kütlesini bir olarak alırsak ve elektronun kütlesini ihmal edersek, aslında atomdaki toplam proton ve nötron sayısına ek olarak sol üst indeks onun kütlesi olarak kabul edilebilir 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 uzayda elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu bölgeye 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. Temel kuantum sayısının değer aralığı – hepsi tamsayılar, 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 sekiz rakamı şeklindedir; 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 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. “üç boyutlu sekiz rakamı” şeklindeki yörünge kuantum numarası l = 1 olan yörüngeler, manyetik kuantum sayısının (-1, 0, +1) üç değerine karşılık gelir; bu da sırasıyla aşağıdakilere karşılık gelir: uzayda birbirine dik üç yön.
4) Spin kuantum sayısı (veya basitçe spin) - ms - geleneksel olarak atomdaki elektronun dönme yönünden sorumlu olarak 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 doldurur. Enerjilerinin artan 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 ilkesi: 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 elektron sayısını gösterir.
Aşağıda periyodik tablonun ilk 36 elementinin D.I. tarafından elektronik formülleri bulunmaktadır. Mendeleev.
| dönem | Eşya yok. | 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 | Ö | 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 | kükürt | 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 | Hayır | 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 aşırı 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
Atomdaki hangi alt seviyenin en son doldurulduğuna bağlı olarak kimyasal elementler s, p, d veya f olarak ayrılır.
Tablodaki s, p, d ve f elemanlarını bulma D.I. Mendeleyev:
- 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.
Atomun bileşimi.
Bir atom oluşur atom çekirdeği Ve elektron kabuğu.
Bir atomun çekirdeği protonlardan oluşur ( p+) ve nötronlar ( N 0). Çoğu hidrojen atomunun bir protondan oluşan bir çekirdeği vardır.
Proton sayısı N(p+) nükleer yüke eşittir ( Z) ve doğal element serisindeki (ve periyodik element tablosundaki) elementin sıra numarası.
N(P +) = Z
Nötronların toplamı N(N 0), yalnızca harfle gösterilir N ve proton sayısı Z isminde kütle Numarası ve harfle belirtilir A.
A = Z + N
Bir atomun elektron kabuğu, çekirdeğin etrafında hareket eden elektronlardan oluşur ( e -).
Elektron sayısı N(e-) nötr bir atomun elektron kabuğundaki proton sayısına eşittir Z onun çekirdeğinde.
Bir protonun kütlesi yaklaşık olarak bir nötronun kütlesine eşittir ve bir elektronun kütlesinin 1840 katıdır, yani bir atomun kütlesi neredeyse çekirdeğin kütlesine eşittir.
Atomun şekli küreseldir. Çekirdeğin yarıçapı atomun yarıçapından yaklaşık 100.000 kat daha küçüktür.
Kimyasal element- aynı nükleer yüke sahip (çekirdeğinde aynı sayıda proton bulunan) atom türü (atom topluluğu).
İzotop- Çekirdeğinde aynı sayıda nötron bulunan aynı elementin atomlarından oluşan bir koleksiyon (veya çekirdeğinde aynı sayıda proton ve aynı sayıda nötron bulunan bir atom türü).
Farklı izotoplar, atomlarının çekirdeğindeki nötron sayısında birbirinden farklılık gösterir.
Tek bir atomun veya izotopun tanımı: (E - element sembolü), örneğin: .
Bir atomun elektron kabuğunun yapısı
Atomik yörünge- Bir atomdaki elektronun durumu. Yörüngenin simgesidir. Her yörüngenin karşılık gelen bir elektron bulutu vardır.
Temel (uyarılmamış) durumdaki gerçek atomların yörüngeleri dört türdendir: S, P, D Ve F.
Elektronik bulut- yüzde 90 (veya daha fazla) olasılıkla bir elektronun bulunabileceği uzay kısmı.
Not: Bazen “atomik yörünge” ve “elektron bulutu” kavramları birbirinden ayırt edilmez ve her ikisine de “atomik yörünge” denir.
Bir atomun elektron kabuğu katmanlıdır. Elektronik katman aynı büyüklükteki elektron bulutlarından oluşur. Bir katman formunun yörüngeleri elektronik ("enerji") seviyesi, enerjileri hidrojen atomu için aynı, ancak diğer atomlar için farklıdır.
Aynı türdeki yörüngeler gruplandırılır. elektronik (enerji) alt seviyeler:
S-alt düzey (birinden oluşur S-orbitaller), sembol - .
P-alt düzey (üçten oluşur) P
D-alt seviye (beşten oluşur) D-orbitaller), sembol - .
F-alt düzey (yediden oluşur) F-orbitaller), sembol - .
Aynı alt seviyedeki yörüngelerin enerjileri aynıdır.
Alt seviyeleri belirlerken, alt seviye sembolüne katman numarası (elektronik seviye) eklenir, örneğin: 2 S, 3P, 5D araç S-ikinci seviyenin alt seviyesi, P- üçüncü seviyenin alt seviyesi, D-beşinci seviyenin alt seviyesi.
Bir seviyedeki alt seviyelerin toplam sayısı seviye numarasına eşittir N. Bir düzeydeki toplam yörünge sayısı N 2. Buna göre bir katmandaki toplam bulut sayısı da şuna eşittir: N 2 .
Tanımlar: - serbest yörünge (elektronsuz), - eşlenmemiş elektronlu yörünge, - elektron çiftli yörünge (iki elektronlu).
Elektronların bir atomun yörüngelerini doldurma sırası üç doğa kanunu tarafından belirlenir (formülasyonlar basitleştirilmiş terimlerle verilmiştir):
1. En az enerji ilkesi: Elektronlar, yörüngelerin enerjisini artan sıraya göre doldurur.
2. Pauli ilkesi: Bir yörüngede ikiden fazla elektron bulunamaz.
3. Hund kuralı - bir alt seviyede, elektronlar önce boş yörüngeleri doldurur (birer birer) ve ancak bundan sonra elektron çiftleri oluştururlar.
Elektronik seviyedeki (veya elektron katmanındaki) toplam elektron sayısı 2'dir N 2 .
Alt seviyelerin enerjiye göre dağılımı şu şekilde ifade edilir (artan enerji sırasına göre):
1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S, 5F, 6D, 7P ...
Bu dizi bir enerji diyagramıyla açıkça ifade edilir:
Bir atomun elektronlarının seviyeler, alt seviyeler ve yörüngeler arasındaki dağılımı (bir atomun elektronik konfigürasyonu), bir elektron formülü, bir enerji diyagramı veya daha basit bir şekilde elektron katmanlarının bir diyagramı ("elektron diyagramı") olarak gösterilebilir.
Atomların elektronik yapısına örnekler:
Değerlik elektronları- kimyasal bağların oluşumunda rol alabilen bir atomun elektronları. Herhangi bir atom için, bunların tümü dış elektronlar artı enerjisi dıştakilerden daha büyük olan ön-dış elektronlardır. Örneğin: Ca atomunun 4 dış elektronu vardır S 2, bunlar aynı zamanda değerliktir; Fe atomunun 4 dış elektronu vardır S 2 ama 3'ü var D 6, dolayısıyla demir atomunun 8 değerlik elektronu vardır. Kalsiyum atomunun değerlik elektronik formülü 4'tür S 2 ve demir atomları - 4 S 2 3D 6 .
D. I. Mendeleev'in kimyasal elementlerin periyodik tablosu
(kimyasal elementlerin doğal sistemi)
Kimyasal elementlerin periyodik kanunu(modern formülasyon): kimyasal elementlerin özellikleri ve bunların oluşturduğu basit ve karmaşık maddeler periyodik olarak atom çekirdeğinin yükünün değerine bağlıdır.
Periyodik tablo- periyodik yasanın grafik ifadesi.
Doğal dizi kimyasal elementler- Atomlarının çekirdeklerindeki artan proton sayısına göre veya aynı şekilde bu atomların çekirdeklerinin artan yüklerine göre düzenlenmiş bir dizi kimyasal element. Bu serideki bir elementin atom numarası, bu elementin herhangi bir atomunun çekirdeğindeki proton sayısına eşittir.
Kimyasal elementler tablosu, doğal kimyasal element serilerinin "kesilmesiyle" oluşturulur. dönemler(tablonun yatay satırları) ve benzer elektronik atom yapısına sahip elementlerin gruplandırılması (tablonun dikey sütunları).
Öğelerin gruplanma şekline bağlı olarak tablo şu şekilde olabilir: uzun dönem(aynı sayıda ve türde değerlik elektronuna sahip elementler gruplar halinde toplanır) ve kısa süre(aynı sayıda değerlik elektronuna sahip elementler gruplar halinde toplanır).
Kısa dönem tablosu grupları alt gruplara ayrılmıştır ( ana Ve taraf), uzun dönem tablosundaki gruplarla çakışıyor.
Aynı periyoda ait elementlerin tüm atomları, periyot sayısına eşit, aynı sayıda elektron katmanına sahiptir.
Periyotlardaki element sayısı: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Sekizinci periyodun elementlerinin çoğu yapay olarak elde edildi; bu periyodun son elementleri henüz sentezlenmedi. İlki dışındaki tüm periyotlar alkali metal oluşturan bir elementle (Li, Na, K, vb.) başlar ve soy gaz oluşturan bir elementle (He, Ne, Ar, Kr, vb.) biter.
Kısa dönem tablosunda her biri iki alt gruba (ana ve ikincil) ayrılan sekiz grup vardır; uzun dönem tablosunda ise Romen rakamlarıyla A veya B harfleriyle numaralandırılmış on altı grup vardır. örnek: IA, IIIB, VIA, VIIB. Uzun dönem tablosunun IA grubu, kısa dönem tablosunun birinci grubunun ana alt grubuna karşılık gelir; grup VIIB - yedinci grubun ikincil alt grubu: geri kalanı - benzer şekilde.
Kimyasal elementlerin özellikleri doğal olarak gruplara ve periyotlara göre değişir.
Dönemler halinde (seri numarası arttıkça)
- nükleer yük artar
- dış elektronların sayısı artar,
- atomların yarıçapı azalır,
- elektronlar ile çekirdek arasındaki bağın gücü artar (iyonlaşma enerjisi),
- elektronegatiflik artar
- basit maddelerin oksitleyici özellikleri arttırılır ("metaliklik"),
- basit maddelerin indirgeyici özellikleri zayıflar ("metallik"),
- Hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin temel karakterini zayıflatır,
- hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin asidik karakteri artar.
Gruplar halinde (artan seri numarasıyla)
- nükleer yük artar
- atomların yarıçapı artar (yalnızca A gruplarında),
- elektronlar ve çekirdek arasındaki bağın gücü azalır (iyonlaşma enerjisi; yalnızca A gruplarında),
- elektronegatiflik azalır (yalnızca A gruplarında),
- basit maddelerin oksitleyici özellikleri zayıflar ("metaliklik"; yalnızca A gruplarında),
- basit maddelerin indirgeyici özellikleri artar ("metallik"; yalnızca A gruplarında),
- Hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin temel karakteri artar (yalnızca A gruplarında),
- Hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin asidik karakterini zayıflatır (sadece A gruplarında),
- hidrojen bileşiklerinin stabilitesi azalır (indirgeme aktiviteleri artar; yalnızca A gruplarında).
"Konu 9" konulu görevler ve testler. "Atomun yapısı. Periyodik yasa ve kimyasal elementlerin periyodik sistemi, D. I. Mendeleev (PSHE) "."
- Periyodik yasa - Periyodik yasa ve atomların yapısı 8-9. Sınıflar
Bilmeniz gerekenler: Yörüngeleri elektronlarla doldurma yasaları (en az enerji ilkesi, Pauli ilkesi, Hund kuralı), periyodik element tablosunun yapısı.Şunları yapabilmeniz gerekir: elementin periyodik tablodaki konumuna göre bir atomun bileşimini belirlemek ve bunun tersine, bileşimini bilerek periyodik sistemde bir element bulmak; yapı diyagramını, bir atomun, iyonun elektronik konfigürasyonunu tasvir edin ve tersine, diyagramdan ve elektronik konfigürasyondan PSCE'deki bir kimyasal elementin konumunu belirleyin; PSCE'deki konumuna göre elementi ve oluşturduğu maddeleri karakterize etmek; Periyodik sistemin bir periyodunda ve bir ana alt grubunda atomların yarıçapındaki değişiklikleri, kimyasal elementlerin özelliklerini ve oluşturdukları maddeleri belirler.
Örnek 1.Üçüncü elektron düzeyindeki yörünge sayısını belirleyin. Bu yörüngeler nelerdir?
Yörünge sayısını belirlemek için formülü kullanırız N yörüngeler = N 2 nerede N- seviye numarası. N yörüngeler = 3 2 = 9. Bir 3 S-, üç 3 P- ve beş 3 D-orbitaller.Örnek 2. Hangi elementin atomunun elektronik formül 1'e sahip olduğunu belirleyin S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 .
Hangi element olduğunu belirlemek için atomun toplam elektron sayısına eşit olan atom numarasını bulmanız gerekir. Bu durumda: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Bu alüminyumdur.İhtiyacınız olan her şeyin öğrenildiğinden emin olduktan sonra görevleri tamamlamaya devam edin. Başarılar dileriz.
Önerilen Kaynaklar:- O. S. Gabrielyan ve diğerleri Kimya 11. sınıf. M., Bustard, 2002;
- G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kimya 11. sınıf. M., Eğitim, 2001.
- İlk önce kimyasal işareti yazıyoruz. işaretin sol alt kısmında seri numarasını gösterdiğimiz öğe.
- Daha sonra, (elementin bulunduğu) periyot sayısına göre, enerji seviyelerinin sayısını belirleriz ve kimyasal elementin işaretinin yanına bu kadar sayıda yay çizeriz.
- Daha sonra grup numarasına göre dış seviyedeki elektronların sayısı yayın altına yazılır.
- 1. seviyede mümkün olan maksimum 2, ikincisinde zaten 8, üçüncüsünde ise 18'e kadar var. Karşılık gelen yayların altına sayılar koymaya başlıyoruz.
- Sondan bir önceki seviyedeki elektronların sayısı şu şekilde hesaplanmalıdır: Halihazırda atanmış olan elektronların sayısı, elemanın seri numarasından çıkarılır.
- Diyagramımızı elektronik bir formüle dönüştürmek kalıyor:
- Kimyasal elementi ve seri numarasını yazıyoruz. Sayı atomdaki elektron sayısını gösterir.
- Bir formül yapalım. Bunu yapmak için enerji seviyelerinin sayısını bulmanız gerekir; belirlemenin temeli elementin periyot numarasıdır.
- Seviyeleri alt seviyelere ayırıyoruz.
Aşağıda kimyasal elementlerin elektronik formüllerinin nasıl doğru şekilde oluşturulacağına dair bir örnek görebilirsiniz.
- önce s-alt seviyesini, ardından p-, d-b f-alt seviyelerini dolduruyoruz;
- Klechkovsky kuralına göre elektronlar, bu yörüngelerin enerjilerinin artması sırasına göre yörüngeleri doldurur;
- Hund kuralına göre, bir alt seviyedeki elektronlar teker teker serbest yörüngeleri işgal eder ve ardından çiftler oluşturur;
- Pauli ilkesine göre bir yörüngede 2'den fazla elektron yoktur.
Bir kimyasal elementin elektronik formülü, atomda kaç elektron katmanı ve kaç elektron bulunduğunu ve bunların katmanlar arasında nasıl dağıldığını gösterir.
Bir kimyasal elementin elektronik formülünü oluşturmak için periyodik tabloya bakmanız ve bu element için elde edilen bilgileri kullanmanız gerekir. Periyodik tablodaki bir elementin atom numarası, atomdaki elektron sayısına karşılık gelir. Elektronik katmanların sayısı periyot numarasına, son elektronik katmandaki elektron sayısı ise grup numarasına karşılık gelir.
İlk katmanın maksimum 2 elektron (1s2), ikincisinin maksimum 8 (iki s ve altı p: 2s2 2p6), üçüncüsünün maksimum 18 (iki s, altı p ve on) elektron içerdiği unutulmamalıdır. d: 3s2 3p6 3d10).
Örneğin karbonun elektronik formülü: C 1s2 2s2 2p2 (seri numarası 6, dönem numarası 2, grup numarası 4).
Sodyumun elektronik formülü: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (seri numarası 11, periyot numarası 3, grup numarası 1).
Elektronik formülün doğru yazılıp yazılmadığını kontrol etmek için www.alhimikov.net sitesine bakabilirsiniz.
İlk bakışta, kimyasal elementler için elektronik bir formül derlemek oldukça karmaşık bir iş gibi görünebilir, ancak aşağıdaki şemaya uyarsanız her şey netleşecektir:
- ilk önce yörüngeleri yazıyoruz
- Enerji seviyesinin sayısını gösteren yörüngelerin önüne sayılar ekliyoruz. Enerji seviyesindeki maksimum elektron sayısını belirleyen formülü unutmayın: N=2n2
Enerji seviyelerinin sayısını nasıl öğrenebilirsiniz? Periyodik tabloya bakmanız yeterli: Bu sayı, elementin bulunduğu periyodun numarasına eşittir.
- Yörünge simgesinin üstüne, bu yörüngede bulunan elektronların sayısını gösteren bir sayı yazıyoruz.
Örneğin skandiyumun elektronik formülü şöyle görünecek.
Bir kimyasal element için elektronik formül derleme görevi en kolay değildir.
Dolayısıyla, elemanların elektronik formüllerini derlemek için kullanılan algoritma aşağıdaki gibidir:
Bazı kimyasal elementlerin elektronik formülleri şunlardır:
Kimyasal elementlerin elektronik formüllerini şu şekilde oluşturmanız gerekir: Periyodik tablodaki elementin sayısına bakmanız, böylece kaç elektrona sahip olduğunu bulmanız gerekir. Daha sonra döneme eşit olan seviye sayısını bulmanız gerekir. Daha sonra alt seviyeler yazılır ve doldurulur:
Öncelikle periyodik tabloya göre atom sayısını belirlemeniz gerekiyor.
Elektronik formülü oluşturmak için Mendeleev'in periyodik sistemine ihtiyacınız olacak. Orada kimyasal elementinizi bulun ve periyoda bakın - enerji seviyelerinin sayısına eşit olacaktır. Grup numarası sayısal olarak son seviyedeki elektron sayısına karşılık gelecektir. Bir elementin sayısı niceliksel olarak elektron sayısına eşit olacaktır. Ayrıca, birinci seviyede maksimum 2, ikinci seviyede 8 ve üçüncü seviyede 18 elektron bulunduğunu da açıkça bilmeniz gerekir.
Bunlar ana noktalar. Ayrıca internette (web sitemiz dahil) her öğe için hazır elektronik formül içeren bilgiler bulabilir, böylece kendinizi test edebilirsiniz.
Kimyasal elementlerin elektronik formüllerini derlemek çok karmaşık bir süreçtir; özel tablolar olmadan bunu yapamazsınız ve bir sürü formül kullanmanız gerekir. Kısaca derlemek için şu aşamalardan geçmeniz gerekiyor:
Elektronların birbirinden nasıl farklı olduğuna dair bir kavramın olacağı bir yörünge diyagramı çizmek gerekir. Diyagram yörüngeleri ve elektronları vurgulamaktadır.
Elektronlar aşağıdan yukarıya doğru seviyelerle doldurulur ve birkaç alt seviyeye sahiptir.
Öncelikle belirli bir atomun toplam elektron sayısını buluyoruz.
Formülü belirli bir şemaya göre doldurup yazıyoruz - bu elektronik formül olacak.
Örneğin Azot için bu formül şuna benziyor, önce elektronları ele alıyoruz:
Ve formülü yazın:
Anlamak kimyasal bir elementin elektronik formülünü derleme ilkesiÖncelikle bir atomdaki toplam elektron sayısını periyodik tablodaki sayıya göre belirlemeniz gerekir. Bundan sonra elementin bulunduğu periyodun sayısını esas alarak enerji seviyelerinin sayısını belirlemeniz gerekir.
Seviyeler daha sonra En Az Enerji Prensibine göre elektronlarla dolu alt seviyelere bölünür.
Örneğin buraya bakarak muhakemenizin doğruluğunu kontrol edebilirsiniz.
Bir kimyasal elementin elektronik formülünü oluşturarak, belirli bir atomda kaç tane elektron ve elektron katmanı bulunduğunu ve bunların katmanlar arasındaki dağılım sırasını öğrenebilirsiniz.
Öncelikle elementin atom numarasını periyodik tabloya göre belirliyoruz; bu, elektron sayısına karşılık geliyor. Elektron katmanlarının sayısı periyot numarasını belirtir ve atomun son katmanındaki elektronların sayısı grup numarasına karşılık gelir.
Bir elektron bulutundaki elektronların düzeylere, alt düzeylere ve yörüngelere göre dağılımının geleneksel temsiline denir. atomun elektronik formülü.
Kurallar|dayanarak| hangisi|hangi| makyaj|teslim et| elektronik formüller
1. Minimum enerji prensibi: Sistem ne kadar az enerjiye sahipse o kadar kararlıdır.
2. Klechkovsky'nin kuralı: elektronların elektron bulutunun seviyeleri ve alt seviyeleri arasındaki dağılımı, ana ve yörünge kuantum sayılarının (n + 1) toplamının değerinin artan sırasına göre gerçekleşir. Değerlerin eşitliği (n+1) durumunda ilk önce n değeri daha küçük olan alt seviye doldurulur.
1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f Seviye numarası n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Orbital 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 kuantum sayısı
n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Klechkovsky serisi
1* - 2 numaralı tabloya bakınız.
3. Hund'un kuralı: Bir alt seviyenin yörüngelerini doldururken, elektronların paralel dönüşlerle yerleştirilmesi en düşük enerji seviyesine karşılık gelir.
Derleme|geçerler| elektronik formüller
Potansiyel serisi:1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f
(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Klechkovsky serisi
Doldurma sırası Elektronik 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 ..
(n+l|) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8.
Elektronik formül 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 p 6 d 10 f 14 5s 2 p 6 d 10 f 14 6s 2 p 6 d 10 f 14 7s 2 p 6 d 10 f 14 8...
(n+1|) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10
Elektronik formüllerin bilgi içeriği
1. Elementin periyodik|periyodik| içindeki konumu sistem.
2. Derece mümkün| elementin oksidasyonu.
3. Elementin kimyasal karakteri.
4. Kompozisyon|depo| ve eleman bağlantılarının özellikleri.
Elementin periyodik periyotta konumu|periyodik|D.I. Mendeleev'in sistemi:
A) dönem numarası elemanın bulunduğu seviye, elektronların bulunduğu seviye sayısına karşılık gelir;
B) grup numarası Belirli bir elementin ait olduğu değerlik elektronlarının toplamına eşittir. S ve p elementlerinin atomları için değerlik elektronları dış seviyedeki elektronlardır; d – elementler için bunlar dış seviyenin elektronları ve önceki seviyenin doldurulmamış alt seviyesidir.
V) elektronik aile son elektronun ulaştığı alt seviyenin sembolü (s-, p-, d-, f-) ile belirlenir.
G) alt grup elektronik aileye ait olarak belirlenir: s - ve p - elementler ana alt grupları işgal eder ve d - elementler - ikincil, f - elementler periyodik tablonun alt kısmında (aktinit ve lantanitler) ayrı bölümleri işgal eder.
2. Olası dereceler| elementlerin oksidasyonu.
Paslanma durumu bir atomun elektron verdiğinde veya elektron aldığında kazandığı yüktür.
Elektron veren atomlar, verilen elektron sayısına eşit olan pozitif bir yük kazanır (elektron yükü (-1)
Z E 0 – ne Z E + n
Elektronlarını veren atom dönüşür katyon(pozitif yüklü iyon). Bir atomdan bir elektronun uzaklaştırılması işlemine denir iyonlaşma süreci. Bu işlemi gerçekleştirmek için gereken enerjiye denir iyonlaşma enerjisi ( Eion, eV).
Atomdan ilk ayrılan, yörüngede bir çifti olmayan, eşlenmemiş dış seviyedeki elektronlardır. Bir seviyedeki serbest yörüngelerin varlığında, dış enerjinin etkisi altında, bu seviyede çift oluşturan elektronlar önce eşleşmez, sonra hep birlikte ayrılırlar. Enerjinin bir kısmının bir çiftin elektronlarından biri tarafından emilmesi ve daha yüksek bir alt seviyeye geçişi sonucu ortaya çıkan eşleşmeyi bozma işlemine denir. uyarılma süreci.
Bir atomun bağışlayabileceği en fazla elektron sayısı, değerlik elektronlarının sayısına eşittir ve elementin bulunduğu grubun sayısına karşılık gelir. Bir atomun değerlik elektronlarının tamamını kaybettikten sonra kazandığı yüke denir. en yüksek oksidasyon durumu atom.
Serbest bırakıldıktan sonra|işten çıkarılma| değerlik düzeyi dışsal olur|olur| seviye hangi|ne| değerden önce gelir. Bu tamamen elektronlarla dolu bir seviyedir ve bu nedenle|ve dolayısıyla| enerjisel olarak kararlı.
Dış seviyede 4 ila 7 elektrona sahip olan elementlerin atomları, yalnızca elektron bağışlayarak değil, aynı zamanda onları ekleyerek de enerjik olarak kararlı bir duruma ulaşır. Sonuç olarak, stabil bir inert gaz durumu olan bir seviye (.ns 2 p 6) oluşur.
Elektron ekleyen atom kazanır olumsuzdereceoksidasyon– kabul edilen elektron sayısına eşit olan negatif yük.
Z E 0 + ne Z E - n
Bir atomun ekleyebileceği elektron sayısı (8 –N|) sayısına eşittir; burada N,|hangi| bulunan element (veya değerlik elektronlarının sayısı).
Bir atoma elektron ekleme işlemine, enerji salınımı eşlik eder. Elektrona ilgi (Esaffinity,eB).
