화학 원소 원자의 전자 구성. 원자의 전자 구성

작곡 방법 알아보기 전자 공식화학 원소. 이 질문은 구조뿐만 아니라 해당 원자의 주장되는 물리적 및 화학적 특성에 대한 아이디어를 제공하기 때문에 중요하고 관련이 있습니다.

컴파일 규칙

화학 원소의 그래픽 및 전자 공식을 작성하려면 원자 구조 이론에 대한 아이디어가 필요합니다. 우선, 원자의 두 가지 주요 구성 요소인 핵과 음전자가 있습니다. 핵에는 전하가 없는 중성자와 양전하를 띤 양성자가 포함됩니다.

화학 원소의 전자식을 구성하고 결정하는 방법을 논하면서 핵의 양성자 수를 찾으려면 Mendeleev의주기 시스템이 필요합니다.

순서대로 원소의 수는 핵의 양성자 수에 해당합니다. 원자가 위치한 기간의 수는 전자가 위치한 에너지 층의 수를 나타냅니다.

전하가 없는 중성자 수를 결정하려면 원소 원자의 상대 질량에서 일련 번호(양성자 수)를 빼야 합니다.

지침

화학 원소의 전자 공식을 구성하는 방법을 이해하려면 Klechkovsky가 공식화한 음의 입자로 하위 레벨을 채우는 규칙을 고려하십시오.

자유 오비탈이 갖는 자유 에너지의 양에 따라, 준위를 전자로 채우는 순서를 특징짓는 시리즈가 작성됩니다.

각 오비탈은 반평행 스핀으로 배열된 두 개의 전자만 포함합니다.

전자 껍질의 구조를 표현하기 위해 그래픽 공식을 사용합니다. 화학 원소 원자의 전자식은 어떻게 생겼습니까? 그래픽 옵션을 만드는 방법? 이 질문은 학교 화학 과정에 포함되어 있으므로 더 자세히 설명하겠습니다.

그래픽 수식을 컴파일할 때 사용되는 특정 매트릭스(기초)가 있습니다. s-오비탈은 두 개의 전자가 서로 반대편에 위치한 하나의 양자 셀만을 특징으로 합니다. 화살표로 그래픽으로 표시됩니다. p 오비탈의 경우 3개의 셀이 묘사되어 있으며 각 셀은 2개의 전자를 포함하고 10개의 전자는 d 오비탈에 있으며 f는 14개의 전자로 채워져 있습니다.

전자 수식 컴파일의 예

화학 원소의 전자 공식을 구성하는 방법에 대한 대화를 계속합시다. 예를 들어 망간 원소에 대한 그래픽 및 전자 공식을 만들어야 합니다. 먼저 주기율표에서 이 원소의 위치를 ​​결정합니다. 원자 번호가 25이므로 원자에는 25개의 전자가 있습니다. 망간은 원소 네 번째 기간따라서 네 가지 에너지 수준이 있습니다.

화학 원소의 전자 공식을 쓰는 방법은 무엇입니까? 요소의 부호와 서수를 기록합니다. Klechkovsky 규칙을 사용하여 에너지 수준과 하위 수준에 전자를 배포합니다. 각 셀에 두 개의 전자를 새기면서 첫 번째, 두 번째 및 세 번째 수준에 순차적으로 배열합니다.

그런 다음 합산하여 20 조각을 얻습니다. 3개의 준위는 전자로 완전히 채워져 있고 4번째에는 5개의 전자만 남습니다. 각 유형의 궤도에는 자체 에너지 비축량이 있다는 점을 고려하여 남은 전자를 4s 및 3d 하위 수준에 분배합니다. 결과적으로 완성된 망간 원자의 전자 그래픽 공식은 다음과 같은 형식을 갖습니다.

1s2/2s2, 2p6/3s2, 3p6/4s2, 3d3

실용적인 가치

전자 그래픽 공식의 도움으로 주어진 화학 원소의 원자가를 결정하는 자유(짝이 없는) 전자의 수를 명확하게 볼 수 있습니다.

주기율표에 있는 모든 원자의 전자 그래픽 공식을 구성할 수 있는 일반화된 동작 알고리즘을 제공합니다.

첫 번째 단계는 주기율표를 사용하여 전자 수를 결정하는 것입니다. 기간 숫자는 에너지 수준의 수를 나타냅니다.

특정 그룹에 속하는 것은 외부 에너지 수준에 있는 전자의 수와 관련이 있습니다. 레벨은 Klechkovsky 규칙에 따라 채워진 하위 레벨로 세분됩니다.

결론

주기율표에 있는 화학 원소의 원자가 능력을 결정하려면 원자의 전자 그래픽 공식을 작성해야 합니다. 위에 주어진 알고리즘을 사용하면 작업에 대처하고 가능한 화학 물질을 결정하고 물리적 특성원자.

전자

원자의 개념은 물질의 입자를 나타내기 위해 고대 세계에서 유래되었습니다. 그리스어로 원자는 "분할할 수 없는"을 의미합니다.

아일랜드의 물리학자 Stoney는 실험을 바탕으로 모든 화학 원소의 원자에 존재하는 가장 작은 입자에 의해 전기가 운반된다는 결론에 도달했습니다. 1891년에 스토니는 이 입자를 그리스어로 "호박"을 의미하는 전자라고 부를 것을 제안했습니다. 전자가 그 이름을 얻은 지 몇 년 후, 영국 물리학자 Joseph Thomson과 프랑스 물리학자 Jean Perrin은 전자가 음전하를 띤다는 것을 증명했습니다. 이것은 화학에서 단위 (-1)로 간주되는 가장 작은 음전하입니다. Thomson은 심지어 전자의 속도를 결정하는 데 성공했습니다(궤도에서 전자의 속도는 궤도 번호 n에 반비례합니다. 궤도의 반경은 궤도 번호의 제곱에 비례하여 증가합니다. 원자(n=1; Z=1), 속도는 ≈ 2.2 · 106 m/c, 즉 빛의 속도 c=3 · 108 m/s보다 약 100배 느리고 전자의 질량( 수소 원자의 질량보다 거의 2000배 작습니다.)

원자의 전자 상태

원자의 전자 상태는 특정 전자의 에너지와 전자가 위치한 공간에 대한 일련의 정보. 원자 속의 전자는 운동 궤적을 가지고 있지 않습니다. 핵 주위의 공간에서 그것을 발견할 확률.

그것은 핵을 둘러싼 이 공간의 어느 부분에나 위치할 수 있으며, 그 다양한 위치의 총체는 일정한 음전하 밀도를 가진 전자 구름으로 간주됩니다. 비 유적으로 이것은 다음과 같이 상상할 수 있습니다. 사진 마감에서와 같이 원자의 전자 위치를 100 분의 1 또는 100 만분의 1 초에 촬영할 수 있다면 그러한 사진의 전자는 점으로 표시됩니다. 그러한 사진을 무수히 겹쳐보면 이러한 지점이 가장 많은 곳에 가장 밀도가 높은 전자 구름 사진이 생성됩니다.

전자가 가장 많이 발견되는 원자핵 주변의 공간을 오비탈이라고 합니다. 그것은 대략 포함합니다 90% e-클라우드, 이것은 전자가 공간의 이 부분에 있는 시간의 약 90%를 의미합니다. 모양으로 구별 현재 알려진 4가지 유형의 오비탈, 라틴어로 표시 문자 s, p, d 및 f. 그래픽 이미지몇 가지 형태의 전자 궤도가 그림에 나와 있습니다.

특정 궤도에서 전자 운동의 가장 중요한 특성은 핵과의 연결 에너지. 비슷한 에너지 값을 가진 전자는 단일 전자층 또는 에너지 준위를 형성합니다. 에너지 준위는 핵에서 시작하여 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7로 번호가 매겨집니다.

에너지 준위의 수를 나타내는 정수 n을 주양자수라고 합니다. 주어진 에너지 수준을 차지하는 전자의 에너지를 특성화합니다. 핵에 가장 가까운 첫 번째 에너지 준위의 전자는 에너지가 가장 낮습니다.첫 번째 수준의 전자와 비교할 때 다음 수준의 전자는 많은 양의 에너지를 특징으로 합니다. 결과적으로 외부 수준의 전자는 원자핵에 가장 적게 결합됩니다.

에너지 준위에서 가장 많은 수의 전자는 다음 공식에 의해 결정됩니다.

N = 2n2,

여기서 N은 최대 전자 수입니다. n은 레벨 번호 또는 주요 양자 번호입니다. 결과적으로 핵에 가장 가까운 첫 번째 에너지 준위는 2개 이하의 전자를 포함할 수 있습니다. 두 번째 - 8 이하; 세 번째 - 18 이하; 네 번째 - 32 이하.

두 번째 에너지 준위(n=2)부터 시작하여 각 준위는 핵과의 결합 에너지가 서로 다소 다른 하위 준위(sublayer)로 세분된다. 하위 수준의 수는 주 양자 수의 값과 같습니다. 첫 번째 에너지 수준에는 하나의 하위 수준이 있습니다. 두 번째 - 둘; 셋째 - 셋; 넷째 - 4개의 하위 수준. 차례로 하위 수준은 궤도에 의해 형성됩니다. 각 값n은 n과 같은 궤도의 수에 해당합니다.

하위 수준은 일반적으로 표시됩니다. 라틴 문자로, 그들이 구성하는 궤도의 모양 : s, p, d, f.

양성자와 중성자

모든 화학 원소의 원자는 아주 작은 태양계. 따라서 E. Rutherford가 제안한 이러한 원자 모델은 지구의.

원자의 전체 질량이 집중되어 있는 원자핵은 두 가지 유형의 입자로 구성됩니다. 양성자와 중성자.

양성자는 전하가 전자와 같지만 부호는 반대(+1)이고 질량은 수소 원자의 질량과 같습니다(화학에서 단위로 인정됨). 중성자는 전하를 띠지 않고 중성이며 양성자와 같은 질량을 가집니다.

양성자와 중성자는 총칭하여 핵자(라틴어 핵 - 핵)라고 합니다. 원자의 양성자와 중성자 수의 합을 질량수라고 한다.. 예를 들어 알루미늄 원자의 질량수는 다음과 같습니다.

13 + 14 = 27

양성자 수 13, 중성자 수 14, 질량수 27

무시할 수 있는 전자의 질량은 무시할 수 있으므로 원자의 전체 질량이 핵에 집중되어 있음은 자명하다. 전자는 e-를 나타냅니다.

원자 때문에 전기적으로 중성, 원자의 양성자와 전자의 수가 같다는 것도 명백합니다. 주기율표에서 할당된 화학 원소의 일련 번호와 같습니다. 원자의 질량은 양성자와 중성자의 질량으로 구성됩니다. 원소(Z)의 일련번호, 즉 양성자의 수와 양성자와 중성자의 수의 합과 같은 질량수(A)를 알면 다음을 사용하여 중성자(N)의 수를 찾을 수 있습니다. 공식:

N=A-Z

예를 들어, 철 원자의 중성자 수는 다음과 같습니다.

56 — 26 = 30

동위원소

동일한 핵전하를 가지지만 질량수가 다른 동일한 원소의 다양한 원자를 호출합니다. 동위원소. 자연에서 발견되는 화학 원소는 동위 원소의 혼합물입니다. 따라서 탄소에는 질량이 12, 13, 14인 세 개의 동위원소가 있습니다. 산소 - 질량이 16, 17, 18 등인 3개의 동위원소. 주기율표에서 일반적으로 주어지는 화학 원소의 상대 원자 질량은 주어진 원소의 동위원소의 자연 혼합물의 원자 질량의 평균값입니다. 본질적으로 상대적인 내용을 고려합니다. 화학적 특성대부분의 화학 원소의 동위 원소는 정확히 동일합니다. 그러나 수소 동위 원소는 상대적인 원자 질량의 급격한 증가로 인해 특성이 크게 다릅니다. 그들은 심지어 개별 이름과 화학 기호가 주어졌습니다.

첫 번째 기간의 요소

수소 원자의 전자 구조도:

원자의 전자 구조 구조는 전자 층(에너지 준위)에 대한 전자의 분포를 보여줍니다.

수소 원자의 그래픽 전자 공식(에너지 수준 및 하위 수준에 대한 전자 분포를 보여줌):

원자의 그래픽 전자 공식은 수준과 하위 수준뿐만 아니라 궤도에서도 전자의 분포를 보여줍니다.

헬륨 원자에서는 첫 번째 전자층이 완성됩니다. 여기에는 2개의 전자가 있습니다. 수소와 헬륨은 s 원소입니다. 이 원자의 경우 s-오비탈은 전자로 채워집니다.

두 번째 기간의 모든 요소 첫 번째 전자층이 채워진다., 그리고 전자는 최소 에너지의 원리(먼저 s, 그 다음 p)와 Pauli 및 Hund의 규칙에 따라 두 번째 전자층의 s- 및 p-오비탈을 채웁니다.

네온 원자에서 두 번째 전자층이 완성됩니다. 여기에는 8개의 전자가 있습니다.

3주기 원소의 원자에 대해서는 1, 2차 전자층이 완성되어 3s-, 3p-, 3d-서브레벨을 전자가 점유할 수 있는 3차 전자층이 채워진다.

3s 전자 오비탈은 마그네슘 원자에서 완성됩니다. Na와 Mg는 s 원소입니다.

알루미늄 및 후속 원소의 경우 3p 하위 수준은 전자로 채워집니다.

세 번째 기간의 요소에는 채워지지 않은 3d 궤도가 있습니다.

Al에서 Ar까지의 모든 요소는 p 요소입니다. s- 및 p-요소는 주기율표에서 주요 하위 그룹을 형성합니다.

네 번째 - 일곱 번째 기간의 요소

네 번째 전자층은 칼륨과 칼슘 원자에 나타나고 4s 하위 수준은 3d 하위 수준보다 에너지가 적기 때문에 채워집니다.

K, Ca - 주요 하위 그룹에 포함된 s-요소. Sc에서 Zn까지의 원자의 경우 3d 하위 수준은 전자로 채워집니다. 이들은 3d 요소입니다. 그들은 보조 하위 그룹에 포함되며 외부 전자층이 미리 채워져 있으며 전이 요소라고합니다.

크롬과 구리 원자의 전자 껍질 구조에 주목하십시오. 그들에서 4s-에서 3d 하위 수준까지 하나의 전자의 "실패"가 발생하며 이는 결과 전자 구성 3d 5 및 3d 10의 더 큰 에너지 안정성으로 설명됩니다.

아연 원자에서 세 번째 전자 층이 완성됩니다. 모든 3s, 3p 및 3d 하위 수준이 채워져 있으며 총 18 개의 전자가 있습니다. 아연 다음의 원소에서는 네 번째 전자층인 4p 하위 준위가 계속 채워져 있습니다.

Ga에서 Kr까지의 요소는 p-요소입니다.

크립톤 원자의 외층(4번째)은 완전하고 8개의 전자를 가지고 있습니다. 그러나 네 번째 전자층에는 32개의 전자만 있을 수 있습니다. 크립톤 원자의 4d 및 4f 하위 수준은 여전히 ​​채워지지 않은 상태로 남아 있으며, 다섯 번째 주기의 요소는 5s - 4d - 5p의 순서로 하위 수준을 채우고 있습니다. 그리고 "와 관련된 예외도 있습니다. 실패» 전자, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

제6주기 및 제7주기에는 f-요소, 즉 제3외부 전자층의 4f- 및 5f-서브레벨이 채워진 요소가 각각 나타난다.

4f 원소는 란타넘족이라고 합니다.

5f 원소를 악티나이드라고 합니다.

여섯 번째 기간의 요소 원자에서 전자 하위 수준을 채우는 순서: 55 Cs 및 56 Ba - 6s 요소; 57 La … 6s 2 5d x - 5d 요소; 58 Ce - 71 Lu - 4f 원소; 72 Hf - 80 Hg - 5d 요소; 81 T1 - 86 Rn - 6d 요소. 그러나 여기에도 전자 궤도를 채우는 순서가 "위반"되는 요소가 있습니다. 예를 들어 nf 7 및 nf 14와 같이 절반 및 완전히 채워진 f- 하위 수준의 더 큰 에너지 안정성과 관련이 있습니다. 마지막으로 전자로 채워지는 원자의 하위 수준에 따라 모든 요소는 4개의 전자 계열 또는 블록으로 나뉩니다.

• s-요소. 원자 외부 준위의 s 하위 준위는 전자로 채워져 있습니다. s-요소에는 수소, 헬륨 및 그룹 I 및 II의 주요 하위 그룹 요소가 포함됩니다.

• p-요소. 원자 외부 준위의 p 하위 준위는 전자로 채워져 있습니다. p-요소에는 III-VIII 그룹의 주요 하위 그룹 요소가 포함됩니다.

• d-요소. 원자의 외부 수준 이전 수준의 d 하위 수준은 전자로 채워져 있습니다. d-요소는 그룹 I-VIII의 2차 하위 그룹의 요소, 즉 s-요소와 p-요소 사이에 위치한 큰 기간의 윤간 요소를 포함합니다. 전환 요소라고도 합니다.

• f-요소. 원자의 세 번째 외부 수준의 f 하위 수준은 전자로 채워져 있습니다. 여기에는 란타나이드 및 안티노이드가 포함됩니다.

1925년 스위스 물리학자 W. Pauli는 하나의 궤도에 있는 원자에서 반대(반평행) 스핀(영어에서 번역됨 - "스핀들")을 갖는 전자가 2개 이하일 수 있음을 확립했습니다. 가상 축을 중심으로 한 전자의 회전: 시계 방향 또는 시계 반대 방향.

이 원리를 파울리 원리. 궤도에 하나의 전자가 있으면 짝을 이루지 않은 전자라고하고 두 개가 있으면 짝을 이룬 전자, 즉 반대 스핀을 가진 전자입니다. 그림은 에너지 수준을 하위 수준으로 나누는 다이어그램과 채워지는 순서를 보여줍니다.

종종 원자의 전자 껍질 구조는 에너지 또는 양자 셀을 사용하여 묘사됩니다. 소위 그래픽 전자 공식을 기록합니다. 이 기록에는 다음 표기법이 사용됩니다. 각 양자 셀은 하나의 궤도에 해당하는 셀로 표시됩니다. 각 전자는 스핀 방향에 해당하는 화살표로 표시됩니다. 그래픽 전자 수식을 작성할 때 두 가지 규칙을 기억해야 합니다. Pauli 원리와 F. Hund의 법칙, 전자가 자유 셀을 차지하는 것에 따라 한 번에 하나씩 동시에 동일한 스핀 값을 가지며 그 다음에만 쌍을 이루지 만 Pauli 원리에 따르면 스핀은 이미 반대 방향으로 향합니다.

훈트의 법칙과 파울리의 법칙

훈트의 법칙- 특정 하위층의 오비탈을 채우는 순서를 결정하고 다음과 같이 공식화되는 양자 화학의 규칙: 이 하위층 전자의 스핀 양자 수의 총 값은 최대여야 합니다. 1925년 프리드리히 훈트가 공식화했습니다.

이것은 하위층의 각 오비탈에서 하나의 전자가 먼저 채워지고 채워지지 않은 오비탈이 소진된 후에야 두 번째 전자가 이 오비탈에 추가됨을 의미합니다. 이 경우 하나의 궤도에 반대 부호의 반정수 스핀을 가진 두 개의 전자가 있으며, 이 쌍은 (2 전자 구름을 형성) 결과적으로 궤도의 총 스핀이 0이 됩니다.

기타 문구: 에너지 아래에는 두 가지 조건이 만족되는 원자 용어가 있습니다.

1. 다중도가 최대
2. 다중도가 일치하면 총 궤도 운동량 L이 최대가 됩니다.

p-하위 수준의 오비탈을 채우는 예를 사용하여 이 규칙을 분석해 봅시다. 피- 두 번째 기간의 요소(즉, 붕소에서 네온까지(아래 다이어그램에서 수평선은 궤도를 나타내고 수직 화살표는 전자를 나타내고 화살표 방향은 스핀의 방향을 나타냄).

Klechkovsky의 규칙

Klechkovsky의 규칙 -원자의 총 전자 수가 증가함에 따라(핵의 전하 또는 화학 원소의 서수가 증가함에 따라) 원자 오비탈은 고에너지 오비탈에서 전자의 출현이 오직 주양자수 n이고 다른 모든 양자수에 의존하지 않습니다. 물리적으로 이것은 수소와 같은 원자(전자간 반발력이 없는 경우)에서 전자의 궤도 에너지는 핵으로부터의 전자 전하 밀도의 공간적 원격성에 의해서만 결정되며 그 운동의 특징에 의존하지 않는다는 것을 의미합니다. 핵 분야에서.

Klechkovsky의 경험적 규칙과 동일한 유형의 두 가지 경우에서만 발생하는 원자 궤도의 다소 모순되는 실제 에너지 시퀀스의 시퀀스 시퀀스: 원자 Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, 전자의 "실패"가 있습니다. s - 외부 층의 하위 수준에서 이전 층의 d- 하위 수준까지의 하위 수준으로 원자의 에너지 적으로보다 안정적인 상태, 즉 궤도 6을 2로 채운 후 전자 에스

요소의 전자 공식을 컴파일하는 알고리즘:

1. 화학 원소 주기율표 D.I를 사용하여 원자의 전자 수를 결정합니다. 멘델레예프.

2. 요소가 위치한 기간의 수에 따라 에너지 수준의 수를 결정합니다. 마지막 전자 수준의 전자 수는 그룹 번호에 해당합니다.

3. 레벨을 하위 레벨과 오비탈로 나누고 오비탈 채우기 규칙에 따라 전자로 채웁니다.

첫 번째 수준에는 최대 2개의 전자가 있음을 기억해야 합니다. 1s2, 두 번째 - 최대 8(2 에스그리고 여섯 아르 자형: 2초 2 2p 6), 세 번째 - 최대 18(2 에스, 육 피, 그리고 10 d: 3초 2 3p 6 3d 10).

• 주 양자수 N최소한이어야합니다.
• 먼저 작성 에스-하위 수준, 다음 p-, db 에프-하위 수준.
• 전자는 궤도 에너지의 오름차순으로 궤도를 채웁니다(Klechkovsky의 규칙).
• 하위 수준 내에서 전자는 먼저 한 번에 하나씩 자유 궤도를 점유하고 그 후에만 쌍을 형성합니다(Hund의 규칙).
• 하나의 오비탈에는 2개 이상의 전자가 있을 수 없습니다(파울리 원리).

예.

1. 질소의 전자식을 작성하시오. 질소는 주기율표에서 7번입니다.

2. 아르곤의 전자식을 작성하시오. 주기율표에서 아르곤은 18번이다.

1초 2 2초 2 2초 6 3초 2 3초 6.

3. 크롬의 전자식을 작성하시오. 주기율표에서 크롬은 24번이다.

1초 2 2초 2 2시 6 3초 2 3시 6 4초 1 3d 5

아연의 에너지 도표.

4. 아연의 전자식을 작성하시오. 주기율표에서 아연은 30번입니다.

1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 2 3d 10

전자 공식의 일부, 즉 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6은 아르곤의 전자 공식입니다.

아연의 전자식은 다음과 같이 나타낼 수 있습니다.

원자의 구성.

원자는 원자핵그리고 전자 껍질.

원자핵은 양성자( p+) 및 중성자( N 0). 대부분의 수소 원자는 단일 양성자 핵을 가지고 있습니다.

양성자 수 N(p+)는 핵 전하( 지) 및 원소의 자연 계열(및 원소 주기율표)에서 원소의 서수.

N(피 +) = 지

중성자 수의 합 N(N 0), 단순히 문자로 표시 N, 및 양성자 수 지~라고 불리는 질량수그리고 문자로 표기 ㅏ.

ㅏ = 지 + N

원자의 전자 껍질은 핵 주위를 움직이는 전자로 구성됩니다. 이자형 -).

전자의 수 N(이자형-) 중성 원자의 전자 껍질에서 양성자의 수와 같습니다. 지그 핵심에.

양성자의 질량은 중성자의 질량과 거의 같고 전자의 질량의 1840배이므로 원자의 질량은 실질적으로 핵의 질량과 같습니다.

원자의 모양은 구형입니다. 핵의 반경은 원자의 반경보다 약 100,000배 작습니다.

화학 원소- 동일한 핵 전하를 갖는 원자 유형(원자 집합)(핵에 있는 동일한 수의 양성자 포함).

동위 원소- 핵에 같은 수의 중성자를 가진 한 원소의 원자 집합 (또는 핵에 같은 수의 양성자와 같은 수의 중성자를 가진 원자 유형).

다른 동위 원소는 원자핵의 중성자 수가 서로 다릅니다.

단일 원자 또는 동위원소 지정: (E - 원소 기호), 예: .

원자의 전자 껍질 구조

원자 궤도원자의 전자 상태입니다. 궤도 기호 - . 각 궤도는 전자 구름에 해당합니다.

바닥(비여기) 상태에 있는 실제 원자의 궤도는 네 가지 유형이 있습니다. 에스, 피, 디그리고 에프.

전자 구름- 전자가 90%(또는 그 이상)의 확률로 발견될 수 있는 공간의 일부.

메모: 때때로 "원자 궤도"와 "전자 구름"의 개념을 구분하지 않고 둘 다 "원자 궤도"라고 부릅니다.

원자의 전자 껍질은 층을 이루고 있습니다. 전자층같은 크기의 전자 구름에 의해 형성됩니다. 한 층 형태의 오비탈 전자("에너지") 수준, 그들의 에너지는 수소 원자에 대해 동일하지만 다른 원자에 대해서는 다릅니다.

같은 수준의 오비탈은 다음과 같이 그룹화됩니다. 전자(에너지)하위 수준:
에스- 하위 수준(하나로 구성됨 에스-궤도), 기호 - .
피하위 수준(3개로 구성됨 피
디하위 레벨(5개로 구성됨 디-궤도), 기호 - .
에프하위 수준(7개로 구성됨 에프-궤도), 기호 - .

동일한 하위 수준의 궤도의 에너지는 동일합니다.

하위 레벨을 지정할 때 레이어(전자 레벨)의 번호가 하위 레벨 기호에 추가됩니다(예: 2). 에스, 3피, 5디수단 에스- 두 번째 수준의 하위 수준, 피- 세 번째 수준의 하위 수준, 디- 다섯 번째 수준의 하위 수준.

한 수준의 총 하위 수준 수는 수준 번호와 같습니다. N. 한 레벨의 총 오비탈 수는 N 2. 따라서, 총 수한 층의 구름도 N 2 .

지정: - 자유 궤도(전자 없음), - 짝을 이루지 않은 전자가 있는 궤도, - 전자 쌍이 있는 궤도(2개의 전자 포함).

전자가 원자의 오비탈을 채우는 순서는 세 가지 자연 법칙에 의해 결정됩니다(공식은 단순화된 방식으로 제공됨).

1. 최소 에너지의 원리 - 오비탈의 에너지가 증가하는 순서대로 전자가 오비탈을 채운다.

2. 파울리의 원리 - 하나의 오비탈에는 2개 이상의 전자가 있을 수 없습니다.

3. Hund의 규칙 - 하위 수준 내에서 전자는 먼저 자유 궤도(한 번에 하나씩)를 채우고 그 후에야 전자 쌍을 형성합니다.

전자 레벨(또는 전자 레이어)의 총 전자 수는 2입니다. N 2 .

에너지에 의한 하위 수준의 분포는 다음과 같이 표현됩니다(에너지 증가 순서).

1에스, 2에스, 2피, 3에스, 3피, 4에스, 3디, 4피, 5에스, 4디, 5피, 6에스, 4에프, 5디, 6피, 7에스, 5에프, 6디, 7피 ...

시각적으로 이 시퀀스는 에너지 다이어그램으로 표현됩니다.

준위, 하위 준위 및 궤도(원자의 전자 구성)에 따른 원자의 전자 분포는 전자 공식, 에너지 다이어그램 또는 더 간단하게는 전자 레이어의 다이어그램("전자 다이어그램")으로 묘사할 수 있습니다. .

원자의 전자 구조의 예:

원자가 전자- 화학 결합 형성에 참여할 수 있는 원자의 전자. 모든 원자의 경우, 이들은 모두 외부 전자와 외부 전자보다 에너지가 더 큰 외부 전자를 더한 것입니다. 예: Ca 원자에는 4개의 외부 전자가 있습니다. 에스 2, 그들은 또한 원자가입니다. Fe 원자에는 외부 전자가 있습니다 - 4 에스 2 하지만 그는 3 디 6이므로 철 원자는 8개의 원자가 전자를 갖는다. 칼슘 원자의 원자가 전자식은 4 에스 2, 철 원자 - 4 에스 2 3디 6 .

D. I. Mendeleev의 화학 원소 주기율표
(화학 원소의 자연계)

화학 원소의 주기 법칙(현대 공식): 화학 원소의 특성뿐만 아니라 단순하고 복합 물질, 그들에 의해 형성된 원자핵의 전하 값에 주기적으로 의존합니다.

주기율표- 주기율표의 그래픽 표현.

화학 원소의 자연 범위- 원자핵의 양성자 수의 증가에 따라 배열되는 여러 화학 원소 또는 동일한 원자핵의 전하 증가에 따라 배열됩니다. 이 계열에 있는 원소의 일련 번호는 이 원소의 원자핵에 있는 양성자 수와 같습니다.

화학 원소의 표는 화학 원소의 자연 계열을 "절단"하여 구성됩니다. 미문(표의 가로 행) 및 원자의 전자 구조가 유사한 요소의 그룹화(표의 세로 열).

요소가 그룹으로 결합되는 방식에 따라 테이블이 될 수 있습니다. 장기간(동일한 수와 유형의 원자가 전자를 가진 원소가 그룹으로 수집됨) 및 단기(동일한 수의 원자가 전자를 가진 요소는 그룹으로 수집됩니다).

단기 주기표의 그룹은 하위 그룹( 기본그리고 부작용), 장기 테이블의 그룹과 일치합니다.

같은 주기의 원소의 모든 원자는 주기의 수와 동일한 수의 전자층을 가집니다.

기간의 요소 수 : 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. 여덟 번째 기간의 대부분의 요소는 인위적으로 얻었으며이 기간의 마지막 요소는 아직 합성되지 않았습니다. 첫 번째를 제외한 모든 기간은 알칼리 금속 형성 원소(Li, Na, K 등)로 시작하여 희가스 형성 원소(He, Ne, Ar, Kr 등)로 끝납니다.

짧은 기간 테이블 - 8개 그룹, 각 그룹은 2개의 하위 그룹(주 및 보조)으로 나뉩니다. IIIB, VIA, VIIB. 장주기표의 그룹 IA는 단기주기표의 첫 번째 그룹의 주요 하위 그룹에 해당합니다. 그룹 VIIB - 일곱 번째 그룹의 보조 하위 그룹: 나머지 - 유사하게.

화학 원소의 특성은 그룹과 기간에 따라 자연적으로 변합니다.

기간 내(일련 번호 증가)

• 핵 전하가 증가한다
• 외부 전자의 수가 증가하고,
• 원자의 반경이 감소하고,
• 핵과 전자의 결합 강도 증가(이온화 에너지),
• 전기 음성도가 증가합니다.
• 향상된 산화 특성 단순 물질("비금속성"),
• 단순 물질의 환원성("금속성") 약화,
• 수산화물 및 해당 산화물의 기본 특성을 약화시키고,
• 수산화물 및 해당 산화물의 산성 특성이 증가합니다.

그룹으로(일련 번호 증가)

• 핵 전하가 증가한다
• 원자의 반지름이 증가합니다(A 그룹에서만).
• 전자와 핵 사이의 결합 강도가 감소합니다(이온화 에너지, A 그룹에서만).
• 전기 음성도는 감소합니다(A 그룹에서만).
• 단순 물질의 산화 특성 약화("비금속성", A 그룹에서만),
• 단순 물질의 환원 특성이 향상됩니다("금속성", A 그룹에서만).
• 수산화물 및 해당 산화물의 기본 특성이 증가합니다(A 그룹에서만).
• 수산화물 및 해당 산화물의 산성 특성이 약해집니다(A 그룹에서만).
• 수소 화합물의 안정성이 감소합니다(환원 활성이 증가합니다. A 그룹에서만).

주제 "주제 9. "원자의 구조에 대한 작업 및 테스트. D.I. Mendeleev(PSCE)의 화학 원소 주기율 및 주기율 체계"."

• 정기법 - 원자의 주기율과 구조 8~9급
  당신은 알아야합니다 : 궤도를 전자로 채우는 법칙 (최소 에너지 원리, Pauli의 원리, Hund의 법칙), 주기적 요소 시스템의 구조.

  다음을 할 수 있어야 합니다. 주기율표에서 원소의 위치에 따라 원자의 구성을 결정하고, 반대로 주기율표에서 원소를 찾아 구성을 알 수 있습니다. 구조 다이어그램, 원자, 이온의 전자 구성을 묘사하고 반대로 다이어그램과 전자 구성에서 PSCE의 화학 원소 위치를 결정합니다. PSCE에서의 위치에 따라 원소와 원소가 형성하는 물질을 특성화합니다. 원자 반경의 변화, 화학 원소의 특성 및 주기율표의 한 주기 및 주요 하위 그룹 내에서 형성되는 물질을 결정합니다.

  예 1세 번째 전자 수준의 궤도 수를 결정합니다. 이 궤도는 무엇입니까?
  궤도 수를 결정하기 위해 공식을 사용합니다. N궤도 = N 2 , 여기서 N- 레벨 번호. N오비탈 = 3 2 = 9. 1 3 에스-, 3 3 피- 그리고 다섯 3 디-궤도.

  예 2원소가 전자식 1을 갖는 원자 결정 에스 2 2에스 2 2피 6 3에스 2 3피 1 .
  그것이 어떤 원소인지 결정하려면 원자의 총 전자 수와 같은 일련 번호를 찾아야 합니다. 안에 이 경우: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. 이것은 알루미늄입니다.

  필요한 모든 것을 배웠는지 확인한 후 작업을 진행하십시오. 우리는 당신의 성공을 기원합니다.

  
  추천 문헌:
  • O. S. Gabrielyan 외 화학, 11학년. M., 버스타드, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. 화학 11 세포. M., 교육, 2001.

전자 구성 원자는 전자 궤도의 수치적 표현입니다. 전자 궤도는 영역입니다 다양한 모양, 전자가 수학적으로 가능한 원자핵 주위에 위치합니다. 전자 구성은 원자가 얼마나 많은 전자 오비탈을 가지고 있는지 독자에게 빠르고 쉽게 알려주고 각 오비탈의 전자 수를 결정하는 데 도움이 됩니다. 이 기사를 읽고 나면 전자 구성을 컴파일하는 방법을 마스터하게 됩니다.

단계

D. I. Mendeleev의 주기율표를 이용한 전자 분포

원자의 원자 번호를 찾으십시오.각 원자에는 관련된 특정 수의 전자가 있습니다. 주기율표에서 원자 기호를 찾으십시오. 원자 번호는 정수입니다 정수, 1(수소의 경우)부터 시작하여 각 후속 원자에 대해 1씩 증가합니다. 원자 번호는 원자의 양성자 수이므로 전하가 0인 원자의 전자 수이기도 합니다.

원자의 전하를 결정하십시오.중성 원자는 주기율표에 표시된 것과 같은 수의 전자를 갖습니다. 그러나 하전된 원자는 전하의 크기에 따라 더 많거나 적은 전자를 가질 것입니다. 하전된 원자로 작업하는 경우 다음과 같이 전자를 더하거나 뺍니다. 음전하마다 전자 하나를 추가하고 양전하마다 전자 하나를 뺍니다.

• 예를 들어 -1의 전하를 가진 나트륨 원자는 여분의 전자를 가질 것입니다. 게다가기본 원자 번호는 11입니다. 즉, 원자에는 총 12개의 전자가 있습니다.
• 만약에 우리 대화하는 중이 야전하가 +1인 나트륨 원자에 ​​대해 기본 원자 번호 11에서 하나의 전자를 빼야 합니다. 따라서 원자는 10개의 전자를 갖게 됩니다.

1. 궤도의 기본 목록을 외우십시오.원자에서 전자의 수가 증가함에 따라 전자는 특정 순서에 따라 원자의 전자 껍질의 다양한 하위 수준을 채웁니다. 전자 껍질의 각 하위 수준은 채워질 때 짝수 개의 전자를 포함합니다. 다음과 같은 하위 수준이 있습니다.

   전자 구성 기록을 이해합니다.각 궤도의 전자 수를 명확하게 반영하기 위해 전자 구성을 기록합니다. 오비탈은 순차적으로 작성되며 각 오비탈의 원자 수는 오비탈 이름 오른쪽에 윗첨자로 표시됩니다. 완성된 전자 구성은 일련의 하위 수준 지정 및 위첨자의 형태를 가집니다.

   • 예를 들어 다음은 가장 간단한 전자 구성입니다. 1초 2 2초 2 2초 6 .이 구성은 1s 하위 수준에 2개의 전자, 2s 하위 수준에 2개의 전자, 2p 하위 수준에 6개의 전자가 있음을 보여줍니다. 2 + 2 + 6 = 총 10개의 전자. 이것은 중성 네온 원자의 전자 구성입니다(네온 원자 번호는 10입니다).

2. 궤도의 순서를 기억하십시오.전자 궤도는 전자 껍질 번호의 오름차순으로 번호가 매겨져 있지만 에너지 오름차순으로 정렬되어 있음을 명심하십시오. 예를 들어, 채워진 4s 2 오비탈은 부분적으로 채워지거나 채워진 3d 10보다 에너지(또는 이동성)가 적기 때문에 4s 오비탈이 먼저 작성됩니다. 오비탈의 순서를 알면 원자의 전자 수에 따라 쉽게 채울 수 있습니다. 오비탈이 채워지는 순서는 다음과 같습니다. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • 모든 오비탈이 채워진 원자의 전자 구성은 다음과 같은 형식을 갖습니다. 10 7p 6
   • 위의 표기법은 모든 궤도가 채워졌을 때 주기율표에서 가장 높은 번호의 원자인 Uuo(ununoctium) 118 원소의 전자 구성입니다. 따라서 이 전자 구성에는 중성으로 하전된 원자의 현재 알려진 모든 전자 하위 수준이 포함됩니다.

3. 원자의 전자 수에 따라 오비탈을 채우십시오.예를 들어 중성 칼슘 원자의 전자 배열을 기록하려면 주기율표에서 원자 번호를 찾는 것부터 시작해야 합니다. 원자 번호가 20이므로 전자가 20개인 원자의 구성을 위의 순서대로 적겠습니다.

   • 20번째 전자에 도달할 때까지 위의 순서대로 오비탈을 채우십시오. 첫 번째 1s 오비탈에는 전자가 2개, 2s 오비탈에도 2개, 2p 오비탈에는 6개, 3s 오비탈에는 2개, 3p 오비탈에는 6개, 4s 오비탈에는 2개(2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) 즉, 칼슘의 전자 구성은 다음과 같은 형식을 갖습니다. 1초 2 2초 2 2초 6 3초 2 3초 6 4초 2 .
   • 오비탈은 에너지의 오름차순입니다. 예를 들어, 4번째 에너지 수준으로 이동할 준비가 되면 먼저 4s 오비탈을 적고, 그 다음에 3d. 네 번째 에너지 수준이 지나면 동일한 순서가 반복되는 다섯 번째 에너지 수준으로 이동합니다. 이것은 세 번째 에너지 수준 이후에만 발생합니다.

4. 주기율표를 시각적 단서로 사용하십시오.주기율표의 모양이 전자 구성에서 전자 하위 수준의 순서에 해당한다는 것을 이미 알고 있을 것입니다. 예를 들어, 왼쪽에서 두 번째 열에 있는 원자는 항상 "s 2"로 끝나는 반면 얇은 중간 부분의 오른쪽 가장자리에 있는 원자는 항상 "d 10"으로 끝나는 식입니다. 주기율표를 구성 작성에 대한 시각적 가이드로 사용하십시오. 오비탈에 추가하는 순서는 테이블에서의 위치에 해당합니다. 아래를 참조하십시오.

   • 특히, 가장 왼쪽의 두 열에는 전자 구성이 s-오비탈로 끝나는 원자가 포함되어 있고, 표의 오른쪽 블록에는 구성이 p-오비탈로 끝나는 원자가 포함되어 있으며, 원자 맨 아래에는 f-오비탈로 끝나는 원자가 포함되어 있습니다.
   • 예를 들어 염소의 전자배치를 적을 때 이렇게 생각하면 된다. 주기율표의 따라서 전자 구성은 ..3p 5로 끝납니다.
   • 표의 d 및 f 궤도 영역의 요소는 해당 요소가 위치한 기간과 일치하지 않는 에너지 수준을 가집니다. 예를 들어, d-오비탈이 있는 요소 블록의 첫 번째 행은 4주기에 있지만 3d 오비탈에 해당하고 f-오비탈이 있는 요소의 첫 번째 행은 4f 오비탈에 해당하지만 6기에 위치하고 있습니다.

5. 긴 전자 구성을 작성하기 위한 약어를 배우십시오.주기율표의 오른쪽에 있는 원자를 원자라고 합니다. 고귀한 가스.이 원소들은 화학적으로 매우 안정적입니다. 긴 전자 구성을 작성하는 과정을 단축하려면 원자보다 전자 수가 적은 가장 가까운 비활성 가스의 화학 기호를 대괄호 안에 쓴 다음 계속해서 후속 궤도 수준의 전자 구성을 작성하십시오. 아래를 참조하십시오.

   • 이 개념을 이해하려면 예제 구성을 작성하는 것이 도움이 될 것입니다. 아연(원자번호 30번)의 구성을 비활성 기체 약어로 써 봅시다. 전체 아연 구성은 다음과 같습니다. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . 그러나 우리는 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6이 비활성 기체인 아르곤의 전자 구성임을 알 수 있습니다. 아연의 전자 구성 부분을 대괄호(.) 안에 있는 아르곤의 화학 기호로 간단히 바꾸십시오.
   • 따라서 축약형으로 작성된 아연의 전자 구성은 다음과 같습니다. 4초 2 3d 10 .
   • 예를 들어 아르곤과 같은 비활성 가스의 전자 구성을 작성하는 경우 작성할 수 없습니다! 이 요소 앞에 비활성 가스의 약어를 사용해야 합니다. 아르곤의 경우 네온()이 됩니다.

   ADOMAH 주기율표 사용

   1. ADOMAH 주기율표를 마스터하십시오. 이 방법전자 구성의 기록은 암기가 필요하지 않지만 변환된 주기율표의 존재가 필요합니다. 전통적인 테이블 Mendeleev, 네 번째 기간부터 시작하여 기간 번호는 전자 껍질과 일치하지 않습니다. 과학자 Valery Zimmerman이 설계한 특별한 유형의 주기율표인 ADOMAH 주기율표를 찾으십시오. 짧은 인터넷 검색으로 쉽게 찾을 수 있습니다.

      • ADOMAH 주기율표에서 가로줄은 할로겐, 희가스, 알칼리 금속, 알칼리 토금속 등과 같은 원소 그룹을 나타냅니다. 수직 열은 전자 레벨에 해당하며 소위 "캐스케이드"(대각선 연결 블록 s,p,d f) 마침표에 해당합니다.
      • 헬륨은 수소로 이동하는데, 이 두 원소 모두 1s 오비탈을 특징으로 하기 때문입니다. 기간 블록(s,p,d 및 f)은 오른쪽에 표시되고 레벨 번호는 하단에 제공됩니다. 원소는 1에서 120까지 번호가 매겨진 상자에 표시됩니다. 이 숫자는 다음을 나타내는 일반적인 원자 번호입니다. 총중성 원자의 전자.

   2. ADOMAH 테이블에서 원자를 찾으십시오.원소의 전자 구성을 기록하려면 ADOMAH 주기율표에서 해당 기호를 찾아 원자 번호가 더 높은 모든 원소에 줄을 긋습니다. 예를 들어 에르븀(68)의 전자 구성을 적어야 한다면 69에서 120까지의 모든 원소를 지우십시오.

      • 테이블 하단에 있는 1에서 8까지의 숫자에 주의하십시오. 이들은 전자 레벨 번호 또는 열 번호입니다. X선이 그어진 항목만 포함된 열은 무시하십시오. 에르븀의 경우 숫자 1,2,3,4,5 및 6이 있는 열이 남아 있습니다.

   3. 요소까지 궤도 하위 수준을 계산합니다.표 오른쪽에 표시된 블록 기호(s, p, d, f)와 하단에 표시된 열 번호를 보고 블록 사이의 대각선을 무시하고 열을 블록 열로 나누어 나열합니다. 아래에서 위로 주문하십시오. 다시 말하지만 모든 요소에 줄이 그어진 블록은 무시하십시오. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s(어븀용)

      • 참고: 위의 전자 구성 Er은 전자 하위 수준 번호의 오름차순으로 작성됩니다. 오비탈이 채워진 순서대로 쓸 수도 있습니다. 이렇게 하려면 열 블록을 작성할 때 열이 아닌 아래에서 위로 캐스케이드를 따르십시오.

   4. 각 전자 하위 수준의 전자 수를 세십시오.각 열 블록에서 각 원소에 하나의 전자를 붙여 X 표시하지 않은 원소를 세고 다음과 같이 각 열 블록의 블록 기호 옆에 번호를 적습니다. 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . 이 예에서 이것은 에르븀의 전자 구성입니다.

   5. 잘못된 전자 구성에 유의하십시오.바닥 에너지 상태라고도 하는 가장 낮은 에너지 상태에서 원자의 전자 구성과 관련된 18가지 일반적인 예외가 있습니다. 그들은 순종하지 않는다 일반 규칙전자가 차지하는 마지막 두세 위치에서만. 이 경우 실제 전자 구성은 전자가 원자의 표준 구성에 비해 낮은 에너지 상태에 있다고 가정합니다. 예외 요소에는 다음이 포함됩니다.

      • 크롬(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); 주의(..., 4d4, 5s1); 모(..., 4d5, 5s1); 루(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); 피디(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); 라(..., 5d1, 6s2); 세륨(..., 4f1, 5d1, 6s2); 하느님(..., 4f7, 5d1, 6s2); 금(..., 5d10, 6s1); 교류(..., 6d1, 7s2); 목(..., 6d2, 7s2); 아빠(..., 5f2, 6d1, 7s2); 유(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) 및 센티미터(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • 전자 형식으로 작성된 원자의 원자 번호를 찾으려면 문자(s, p, d 및 f) 뒤에 오는 모든 숫자를 더하면 됩니다. 이것은 중성 원자에 대해서만 작동합니다. 이온을 다루는 경우 작동하지 않습니다. 추가 또는 손실된 전자의 수를 더하거나 빼야 합니다.
   • 문자 뒤의 숫자는 위 첨자이므로 컨트롤에 실수하지 마십시오.
   • "반만 채워진 안정성" 하위 수준은 존재하지 않습니다. 이것은 단순화입니다. "반만 채워진" 하위 수준과 관련된 모든 안정성은 각 궤도가 하나의 전자에 의해 점유되어 전자 간의 반발이 최소화된다는 사실에 기인합니다.
   • 각 원자는 안정한 상태가 되는 경향이 있으며 가장 안정적인 구성은 하위 수준 s와 p(s2 및 p6)를 채웠습니다. 불활성 기체는 이러한 구성을 가지므로 거의 반응하지 않으며 주기율표의 오른쪽에 위치합니다. 따라서 구성이 3p 4 에서 끝나면 안정 상태에 도달하기 위해 2개의 전자가 필요합니다(s-레벨 전자를 포함하여 6개를 잃는 데 더 많은 에너지가 필요하므로 4개를 잃기 쉽습니다). 그리고 구성이 4d 3 에서 끝나면 안정 상태에 도달하기 위해 3개의 전자를 잃어야 합니다. 또한 절반만 채워진 하위 수준(s1, p3, d5..)은 예를 들어 p4 또는 p2보다 더 안정적입니다. 그러나 s2 및 p6은 훨씬 더 안정적입니다.
   • 이온을 다룰 때 양성자의 수가 전자의 수와 같지 않다는 것을 의미합니다. 이 경우 원자의 전하는 화학 기호의 오른쪽 상단(보통)에 표시됩니다. 따라서 전하가 +2인 안티몬 원자는 전자 배열이 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 입니다. 5p 3이 5p 1로 변경되었습니다. 중성 원자의 구성이 s 및 p 이외의 하위 수준에서 끝나는 경우 주의하십시오.전자를 가져올 때 원자가 궤도(s 및 p 궤도)에서만 전자를 가져올 수 있습니다. 따라서 구성이 4s 2 3d 7로 끝나고 원자가 +2 전하를 얻는다면 구성은 4s 0 3d 7로 끝납니다. 3d 7 아니다대신 s-orbital의 전자가 손실됩니다.
   • 전자가 "더 높은 에너지 준위로 이동"하도록 강제되는 조건이 있습니다. 하위 수준에 전자가 부족하여 절반 또는 가득 차면 가장 가까운 s 또는 p 하위 수준에서 전자 하나를 가져와 전자가 필요한 하위 수준으로 옮깁니다.
   • 전자 구성을 작성하는 데는 두 가지 옵션이 있습니다. 에르븀에 대해 위에 표시된 것처럼 에너지 준위 수의 오름차순 또는 전자 궤도가 채워진 순서로 작성할 수 있습니다.
   • 마지막 s 및 p 하위 수준인 원자가 구성만 작성하여 요소의 전자 구성을 작성할 수도 있습니다. 따라서 안티몬의 원자가 배열은 5s 2 5p 3 이 됩니다.
   • 이온은 동일하지 않습니다. 그들에게는 훨씬 더 어렵습니다. 두 레벨을 건너뛰고 어디서부터 시작했는지와 전자 수가 얼마나 많은지에 따라 동일한 패턴을 따릅니다.