Хүхрийн электрон томъёо нь тэг юм. Химийн элементийн атомын электрон тохиргоо - Мэдлэгийн гипермаркет

6.6. Хром, зэс болон бусад зарим элементийн атомын электрон бүтцийн онцлог

Хэрэв та Хавсралт 4-ийг анхааралтай ажиглавал зарим элементийн атомуудын хувьд орбиталуудыг электроноор дүүргэх дараалал зөрчигдөж байгааг анзаарсан байх. Заримдаа эдгээр зөрчлийг "үл хамаарах зүйл" гэж нэрлэдэг боловч энэ нь тийм биш юм - Байгалийн хуулиас үл хамаарах зүйл байхгүй!

Ийм зөрчилтэй эхний элемент бол хром юм. Түүний цахим бүтцийг илүү нарийвчлан авч үзье (Зураг 6.16 А). Хромын атом нь 4 с-Дэд түвшин нь хүний ​​таамаглаж байгаа шиг хоёр биш, зөвхөн нэг электрон юм. Гэхдээ 3-ын хувьд г-дэд түвшний таван электрон, гэхдээ энэ дэд түвшин 4-ийн дараа дүүрдэг с-дэд түвшний (6.4-р зургийг үз). Яагаад ийм зүйл болдгийг ойлгохын тулд электрон үүл 3 гэж юу болохыг харцгаая гЭнэ атомын дэд түвшин.

Таван тус бүр 3 г-энэ тохиолдолд үүл нь нэг электроноор үүсгэгддэг. Та энэ бүлгийн § 4-ээс мэдэж байгаачлан эдгээр таван электроны нийтлэг электрон үүл нь бөмбөрцөг хэлбэртэй, эсвэл тэдний хэлснээр бөмбөрцөг тэгш хэмтэй байдаг. Янз бүрийн чиглэлд электрон нягтын тархалтын шинж чанараар энэ нь 1-тэй төстэй юм с-Э.О. Электронууд нь ийм үүл үүсгэдэг дэд түвшний энерги нь тэгш хэм багатай үүлтэй харьцуулахад бага байдаг. Энэ тохиолдолд орбиталуудын энерги 3 г- дэд түвшин нь энерги 4-тэй тэнцүү с- тойрог замууд. Тэгш хэм эвдэрсэн үед, жишээлбэл, зургаа дахь электрон гарч ирэхэд орбиталуудын энерги 3 байна. г-Дэд түвшин дахин 4-ээс илүү энерги болдог с- тойрог замууд. Тиймээс манганы атом дахин 4-ийн хоёр дахь электронтой байна с-А.О.
Бөмбөрцөг тэгш хэм нь хагас болон бүрэн электроноор дүүрсэн аливаа дэд түвшний нийтлэг үүлтэй байдаг. Эдгээр тохиолдолд энергийн бууралт нь ерөнхий шинж чанартай бөгөөд аль нэг дэд түвшин хагас эсвэл бүрэн электроноор дүүрсэн эсэхээс хамаардаггүй. Хэрэв тийм бол бид атомын дараагийн зөрчлийг хайх ёстой бөгөөд үүний дараа ес дэх нь "ирдэг" электрон бүрхүүлд байдаг. г- электрон. Үнэн хэрэгтээ зэсийн атом нь 3-тай байдаг г- дэд түвшний 10 электрон ба 4 с- зөвхөн нэг дэд түвшин байдаг (Зураг 6.16 б).
Бүрэн эсвэл хагас дүүргэсэн орбиталуудын энергийн бууралт нь хэд хэдэн чухал химийн үзэгдлүүдийн шалтгаан болж байгаа бөгөөд тэдгээрийн зарим нь танд танил болно.

Химийн шинжлэх ухаанд тусгаарлагдсан атомуудын шинж чанарыг ихэвчлэн судалдаггүй, учир нь бараг бүх атомууд янз бүрийн бодисын нэг хэсэг болох химийн холбоо үүсгэдэг. Химийн холбоо нь атомуудын электрон бүрхүүлүүдийн харилцан үйлчлэлийн явцад үүсдэг. Бүх атомын хувьд (устөрөгчөөс бусад) бүх электронууд химийн холбоо үүсгэхэд оролцдоггүй: борын хувьд таван электроны гурав, нүүрстөрөгчийн хувьд зургаа, дөрөв нь барийн хувьд, жишээлбэл, барийн хувьд тавин атомын хоёр нь. зургаа. Эдгээр "идэвхтэй" электронуудыг нэрлэдэг валентын электронууд.

Заримдаа валентийн электроныг андуурдаг гаднаэлектронууд боловч тэдгээр нь ижил зүйл биш юм.

Гадаад электронуудын электрон үүл нь хамгийн их радиустай (мөн үндсэн квант тооны хамгийн их утгатай).

Атомууд бие биендээ ойртоход эдгээр электронуудын үүсгэсэн электрон үүлнүүд хамгийн түрүүнд шүргэлцдэг бол энэ нь хамгийн түрүүнд гадаад электронууд нь холбоо үүсэхэд оролцдог. Гэхдээ тэдгээрийн зэрэгцээ электронуудын нэг хэсэг нь холбоо үүсгэхэд оролцож болно. өмнөх гадаад(эцсийн өмнөх) давхарга, гэхдээ тэдгээр нь гаднах электронуудын энергиээс тийм ч их ялгаатай биш энергитэй байвал л болно. Атомын эдгээр болон бусад электронууд хоёулаа валент юм. (Лантанид ба актинидын хувьд зарим "гадны өмнөх" электронууд хүртэл валенттай байдаг)
Валент электронуудын энерги нь атомын бусад электронуудын энергиээс хамаагүй их бөгөөд валентийн электронууд бие биенээсээ энергийн хувьд хамаагүй бага ялгаатай байдаг.
Зөвхөн атом нь химийн холбоог бүрдүүлдэг бол гадаад электронууд үргэлж валент байдаг. Тиймээс гелийн атомын электрон хоёулаа гаднах боловч гелий атом нь ямар ч химийн холбоо үүсгэдэггүй тул тэдгээрийг валент гэж нэрлэх боломжгүй юм.
Валентийн электронууд эзэлдэг валентын орбиталууд, энэ нь эргээд үүсдэг валентын дэд түвшин.

Жишээ болгон электрон тохиргоог Зураг дээр үзүүлсэн төмрийн атомыг авч үзье. 6.17. Төмрийн атомын электронуудаас хамгийн их үндсэн квант тоо ( n= 4) зөвхөн хоёр 4 байна с- электрон. Тиймээс тэдгээр нь энэ атомын гаднах электронууд юм. Төмрийн атомын гаднах тойрог замууд нь бүгдээрээ орбиталууд юм n= 4, гаднах дэд түвшин нь эдгээр орбиталуудын үүсгэсэн бүх дэд түвшин, өөрөөр хэлбэл 4 юм. с-, 4х-, 4г- ба 4 е- EPU.
Гадаад электронууд үргэлж валент байдаг тул 4 с-төмрийн атомын электронууд нь валентийн электронууд юм. Хэрэв тийм бол 3 г-Бага зэрэг өндөр энергитэй электронууд мөн валент байх болно. Төмрийн атомын гадна түвшинд дүүрсэнээс гадна 4 с-АО одоо ч гэсэн үнэгүй 4 байна х-, 4г- ба 4 е-А.О. Эдгээр нь бүгд гадаад шинж чанартай боловч зөвхөн 4 нь валент юм Р-АО, учир нь үлдсэн орбиталуудын энерги хамаагүй өндөр, эдгээр орбиталуудад электронууд харагдах нь төмрийн атомд ашиггүй юм.

Тэгэхээр төмрийн атом
гадаад цахим түвшин - дөрөв дэх,
гадаад дэд түвшин - 4 с-, 4х-, 4г- ба 4 е- EPU,
гадаад тойрог замууд - 4 с-, 4х-, 4г- ба 4 е-АО,
гадаад электронууд - хоёр 4 с- электрон (4 с 2),
гадаад электрон давхарга нь дөрөв дэх,
гадаад электрон үүл - 4 с-Э.О
валентын дэд түвшин - 4 с-, 4х-, ба 3 г- EPU,
валентын орбиталууд - 4 с-, 4х-, ба 3 г-АО,
валентын электрон - хоёр 4 с- электрон (4 с 2) ба зургаан 3 г- электрон (3 г 6).

Валентын дэд түвшин нь электроноор хэсэгчлэн эсвэл бүрэн дүүрэн байж болно, эсвэл огт чөлөөтэй хэвээр үлдэж болно. Цөмийн цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр бүх дэд түвшний энергийн утга буурч байгаа боловч электронуудын харилцан үйлчлэлийн улмаас өөр өөр дэд түвшний энерги өөр өөр "хурд" -аар буурдаг. Бүрэн дүүрсэн энерги г- Тэгээд е- дэд түвшин маш их буурч, валент байхаа болино.

Жишээ болгон титан, хүнцлийн атомуудыг авч үзье (Зураг 6.18).

Титан атомын хувьд 3 г-EPU нь электроноор хэсэгчлэн дүүрсэн, энерги нь 4-ээс их с-EPU, ба 3 г- электронууд нь валент юм. Хүнцлийн атом дээр 3 г-EPU нь электроноор бүрэн дүүрсэн, энерги нь 4-р энергиэс хамаагүй бага юм с-EPU, тиймээс 3 г- электронууд валент биш.
Эдгээр жишээн дээр бид дүн шинжилгээ хийсэн валентын электрон тохиргоотитан ба хүнцлийн атомууд.

Атомын валентын электрон тохиргоог дараах байдлаар дүрсэлсэн валентын электрон томъёо, эсвэл хэлбэрээр валентын дэд түвшний энергийн диаграм.

ВАЛЕНЦИЙН ЭЛЕКТРОН, ГАДААД ЭЛЕКТРОН, ВАЛЕНЦИЙН EPU, ВАЛЕНЦ АО, АТОМЫН ВАЛЕНЦИЙН ЭЛЕКТРОНЫ ТОХИРУУЛГА, ВАЛЕНЦИЙН ЭЛЕКТРОНЫ ТОМЪЁОЛ, ВАЛЕНЦИЙН ДЭД ТҮВШНИЙ ДИАГРАМ.

1. Таны эмхэтгэсэн энергийн диаграммууд болон Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar атомуудын бүрэн электрон томьёонд гадаад болон валентийн электронуудыг заана уу. Валентийг бүрдүүлэх электрон томъёоэдгээр атомууд. Энергийн диаграм дээр валентын дэд түвшний энергийн диаграммд харгалзах хэсгүүдийг тодруулна уу.
2. Атомын электрон тохиргоонд юу нийтлэг байдаг вэ a) Li ба Na, B ба Al, O ба S, Ne ба Ar; b) Zn ба Mg, Sc ба Al, Cr ба S, Ti ба Si; в) Н ба Хэ, Ли ба О, К ба Кр, Ск ба Га. Тэдний ялгаа юу вэ
3. Элемент тус бүрийн атомын электрон бүрхүүлд хэдэн валентын дэд түвшин байдаг вэ: а) устөрөгч, гели ба литий, б) азот, натри ба хүхэр, в) кали, кобальт, германи.
4. а) бор, б) фтор, в) натрийн атомууд хэдэн валентын орбитал бүрэн дүүрсэн бэ?
5. Атомд хосгүй электронтой хэдэн орбиталь байдаг вэ a) бор, б) фтор, в) төмөр
6. Манганы атом хэдэн чөлөөт гадна орбитальтай вэ? Хэдэн чөлөөт валент вэ?
7. Дараагийн хичээлд зориулж 20 мм-ийн өргөнтэй цаасан туузыг бэлдэж, эсүүдэд (20 × 20 мм) хувааж, энэ туузанд (устөрөгчөөс мейтнери хүртэл) байгалийн цуврал элементүүдийг хэрэглэнэ.
8. Зурагт үзүүлсэн шиг нүд бүрт элементийн тэмдэг, серийн дугаар, валентын электрон томъёог байрлуул. 6.19 (хавсралт 4-ийг ашиглана).

Химийн элементүүдийг системчлэх нь элементүүдийн байгалийн цуврал дээр суурилдаг Тэгээд электрон бүрхүүлүүдийн ижил төстэй байдлын зарчимтэдний атомууд.
Байгалийн талтай химийн элементүүдчи аль хэдийн танил болсон. Одоо электрон бүрхүүлийн ижил төстэй байдлын зарчимтай танилцацгаая.
NRE дахь атомуудын валентын электрон томъёог авч үзвэл зарим атомын хувьд тэдгээр нь зөвхөн үндсэн квант тооны утгуудад ялгаатай болохыг олж мэдэхэд хялбар байдаг. Жишээлбэл, 1 сУстөрөгчийн хувьд 1, 2 слитийн хувьд 1, 3 сНатри гэх мэт 1. Эсвэл 2 с 2 2хФторын хувьд 5, 3 с 2 3ххлорын хувьд 5, 4 с 2 4хбромын хувьд 5 гэх мэт. Энэ нь ийм атомуудын валентийн электронуудын үүлний гаднах мужууд нь хэлбэрийн хувьд маш төстэй бөгөөд зөвхөн хэмжээгээрээ (мөн мэдээж электроны нягтын хувьд) ялгаатай гэсэн үг юм. Хэрэв тийм бол ийм атомуудын электрон үүл ба тэдгээрийн харгалзах валентийн тохиргоог нэрлэж болно төстэй. Ижил электрон тохиргоотой өөр өөр элементийн атомуудын хувьд бид бичиж болно нийтлэг валентын электрон томъёо: nsЭхний тохиолдолд 1 ба ns 2 npсекундэд 5. Байгалийн цуврал элементийн дагуу хөдөлж, ижил төстэй валентын тохиргоотой атомын бусад бүлгүүдийг олж болно.
Тиймээс, Байгалийн цуврал элементүүдэд ижил валентын электрон тохиргоотой атомууд байнга тохиолддог. Энэ бол электрон бүрхүүлийн ижил төстэй байдлын зарчим юм.
Энэ зүй тогтлын хэлбэрийг илчлэхийг хичээцгээе. Үүнийг хийхийн тулд бид таны хийсэн байгалийн цуврал элементүүдийг ашиглах болно.

NRE нь валентын электрон томъёо нь 1-тэй тэнцүү устөрөгчөөс эхэлдэг с 1 . Ижил төстэй валентийн тохиргоог хайж олохын тулд бид ердийн валентын электрон томъёогоор элементүүдийн урд байрлах байгалийн цуврал элементүүдийг таслав. ns 1 (өөрөөр хэлбэл литийн өмнө, натрийн өмнө гэх мэт). Бид элементүүдийн "үе" гэж нэрлэгддэг зүйлсийг хүлээн авсан. Хүснэгтийн мөрүүд болохын тулд үүссэн "үе"үүдийг нэмье (Зураг 6.20-ыг үз). Үүний үр дүнд хүснэгтийн эхний хоёр баганын атомууд л ийм электрон тохиргоотой байх болно.

Хүснэгтийн бусад баганад валентын электрон тохиргооны ижил төстэй байдалд хүрэхийг хичээцгээе. Үүнийг хийхийн тулд бид 6, 7-р үеийн 58 - 71, 90 -103 тоо бүхий элементүүдийг хайчилж авав (тэдгээр нь 4 байна. е- ба 5 е-дэд түвшний) ба тэдгээрийг ширээн доор байрлуулна. Үлдсэн элементүүдийн тэмдэглэгээг зурагт үзүүлсэн шиг хэвтээ чиглэлд шилжүүлнэ. Үүний дараа хүснэгтийн нэг баганад байгаа элементүүдийн атомууд ижил төстэй валентын тохиргоотой байх бөгөөд үүнийг ерөнхий валентын электрон томъёогоор илэрхийлж болно. ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)г 1 , ns 2 (n–1)г 2 гэх мэт ns 2 np 6. Валентын ерөнхий томъёоноос гарсан бүх хазайлтыг хром ба зэсийн нэгэн адил шалтгаанаар тайлбарладаг (6.6-р зүйлийг үз).

Таны харж байгаагаар NRE-ийг ашиглан электрон бүрхүүлийн ижил төстэй зарчмыг ашигласнаар бид химийн элементүүдийг системчилж чадсан. Химийн элементүүдийн ийм системийг нэрлэдэг байгалийн, учир нь энэ нь зөвхөн байгалийн хуулиудад тулгуурладаг. Бидний хүлээн авсан хүснэгт (Зураг 6.21) нь элементүүдийн байгалийн системийг графикаар дүрслэх аргуудын нэг бөгөөд үүнийг нэрлэдэг. химийн элементүүдийн урт хугацааны хүснэгт.

ЭЛЕКТРОН БҮРСҮҮДИЙН ТӨСӨЛ БАЙДЛЫН ЗАРЧИМ, ХИМИЙН ЭЛЕМЕНТИЙН БАЙГАЛИЙН ТОГТОЛЦОО ("ҮЛЭГ" СИСТЕМ), ХИМИЙН ЭЛЕМЕНТИЙН ХҮСНЭГТ.

Химийн элементүүдийн урт хугацааны хүснэгтийн бүтэцтэй илүү дэлгэрэнгүй танилцацгаая.
Энэ хүснэгтийн мөрүүдийг та аль хэдийн мэдэж байгаачлан элементүүдийн "үе" гэж нэрлэдэг. Цэгүүдийг 1-ээс 7 хүртэлх араб тоогоор дугаарлана. Эхний үед зөвхөн хоёр элемент байна. Тус бүр нь найман элемент агуулсан хоёр ба гурав дахь үеийг дууддаг богиноүеүүд. Тус бүр нь 18 элемент агуулсан дөрөв ба тав дахь үеийг дууддаг уртүеүүд. Тус бүр нь 32 элемент агуулсан зургаа, долдугаар үеийг дууддаг илүү уртүеүүд.
Энэ хүснэгтийн багануудыг дуудаж байна бүлгүүдэлементүүд. Бүлгийн дугаарыг А эсвэл В латин үсэг бүхий ром тоогоор тэмдэглэнэ.
Зарим бүлгийн элементүүд нь өөрийн гэсэн нийтлэг (бүлэг) нэртэй байдаг: IA бүлгийн элементүүд (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - шүлтлэг элементүүд(эсвэл шүлтлэг металлын элементүүд); IIA бүлгийн элементүүд (Ca, Sr, Ba, Ra) - газрын шүлтлэг элементүүд(эсвэл шүлтлэг шороон металлын элементүүд)("шүлтлэг металл" ба шүлтлэг шороон метал" гэсэн нэрс нь тус тусын элементүүдээс үүссэн энгийн бодисыг хэлдэг бөгөөд элементийн бүлгийн нэр болгон ашиглаж болохгүй); VIA бүлгийн элементүүд (O, S, Se, Te, Po) - халькоген, VIIA бүлгийн элементүүд (F, Cl, Br, I, At) - галоген, VIIIA бүлгийн элементүүд (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – үнэт хийн элементүүд.("Эрхэм хий" гэсэн уламжлалт нэр нь энгийн бодисуудад ч хамаатай)
58 - 71 (Ce - Lu) серийн дугаар бүхий хүснэгтийн доод хэсэгт ихэвчлэн байрлуулсан элементүүдийг нэрлэдэг. лантанидууд("дараах лантан") ба 90 - 103 серийн дугаартай элементүүд (Th - Lr) - актинид("актинийг дагаж"). Урт хугацааны хүснэгтийн хувилбар байдаг бөгөөд лантанид ба актинидууд нь NRE-ээс таслагдахгүй, харин хэт урт хугацаанд байрандаа үлддэг. Энэ хүснэгтийг заримдаа гэж нэрлэдэг нэмэлт урт хугацаа.
Урт хугацааны хүснэгтийг дөрөв хуваадаг блок(эсвэл хэсэг).
s-блокнийтлэг валентын электрон томъёо бүхий IA ба IIA бүлгийн элементүүдийг багтаасан болно ns 1 ба ns 2 (s-элементүүд).
p-блок-ийн нийтлэг валентын электрон томьёотой IIIA-аас VIIIA хүртэлх элементүүдийг агуулдаг ns 2 np 1-ээс ns 2 np 6 (p-элементүүд).
d-блок-ийн нийтлэг валентын электрон томьёотой IIIB-ээс IIB бүлгийн элементүүдийг багтаана ns 2 (n–1)г 1-ээс ns 2 (n–1)г 10 (d-элементүүд).
f-блоклантанид ба актинид орно. f-элементүүд).

Элементүүд с- Тэгээд х-блокууд нь А бүлэг, элементүүдийг үүсгэдэг г-блок - Химийн элементүүдийн системийн B-бүлэг. Бүгд е-элементүүд албан ёсоор IIIB бүлэгт багтдаг.
Эхний үеийн элементүүд - устөрөгч ба гели с-элементүүд болон IA болон IIA бүлэгт байрлуулж болно. Гэхдээ гелийг ихэвчлэн VIIIA бүлэгт үе дуусах элемент болгон байрлуулдаг бөгөөд энэ нь түүний шинж чанарт бүрэн нийцдэг (бусад бүх төрлийн гелий гэх мэт) энгийн бодисуудЭнэ бүлгийн элементүүдээр үүсгэгдсэн хий юм. Устөрөгчийг ихэвчлэн VIIA бүлэгт оруулдаг, учир нь түүний шинж чанар нь шүлтлэг элементүүдээс илүү галогентэй илүү ойр байдаг.
Системийн үе бүр нь атомуудын валентын тохиргоотой элементээс эхэлдэг ns 1, учир нь эдгээр атомуудаас дараагийн электрон давхарга үүсэх нь эхэлж, атомын валентийн тохиргоотой элементээр төгсдөг. ns 2 np 6 (эхний үеэс бусад). Энэ нь үе бүрийн атомууд дээр электроноор дүүрсэн энергийн диаграмм дахь дэд түвшний бүлгүүдийг тодорхойлоход хялбар болгодог (Зураг 6.22). Зураг 6.4-т хийсэн хуулбарт үзүүлсэн бүх дэд түвшнийг ашиглан энэ ажлыг гүйцэтгээрэй. Зураг 6.22-т онцолсон дэд түвшингүүд (бүрэн бөглөхөөс бусад). г- Тэгээд е-дэд түвшин) нь тухайн үеийн бүх элементийн атомуудын валент юм.
Үе үе дэх харагдах байдал с-, х-, г- эсвэл е-элементүүд нь дүүргэх дараалалд бүрэн нийцдэг с-, х-, г- эсвэл е- электронуудын дэд түвшин. Элементүүдийн системийн энэ онцлог нь тухайн элементийг багтаасан үе ба бүлгийг мэдэхийн тулд түүний валентийн электрон томъёог нэн даруй бичих боломжийг олгодог.

ХИМИЙН ЭЛЕМЕНТ, БЛОК, ҮЕ, БҮЛЭГ, ШҮТЛИЙН ЭЛЕМЕНТ, ДЭЛХИЙН ШҮТЛЭГ ЭЛЕМЕНТ, ХАЛКОГЕН, ГАЛОГЕН, ХИЙГИЙН ЭЛЕМЕНТ, ЛАНТАНОЙД, АКТИНОИДИЙН УРТ ЦАГИЙН ХҮСНЭГТ.
Элементүүдийн атомуудын ерөнхий валентын электрон томьёог бичнэ үү a) IVA ба IVB бүлгүүд, б) IIIA ба VIIB бүлгүүд?
2. А ба В бүлгийн элементүүдийн атомуудын электрон тохиргоонд юу нийтлэг байдаг вэ? Тэд юугаараа ялгаатай вэ?
3. a)-д хэдэн бүлэг элемент орсон бэ? с-блок, б) Р-блок, в) г- блоклох уу?
4. Дэд түвшний энергийг нэмэгдүүлэх чиглэлд 30-р зургийг үргэлжлүүлж, 4, 5, 6-р үед электроноор дүүрсэн дэд түвшний бүлгүүдийг сонго.
5. А) кальци, б) фосфор, в) титан, г) хлор, д) натрийн атомын валентын дэд түвшинг жагсаа. 6. s-, p- ба d-элементүүд бие биенээсээ хэрхэн ялгаатай болохыг томъёол.
7. Атом ямар ч элементэд хамаарах нь яагаад энэ атомын массаар бус харин цөм дэх протоны тоогоор тодорхойлогддогийг тайлбарла.
8. Лити, хөнгөн цагаан, стронци, селен, төмөр, хар тугалганы атомуудын хувьд валент, бүрэн ба товчилсон электрон томьёо гаргаж, валентын дэд түвшний энергийн диаграммыг зурна. 9. Дараах валентын электрон томьёотой ямар элемент тохирдог атомууд: 3 с 1 , 4с 1 3г 1 , 2с 2 2 х 6 , 5с 2 5х 2 , 5с 2 4г 2 ?

Өөр өөр зорилгоор бид атомын бүрэн эсвэл валентын тохиргоог мэдэх хэрэгтэй. Эдгээр цахим тохиргоо бүрийг томьёо болон энергийн диаграмаар хоёуланг нь илэрхийлж болно. Тэр бол, атомын бүрэн электрон тохиргооилэрхийлсэн атомын бүрэн электрон томъёо, эсвэл атомын бүрэн энергийн диаграм. Эргээд, атомын валентын электрон тохиргооилэрхийлсэн валент(эсвэл ихэвчлэн нэрлэдэг шиг " богино ") атомын электрон томъёо, эсвэл атомын валентын дэд түвшний диаграмм(Зураг 6.23).

Өмнө нь бид элементүүдийн дарааллын дугаарыг ашиглан атомын электрон томьёог хийдэг байсан. Үүний зэрэгцээ бид эрчим хүчний диаграммын дагуу дэд түвшинг электроноор дүүргэх дарааллыг тодорхойлсон: 1 с, 2с, 2х, 3с, 3х, 4с, 3г, 4х, 5с, 4г, 5х, 6с, 4е, 5г, 6х, 7сгэх мэт. Зөвхөн цахим томьёог бүрэн бичиж авснаар бид валентийн томъёог бичиж болно.
Химийн элементүүдийн систем дэх элементийн байрлалд тулгуурлан, үе бүлгийн координатын дагуу хамгийн их хэрэглэгддэг атомын валентын электрон томъёог бичих нь илүү тохиромжтой.
Үүнийг элементүүдэд хэрхэн яаж хийхийг нарийвчлан авч үзье с-, х- Тэгээд г- блокууд.
Элементүүдийн хувьд с-Атомын блок валентын электрон томъёо нь гурван тэмдэгтээс бүрдэнэ. Ерөнхийдөө үүнийг дараах байдлаар бичиж болно.

Эхний ээлжинд (том эсийн оронд) хугацааны дугаар (эдгээрийн үндсэн квант тоотой тэнцүү) байна. с-электронууд), гурав дахь нь (дээд бичвэрт) - бүлгийн тоо (валент электронуудын тоотой тэнцүү). Магнийн атомыг жишээ болгон авч үзвэл (3-р үе, IIA бүлэг) бид дараахь зүйлийг авна.

Элементүүдийн хувьд х- атомын блок валентын электрон томъёо нь зургаан тэмдэгтээс бүрдэнэ.

Энд том нүднүүдийн оронд хугацааны дугаарыг бас тавьдаг (эдгээрийн үндсэн квант тоотой тэнцүү). с- Тэгээд х-электронууд), бүлгийн дугаар (валент электронуудын тоотой тэнцүү) нь дээд үсгийн нийлбэртэй тэнцүү болж хувирдаг. Хүчилтөрөгчийн атомын хувьд (2-р үе, VIA бүлэг) бид дараахь зүйлийг авна.

2с 2 2х 4 .

Ихэнх элементийн валентын электрон томъёо гблокийг дараах байдлаар бичиж болно.

Өмнөх тохиолдлуудын адил энд эхний нүдний оронд хугацааны дугаарыг (эдгээрийн үндсэн квант тоотой тэнцүү) тавина. с- электронууд). Эдгээрийн үндсэн квант тоо учраас хоёр дахь нүдэнд байгаа тоо нэгээр бага болж байна г- электронууд. Энд байгаа бүлгийн дугаар нь индексүүдийн нийлбэртэй тэнцүү байна. Жишээ нь титаны валентын электрон томъёо (4-р үе, IVB бүлэг): 4 с 2 3г 2 .

Бүлгийн дугаар нь VIB бүлгийн элементүүд болон индексүүдийн нийлбэртэй тэнцүү боловч таны санаж байгаагаар валент дээр байдаг. с-Дэд түвшин нь зөвхөн нэг электронтой, ерөнхий валентийн электрон томъёо ns 1 (n–1)г 5 . Тиймээс, жишээлбэл молибдений (5-р үе) валентын электрон томъёо нь 5 байна с 1 4г 5 .
Мөн алт (6-р үе)>–>6 гэх мэт IB бүлгийн аль ч элементийн валентын электрон томъёог гаргахад хялбар байдаг. с 1 5г 10 , гэхдээ энэ тохиолдолд та үүнийг санах хэрэгтэй г- энэ бүлгийн элементүүдийн атомуудын электронууд валент хэвээр байгаа бөгөөд тэдгээрийн зарим нь химийн холбоо үүсгэхэд оролцдог.
IIB бүлгийн элементийн атомуудын ерөнхий валентын электрон томъёо нь - ns 2 (n – 1)г 10 . Тиймээс цайрын атомын валентын электрон томъёо нь 4 байна с 2 3г 10 .
Ерөнхий дүрмүүдЭхний гурвалын элементүүдийн (Fe, Co, Ni) валентын электрон томъёонууд бас захирагдана. VIIIB бүлгийн элемент болох төмрийн валентийн электрон томъёо 4 байна с 2 3г 6. Кобальт атом нэгтэй г- электрон илүү (4 с 2 3г 7), никель атом нь хоёр (4 с 2 3г 8).
Зөвхөн эдгээр дүрмийг ашиглан валентын электрон томьёо бичихдээ зарим атомын электрон томъёог бүрдүүлэх боломжгүй юм. г-элементүүд (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), учир нь тэдгээрт өндөр тэгш хэмтэй электрон бүрхүүлүүд үүсэх хандлагатай байдаг тул валентын дэд түвшинг электроноор дүүргэх нь зарим нэмэлт шинж чанартай байдаг.
Валентын электрон томьёог мэддэг бол атомын бүрэн электрон томъёог бичиж болно (доороос үзнэ үү).
Ихэнхдээ, төвөгтэй бүрэн электрон томъёоны оронд тэд бичдэг товчилсон цахим томъёоатомууд. Тэдгээрийг электрон томъёонд нэгтгэхийн тулд атомын валентаас бусад бүх электроныг сонгож, тэдгээрийн тэмдэглэгээг дөрвөлжин хаалтанд байрлуулж, өмнөх элементийн сүүлийн элементийн атомын электрон томъёонд харгалзах электрон томъёоны хэсгийг байрлуулна. үе (эрхэм хий үүсгэдэг элемент) энэ атомын тэмдэгээр солигдоно.

Төрөл бүрийн электрон томъёоны жишээг 14-р хүснэгтэд үзүүлэв.

Хүснэгт 14 Атомын электрон томъёоны жишээ

Атомын электрон томъёог бүрдүүлэх алгоритм (иодын атомын жишээн дээр)

Тэмдэглэл
1. 2 ба 3-р үеийн элементүүдийн хувьд гурав дахь үйлдлийг (дөрөв дэхгүйгээр) нэн даруй бүрэн цахим томъёонд хүргэдэг.
2. (n – 1)г 10 - IB бүлгийн элементүүдийн атомуудад электронууд валент хэвээр байна.

БҮРЭН ЦАХИМ ТОМЪЁО, ВАЛЕНЦИЙН ЭЛЕКТРОН ТОМЪЁО, товчилсон ЭЛЕКТРОН ТОМЪЁО, АТОМЫН ЦАХИМ ТОМЪЁОГ БҮРДҮҮЛЭХ АЛГОРИТМ.
1. Элементийн атомын валентын электрон томьёог зохио a) гурав дахь А бүлгийн хоёрдугаар үе, б) хоёрдугаар А бүлгийн гуравдугаар үе, в) дөрөв дэх үедөрөв дэх А бүлэг.
2. Магни, фосфор, кали, төмөр, бром, аргон атомуудын товчилсон электрон томьёо гарга.

Байгалийн элементүүдийн системийг нээснээс хойш 100 гаруй жилийн хугацаанд энэ системийг графикаар тусгасан хамгийн олон зуун хүснэгтийг санал болгосон. Эдгээрээс урт хугацааны хүснэгтээс гадна Д.И.Менделеевийн элементүүдийн богино хугацааны хүснэгт гэж нэрлэгддэг хүснэгтийг хамгийн өргөн ашигладаг. Хэрэв IB бүлгийн элементүүдийн өмнө 4, 5, 6, 7-р үеийг зүсэж, салгаж, үүссэн мөрүүдийг бидэнтэй ижил аргаар нэмбэл богино хугацааны хүснэгтийг урт хугацааны хүснэгтээс олж авна. өмнөх үеүүдийг нэмсэн. Үр дүнг Зураг 6.24-т үзүүлэв.

Лантанид ба актинидыг энд үндсэн ширээний доор байрлуулна.

IN бүлгүүдЭнэ хүснэгтэд атомууд нь байдаг элементүүдийг агуулдаг ижил тооны валентийн электронуудЭдгээр электронууд ямар тойрог замд байгаа нь хамаагүй. Тиймээс хлорын элементүүд (метал бус бодис үүсгэдэг ердийн элемент; 3 с 2 3х 5) ба манган (металл үүсгэгч элемент; 4 с 2 3г 5), электрон бүрхүүлийн ижил төстэй байдлыг эзэмшдэггүй тул энд ижил долоо дахь бүлэгт багтана. Ийм элементүүдийг ялгах хэрэгцээ нь бүлгүүдэд ялгах шаардлагатай болдог дэд бүлгүүд: гол- урт хугацааны хүснэгтийн А бүлгийн аналогууд ба сөрөг нөлөөВ бүлгийн аналогууд юм. Зураг 34-т үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүдийн тэмдэглэгээг зүүн тийш, хоёрдогч дэд бүлгүүдийн элементүүдийн тэмдэглэгээг баруун тийш шилжүүлэв.
Үнэн бол хүснэгтэд байгаа элементүүдийн ийм зохицуулалт нь давуу талтай, учир нь энэ нь атомын валентийн чадварыг голчлон тодорхойлдог валентийн электронуудын тоо юм.
Урт хугацааны хүснэгтэд атомын электрон бүтцийн хуулиуд, энгийн бодис, нэгдлүүдийн шинж чанаруудын элементүүдийн бүлгүүдийн өөрчлөлтийн ижил төстэй байдал, зүй тогтол, атом, энгийн бодис, нэгдлүүдийг тодорхойлдог олон тооны физик хэмжигдэхүүний тогтмол өөрчлөлтийг тусгасан болно. бүхэл бүтэн элементүүдийн систем болон бусад олон. Богино хугацааны хүснэгт нь энэ тал дээр тийм ч тохиромжтой биш юм.

БОГИНО ХУГАЦААНЫ ХҮСНЭГТ, ҮНДСЭН ДЭД БҮЛЭГ, ХОЁРДАГЧ ДЭД БҮЛГҮҮД.
1. Байгалийн цуваа элементүүдээс бүтээсэн урт хугацааны хүснэгтээ богино хугацааны хүснэгт болгон хөрвүүл. Урвуу хувиргалтыг гүйцэтгэнэ.
2. Богино хугацааны хүснэгтийн нэг бүлгийн элементийн атомуудын ерөнхий валентын электрон томъёог гаргаж болох уу? Яагаад?

Атом нь тодорхой хил хязгааргүй байдаг. Тусгаарлагдсан атомын хэмжээ хэд гэж тооцогддог вэ? Атомын цөм нь электрон бүрхүүлээр хүрээлэгдсэн бөгөөд бүрхүүл нь электрон үүлнээс тогтдог. EO-ийн хэмжээ нь радиусаар тодорхойлогддог r oo. Гаднах давхарга дахь бүх үүл нь ойролцоогоор ижил радиустай байдаг. Тиймээс атомын хэмжээг энэ радиусаар тодорхойлж болно. гэж нэрлэдэг атомын тойрог замын радиус(r 0).

Атомуудын тойрог замын радиусын утгыг Хавсралт 5-д өгсөн болно.
ЭО-ын радиус нь цөмийн цэнэг болон энэ үүлийг үүсгэгч электрон аль тойрог замд байрлаж байгаагаас хамаарна. Иймээс атомын тойрог замын радиус нь мөн эдгээр шинж чанаруудаас хамаардаг.
Устөрөгч ба гелийн атомын электрон бүрхүүлийг авч үзье. Устөрөгчийн атом ба гелийн атомын аль алинд нь электронууд 1 дээр байрладаг с-АО, хэрэв эдгээр атомуудын цөмийн цэнэг ижил байсан бол тэдгээрийн үүл ижил хэмжээтэй байх байсан. Гэхдээ гелийн атомын цөмийн цэнэг устөрөгчийн атомын цөмийн цэнэгээс хоёр дахин их байна. Кулоны хуулийн дагуу гелийн атомын электрон тус бүрд үйлчлэх таталцлын хүч нь устөрөгчийн атомын цөмд электрон татах хүчнээс хоёр дахин их байна. Тиймээс гелийн атомын радиус нь устөрөгчийн атомын радиусаас хамаагүй бага байх ёстой. Энэ бол үнэн: r 0 (Тэр) / r 0 (H) \u003d 0.291 E / 0.529 E 0.55.
Лити атом нь 2-т гаднах электронтой с-АО, өөрөөр хэлбэл, хоёрдугаар давхаргын үүл үүсгэдэг. Мэдээжийн хэрэг, түүний радиус илүү том байх ёстой. Үнэхээр: r 0 (Li) = 1.586 E.
Хоёр дахь үеийн үлдсэн элементүүдийн атомууд нь гадаад электронуудтай (ба 2 с, ба 2 х) нь ижил хоёр дахь электрон давхаргад байрладаг бөгөөд эдгээр атомуудын цөмийн цэнэг серийн дугаар нэмэгдэх тусам нэмэгддэг. Электронууд цөмд илүү хүчтэй татагддаг бөгөөд байгалийн жамаар атомын радиус багасдаг. Бид бусад үеийн элементүүдийн атомуудын хувьд эдгээр аргументуудыг давтаж болох боловч нэг тодруулгатайгаар: тойрог замын радиус нь зөвхөн дэд түвшин бүрийг дүүргэх үед л монотон буурдаг.
Гэхдээ хэрэв бид нарийн ширийн зүйлийг үл тоомсорловол элементүүдийн систем дэх атомын хэмжээ өөрчлөгдөх ерөнхий шинж чанар нь дараах байдалтай байна: цувралын дугаар нэмэгдэхийн хэрээр атомын тойрог замын радиус буурч, бүлгийн хувьд. тэд нэмэгддэг. Хамгийн том атом нь цезийн атом, хамгийн жижиг нь гелий атом боловч химийн нэгдлүүдийг (гели ба неон үүсгэдэггүй) элементүүдийн атомуудаас хамгийн жижиг нь фторын атом юм.
Лантанидын дараа орших байгалийн цувралд багтдаг ихэнх элементийн атомууд нь ерөнхий хуулиудад үндэслэн тойрог замын радиус нь төсөөлж байснаас арай бага байдаг. Энэ нь элементүүдийн системд лантан ба гафни хоёрын хооронд 14 лантанид байрладаг бөгөөд үүний үр дүнд гафни атомын цөмийн цэнэг 14 байдагтай холбоотой юм. длантанаас илүү. Иймээс эдгээр атомын гаднах электронууд нь лантанид байхгүй үед татагдахаас илүү цөмд илүү хүчтэй татагддаг (энэ нөлөөг ихэвчлэн "лантанидын агшилт" гэж нэрлэдэг).
VIIIA бүлгийн элементийн атомаас IA бүлгийн элементийн атом руу шилжих үед тойрог замын радиус огцом нэмэгддэг болохыг анхаарна уу. Үүний үр дүнд бидний үе бүрийн эхний элементүүдийн сонголт (§ 7-г үзнэ үү) зөв болсон.

АТОМЫН ТОГЛОЛТЫН РАДИУС, ЭЛЕМЕНТИЙН СИСТЕМИЙН ӨӨРЧЛӨЛТ.
1. Хавсралт 5-д өгөгдсөн өгөгдлийн дагуу атомын тойрог замын радиус нь элементийн серийн дугаараас хамаарах элементүүдийг график цаасан дээр зурна. З 1-ээс 40. Хэвтээ тэнхлэгийн урт нь 200 мм, босоо тэнхлэгийн урт нь 100 мм.
2. Үүссэн тасархай шугамын харагдах байдлыг хэрхэн тодорхойлох вэ?

Хэрэв та атом дахь электронд нэмэлт энерги өгвөл (та үүнийг хэрхэн хийхийг физикийн курсээс сурах болно) электрон өөр AO руу очиж болно, өөрөөр хэлбэл атом нь төгсгөл болно. сэтгэл хөдөлсөн байдал. Энэ төлөв тогтворгүй бөгөөд электрон бараг тэр даруй анхны төлөвтөө буцаж, илүүдэл энерги ялгарах болно. Гэвч хэрэв электронд өгөх энерги хангалттай том бол электрон атомаас бүрэн салж, харин атом ионжуулсан, өөрөөр хэлбэл энэ нь эерэг цэнэгтэй ион болж хувирдаг ( катион). Үүнийг хийхэд шаардагдах энергийг нэрлэдэг атомын иончлолын энерги(ЭМөн).

Нэг атомаас электроныг салгаж, үүнд шаардагдах энергийг хэмжих нь нэлээд хэцүү байдаг тул үүнийг практикт тодорхойлж, ашигладаг. молийн иончлолын энерги(E ба м).

Молийн иончлолын энерги нь 1 моль атомаас (атом бүрээс нэг электрон) 1 моль электроныг салгахад шаардагдах хамгийн бага энерги хэд болохыг харуулдаг. Энэ утгыг ихэвчлэн моль тутамд киложоулаар хэмждэг. Ихэнх элементүүдийн хувьд эхний электроны молийн иончлолын энергийн утгыг Хавсралт 6-д өгсөн болно.
Атомын иончлолын энерги нь элементийн систем дэх элементийн байрлалаас хэрхэн хамаардаг, өөрөөр хэлбэл бүлэг болон хугацаанд хэрхэн өөрчлөгдөх вэ?
Физик утгаараа иончлолын энерги нь атомаас электроныг атомаас хязгааргүй зайд шилжүүлэх үед электроныг атом руу татах хүчийг даван туулахын тулд зарцуулах ёстой ажилтай тэнцүү юм.

Хаана qэлектроны цэнэг, Qэлектроныг зайлуулсны дараа үлдсэн катионы цэнэг ба r o нь атомын тойрог замын радиус юм.

БА q, Мөн Qтогтмол утгууд бөгөөд электроныг салгах ажил гэж дүгнэж болно А, мөн түүнтэй хамт иончлолын энерги Эба, атомын тойрог замын радиустай урвуу пропорциональ байна.
Хавсралт 5 ба 6-д өгөгдсөн янз бүрийн элементийн атомуудын тойрог замын радиус ба иончлолын энергийн харгалзах утгуудад дүн шинжилгээ хийсний дараа эдгээр утгуудын хоорондын хамаарал пропорциональтай ойролцоо боловч бага зэрэг байгааг харж болно. түүнээс ялгаатай. Бидний дүгнэлт туршилтын өгөгдөлтэй таарахгүй байгаагийн шалтгаан нь бид олон чухал хүчин зүйлийг харгалздаггүй маш бүдүүлэг загвар ашигласантай холбоотой юм. Гэхдээ энэ бүдүүлэг загвар ч гэсэн тойрог замын радиус нэмэгдэх тусам атомын иончлох энерги буурч, эсрэгээр радиус буурах тусам нэмэгддэг гэсэн зөв дүгнэлт гаргах боломжийг бидэнд олгосон.
Серийн дугаар нэмэгдэхийн хэрээр атомын тойрог замын радиус багасдаг тул иончлолын энерги нэмэгддэг. Бүлэгт атомын тоо нэмэгдэхийн хэрээр атомуудын тойрог замын радиус нь дүрмээр нэмэгдэж, иончлолын энерги буурдаг. Хамгийн их молийн иончлолын энерги нь хамгийн жижиг атомууд болох гелийн атомуудад (2372 кЖ/моль), химийн холбоо үүсгэх чадвартай атомуудаас фторын атомуудад (1681 кЖ/моль) байдаг. Хамгийн жижиг нь хамгийн том атомууд болох цезийн атомуудад зориулагдсан (376 кЖ/моль). Элементүүдийн системд иончлолын энергийг нэмэгдүүлэх чиглэлийг дараах байдлаар бүдүүвчээр харуулж болно.

Химийн хувьд иончлолын энерги нь атомын "өөрийн" электроныг өгөх хандлагыг тодорхойлох нь чухал юм: иончлолын энерги их байх тусам атом электрон өгөх хандлага бага байдаг ба эсрэгээр.

Элементүүдийн систем дэх өдөөгдсөн төлөв, иончлол, катион, иончлолын энерги, молийн иончлолын энерги, иончлолын энергийн өөрчлөлт.
1. Хавсралт 6-д өгсөн өгөгдлүүдийг ашиглан нийт масс 1 г натрийн атомуудаас нэг электроныг салгахад хэр их энерги зарцуулах шаардлагатайг тодорхойл.
2. Хавсралт 6-д өгсөн өгөгдлүүдийг ашиглан 3 г масстай бүх натрийн атомаас нэг электроныг салгахад ижил масстай бүх калийн атомаас хэд дахин их энерги зарцуулах шаардлагатайг тодорхойл. Энэ харьцаа яагаад ижил атомуудын молийн иончлолын энергийн харьцаанаас ялгаатай вэ?
3. Хавсралт 6-д өгөгдсөн өгөгдлийн дагуу элементийн молийн иончлолын энергийн серийн дугаараас хамаарлыг графикаар зур. З 1-ээс 40 хүртэл. Графикийн хэмжээсүүд нь өмнөх догол мөрийн даалгавартай ижил байна. Энэ график нь элементүүдийн системийн "үе"-ийн сонголттой тохирч байгаа эсэхийг харна уу.

Атомын хоёр дахь чухал энергийн шинж чанар электрон ойрын энерги(ЭХамт).

Практикт иончлолын энергийн нэгэн адил харгалзах молийн хэмжигдэхүүнийг ихэвчлэн ашигладаг. молийн электрон ойрын энерги().

Молийн электрон ойрын энерги нь нэг моль саармаг атомд (атом бүрт нэг электрон) нэг моль электрон нэмэхэд ямар энерги гарахыг харуулдаг. Молийн иончлолын энергийн нэгэн адил энэ хэмжигдэхүүнийг моль тутамд киложоулаар хэмждэг.
Эхлээд харахад энэ тохиолдолд энерги ялгарах ёсгүй юм шиг санагдаж магадгүй, учир нь атом нь төвийг сахисан бөөмс бөгөөд төвийг сахисан атом ба сөрөг цэнэгтэй электронуудын хооронд электростатик таталцлын хүч байдаггүй. Эсрэгээр, атом руу ойртоход электрон нь электрон бүрхүүлийг үүсгэдэг ижил сөрөг цэнэгтэй электронуудаар түлхэгдэх ёстой юм шиг санагддаг. Үнэндээ энэ нь үнэн биш юм. Та атомын хлортой харьцаж байсан эсэхээ санаарай. Мэдээж үгүй. Эцсийн эцэст энэ нь зөвхөн маш өндөр температурт л байдаг. Илүү тогтвортой молекул хлор нь байгальд бараг байдаггүй - шаардлагатай бол химийн урвалын тусламжтайгаар олж авах шаардлагатай. Мөн та натрийн хлорид (нийтлэг давс) -тай байнга харьцах хэрэгтэй. Эцсийн эцэст, хоолны давс нь өдөр бүр хоол хүнсээр хооллодог. Мөн энэ нь байгальд нэлээд түгээмэл байдаг. Эцсийн эцэст, ширээний давс нь хлоридын ион, өөрөөр хэлбэл тус бүр нэг "нэмэлт" электроныг хавсаргасан хлорын атомуудыг агуулдаг. Хлоридын ионы ийм тархалтын нэг шалтгаан нь хлорын атомууд электрон хавсаргах хандлагатай байдаг, өөрөөр хэлбэл хлорын атом ба электронуудаас хлоридын ион үүсэх үед энерги ялгардаг.
Эрчим хүч ялгарах шалтгаануудын нэг нь танд аль хэдийн мэдэгдэж байгаа бөгөөд энэ нь дан цэнэгтэй шилжих үед хлорын атомын электрон бүрхүүлийн тэгш хэмийн өсөлттэй холбоотой юм. анион. Үүний зэрэгцээ, таны санаж байгаагаар эрчим хүч 3 х- дэд түвшний бууралт. Өөр илүү төвөгтэй шалтгаанууд байдаг.
Электрон ойрын энергийн утгад хэд хэдэн хүчин зүйл нөлөөлдөг тул элементийн систем дэх энэ утгын өөрчлөлтийн шинж чанар нь иончлолын энергийн өөрчлөлтийн шинж чанараас хамаагүй илүү төвөгтэй байдаг. Хавсралт 7-д өгсөн хүснэгтэд дүн шинжилгээ хийснээр та үүнд итгэлтэй байж болно. Гэхдээ энэ хэмжигдэхүүний утга нь юуны түрүүнд иончлолын энергийн утгатай ижил электростатик харилцан үйлчлэлээр тодорхойлогддог тул түүний систем дэх өөрчлөлт. элементүүдийн (хамгийн багадаа А- бүлэгт) in ерөнхий утгаарааиончлолын энергийн өөрчлөлттэй төстэй, өөрөөр хэлбэл бүлэг дэх электроны хамаарлын энерги буурч, үе шатанд өсдөг. Энэ нь фтор (328 кЖ/моль) ба хлорын (349 кЖ/моль) атомуудад хамгийн их байдаг. Элементүүдийн систем дэх электрон ойрын энергийн өөрчлөлтийн шинж чанар нь иончлолын энергийн өөрчлөлтийн шинж чанартай төстэй, өөрөөр хэлбэл электрон ойрын энергийн өсөлтийн чиглэлийг схемээр дараах байдлаар илэрхийлж болно.

2. Өмнөх даалгавруудын адил хэвтээ тэнхлэгийн дагуух ижил масштабаар элементийн атомуудын серийн дугаараас электрон ойрын молийн энергийн хамаарлыг зур. З 7 програмыг ашиглан 1-ээс 40 хүртэл.
3. Юу физик утгаэлектроны сөрөг энергитэй юу?
4. Яагаад 2-р үеийн бүх элементийн атомуудаас зөвхөн бериллий, азот, неонууд электрон ойрын молийн энергийн сөрөг утгатай байдаг вэ?

Атомын өөрийгөө хандивлах, гадаад электрон хүлээн авах хандлага нь түүний энергийн шинж чанараас (иончлолын энерги ба электроны ойрын энерги) хамаардаг гэдгийг та аль хэдийн мэдэж байгаа. Ямар атомууд электроноо өгөх, аль нь үл таних хүмүүсийг хүлээж авах хандлагатай байдаг вэ?
Энэ асуултад хариулахын тулд элементүүдийн систем дэх эдгээр налуугийн өөрчлөлтийн талаар бидний мэддэг бүх зүйлийг 15-р хүснэгтэд нэгтгэн харуулъя.

Хүснэгт 15