Химийн элементүүдийн бүрэн электрон томъёо. Химийн файлын каталог

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

D.I.-ийн эхний элемент. Менделеев бол устөрөгч, тиймээс атомын цөмийн цэнэг юм Х 1-тэй тэнцүү бол атомд зөвхөн нэг электрон байдаг снэгдүгээр түвшний дэд түвшин. Тиймээс устөрөгчийн атомын электрон томъёо нь:

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

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

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

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

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

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

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

Гурав дахь үе нь хоёр дахь шигээ элементээр (аргон) төгсдөг бөгөөд энэ нь электроноор дүүргэж дуусгадаг Р-Дэд түвшин, гэхдээ гуравдахь түвшинд гурван дэд түвшний ( с, Р, г). Клечковскийн дүрмийн дагуу эрчим хүчний дэд түвшнийг дүүргэх дээрх дарааллын дагуу 3-р түвшний энерги гилүү дэд түвшний 4 энерги сТиймээс аргоныг дагасан калийн атом, түүнийг дагасан кальцийн атом электронууд 3-аар дүүрдэг. с- дөрөвдүгээр түвшний дэд түвшин:

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

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

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

24-р элемент (хром) ба 29-р элементийн (зэс) атомуудад электроны "ололт" эсвэл "бүтэлгүйтэл" гэж нэрлэгддэг үзэгдэл ажиглагдаж байна: гадаад 4-ийн электрон. с-Дэд түвшин 3-аар "бүтэлгүйтсэн" г- дэд түвшин, дүүргэлтийг хагасаар (хромын хувьд) эсвэл бүрэн (зэсийн хувьд) дүүргэх нь атомыг илүү тогтвортой байлгахад хувь нэмэр оруулдаг.

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

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

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

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

Энэ элемент нь 18 элементийг багтаасан дөрөв дэх үеийг дуусгана.

Эрчим хүчний дэд түвшинг электроноор дүүргэх ижил төстэй дараалал нь 5-р үеийн элементүүдийн атомуудад явагддаг. Эхний хоёр (рубиди ба стронци) дүүргэгдсэн байна с- 5-р түвшний дэд түвшин, дараагийн арван элементийг (итриумаас кадми хүртэл) дүүргэсэн. г- 4-р түвшний дэд түвшин; зургаан элемент нь атомууд нь электронуудаар дүүрсэн үеийг (индийээс ксенон хүртэл) дуусгадаг Р-гадна талын дэд түвшин, тав дахь түвшин. Мөн нэг хугацаанд 18 элемент байдаг.

Зургаа дахь үеийн элементүүдийн хувьд энэ дүүргэлтийн дарааллыг зөрчиж байна. Хугацааны эхэнд ердийнх шиг атомууд нь электроноор дүүрсэн хоёр элемент байдаг. с-гадна, зургаа дахь, түвшний дэд түвшин. Дараагийн элемент болох лантан нь электроноор дүүрч эхэлдэг г- өмнөх түвшний дэд түвшин, жишээлбэл. 5 г. Энэ электрон дүүргэлт дээр 5 г-дэд түвшний зогсолт ба дараагийн 14 элемент - цериээс лютеци хүртэл - дүүргэж эхэлдэг. е- 4-р түвшний дэд түвшин. Эдгээр элементүүд бүгд хүснэгтийн нэг нүдэнд багтсан бөгөөд доор нь лантанид гэж нэрлэгддэг эдгээр элементүүдийн өргөтгөсөн цувралыг доор харуулав.

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

Долоо дахь, бүрэн бус, үе дэх элементүүдийн атомуудад дээр дурдсанчлан дэд түвшнийг дүүргэх ижил дараалал харагдаж байна. Бид оюутнуудад дээр дурдсан бүх зүйлийг харгалзан 5-7-р үеийн элементүүдийн атомуудын электрон томъёог бичих боломжийг олгодог.

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

Цахим тохиргооатом нь түүний электрон орбиталуудын тоон дүрслэл юм. Электрон орбиталууд нь талбайнууд юм янз бүрийн хэлбэрүүд, атомын цөмийн эргэн тойронд байрладаг бөгөөд электрон нь математикийн хувьд магадлалтай байдаг. Цахим тохиргоо нь уншигчдад атом хэдэн электрон орбиталтай болохыг хурдан бөгөөд хялбар хэлэх, түүнчлэн тойрог бүрийн электронуудын тоог тодорхойлоход тусалдаг. Энэ өгүүллийг уншсаны дараа та цахим тохиргоог эмхэтгэх аргыг эзэмших болно.

Алхам

Д.И.Менделеевийн үечилсэн системийг ашиглан электронуудын тархалт

Өөрийн атомын атомын дугаарыг олоорой.Атом бүр түүнтэй холбоотой тодорхой тооны электронтой байдаг. Үелэх системээс атомынхаа тэмдгийг ол. Атомын дугаар нь бүхэл тоо юм эерэг тоо, 1-ээс эхлэн (устөрөгчийн хувьд) дараагийн атом бүрт нэгээр нэмэгдэнэ. Атомын дугаар нь атом дахь протоны тоо тул тэг цэнэгтэй атом дахь электронуудын тоо юм.

Атомын цэнэгийг тодорхойл.Төвийг сахисан атомууд нь үелэх системд үзүүлсэнтэй ижил тооны электронтой байх болно. Гэсэн хэдий ч цэнэгтэй атомууд нь цэнэгийн хэмжээнээс хамааран илүү их эсвэл цөөн тооны электронтой байх болно. Хэрэв та цэнэгтэй атомтай ажиллаж байгаа бол дараах байдлаар электрон нэмэх буюу хасах хэрэгтэй: сөрөг цэнэг бүрт нэг электрон нэмж, эерэг цэнэг бүрт нэгийг хасна.

• Жишээлбэл, -1 цэнэгтэй натрийн атом нэмэлт электронтой болно нэмж хэлэхэдүндсэн атомын дугаараа 11. Өөрөөр хэлбэл атом нийт 12 электронтой болно.
• Хэрэв бид ярьж байна+1 цэнэгтэй натрийн атомын тухайд нэг электроныг үндсэн атомын дугаар 11-ээс хасах шаардлагатай. Тэгэхээр атом 10 электронтой болно.

1. Орбиталуудын үндсэн жагсаалтыг цээжлэх.Атом дахь электронуудын тоо нэмэгдэхийн хэрээр атомын электрон бүрхүүлийн янз бүрийн дэд түвшнийг тодорхой дарааллын дагуу дүүргэдэг. Электрон бүрхүүлийн дэд түвшин бүрийг дүүргэх үед тэгш тооны электрон агуулдаг. Дараах дэд шатлалууд байдаг.

   Бичлэгийг ойлгоорой цахим тохиргоо. Орбитал бүр дэх электронуудын тоог тодорхой тусгахын тулд электрон тохиргоог бичдэг. Орбиталуудыг дараалсан байдлаар бичдэг бөгөөд тойрог бүрийн атомын тоог тойрог замын нэрний баруун талд дээд үсгээр бичнэ. Дууссан цахим тохиргоо нь дэд түвшний тэмдэглэгээ, дээд тэмдэгтийн дарааллын хэлбэртэй байна.

   • Жишээлбэл, хамгийн энгийн цахим тохиргоо энд байна: 1s 2 2s 2 2p 6 .Энэ тохиргоо нь 1s дэд түвшинд хоёр электрон, 2s дэд түвшинд хоёр электрон, 2p дэд түвшинд зургаан электрон байгааг харуулж байна. 2 + 2 + 6 = нийт 10 электрон. Энэ бол төвийг сахисан неон атомын электрон тохиргоо юм (неон атомын дугаар нь 10).

2. Орбиталуудын дарааллыг санаарай.Электрон орбиталууд нь электрон бүрхүүлийн тоогоор өсөх дарааллаар дугаарлагдсан боловч өсөх энергийн дарааллаар байрлана гэдгийг санаарай. Жишээлбэл, дүүрсэн 4s 2 орбитал нь хэсэгчлэн дүүрсэн эсвэл дүүрсэн 3d 10-аас бага энергитэй (эсвэл хөдөлгөөн багатай) тул 4s орбитал эхлээд бичигддэг. Орбиталуудын дарааллыг мэдсэний дараа тэдгээрийг атом дахь электронуудын тоогоор хялбархан бөглөж болно. Орбиталуудыг дүүргэх дараалал нь дараах байдалтай байна. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Бүх орбиталууд дүүрсэн атомын электрон тохиргоо нь дараах хэлбэртэй байна: 10 7p 6
   • Бүх тойрог замууд дүүрсэн дээрх тэмдэглэгээ нь үелэх системийн хамгийн өндөр дугаартай атом болох Uuo (ununoctium) 118 элементийн электрон тохиргоо гэдгийг анхаарна уу. Тиймээс энэхүү цахим тохиргоо нь төвийг сахисан цэнэгтэй атомын одоогийн мэдэгдэж байгаа бүх электрон дэд түвшинг агуулдаг.

3. Өөрийн атом дахь электронуудын тоогоор орбиталуудыг бөглөнө үү.Жишээлбэл, хэрэв бид төвийг сахисан кальцийн атомын электрон тохиргоог бичихийг хүсвэл түүний атомын дугаарыг үелэх системээс хайх хэрэгтэй. Түүний атомын дугаар нь 20 тул дээрх дарааллын дагуу 20 электронтой атомын тохиргоог бичнэ.

   • Хорь дахь электрон хүртлээ орбиталуудыг дээрх дарааллаар бөглөнө үү. Эхний 1s орбитал нь хоёр электронтой, 2s орбитал нь мөн хоёр, 2p орбитал нь зургаа, 3s орбитал нь хоёр, 3p орбитал нь 6, 4s орбитал нь 2 (2 + 2 +) байх болно. 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Өөрөөр хэлбэл кальцийн электрон тохиргоо нь дараах хэлбэртэй байна. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Орбиталууд нь энергийн өсөх дарааллаар байгааг анхаарна уу. Жишээлбэл, та 4-р энергийн түвшинд шилжихэд бэлэн болмогц эхлээд 4s орбиталыг бичиж, тэгээд 3d. Дөрөв дэх энергийн түвшний дараа та ижил дараалал давтагдах тавдугаарт шилжинэ. Энэ нь эрчим хүчний гурав дахь түвшний дараа л тохиолддог.

4. Тогтмол хүснэгтийг харааны дохио болгон ашигла.Тогтмол хүснэгтийн хэлбэр нь цахим тохиргооны цахим дэд түвшний дараалалтай тохирч байгааг та аль хэдийн анзаарсан байх. Жишээлбэл, зүүнээс хоёр дахь баганад байгаа атомууд үргэлж "s 2" -ээр төгсдөг бол нимгэн дунд хэсгийн баруун ирмэгийн атомууд үргэлж "d 10" гэх мэтээр төгсдөг. Тохиромжтой хүснэгтийг таны тойрог замд нэмэх дараалал нь хүснэгт дэх таны байрлалтай тохирч байгаа тул тохиргоог бичихдээ харааны гарын авлага болгон ашигла. Доор үзнэ үү:

   • Тодруулбал, хамгийн зүүн талын хоёр баганад электрон тохиргоо нь s-орбиталаар төгссөн атомууд, хүснэгтийн баруун гар талын блокт тохиргоо нь p-орбиталаар төгссөн атомууд, атомын доод хэсэгт f-орбиталаар төгссөн атомууд байдаг.
   • Жишээлбэл, хлорын электрон тохиргоог бичихдээ дараах байдлаар бодоорой: "Энэ атом нь үелэх системийн гурав дахь эгнээнд (эсвэл "үе") байрладаг. Энэ нь мөн тойрог замын p блокийн тавдугаар бүлэгт байрладаг. үелэх системийн.Тиймээс түүний электрон тохиргоо нь ..3х 5-аар төгсөнө
   • Хүснэгтийн d ба f тойрог замын мужууд дахь элементүүд нь тэдгээрийн байрлах үетэй тохирохгүй энергийн түвшинтэй болохыг анхаарна уу. Жишээлбэл, d-орбитал бүхий элементийн блокийн эхний эгнээ нь 4-р үед байрлаж байгаа хэдий ч 3d орбиталтай, харин f-орбиталтай элементүүдийн эхний эгнээ нь 4f орбиталтай тохирч байгаа хэдий ч 6-р үед байрладаг.

5. Урт электрон тохиргоог бичих товчлолыг сур.Үелэх системийн баруун талд байгаа атомуудыг нэрлэдэг үнэт хийнүүд.Эдгээр элементүүд нь химийн хувьд маш тогтвортой байдаг. Урт электрон тохиргоог бичих үйл явцыг богиносгохын тулд дөрвөлжин хаалтанд өөрийн атомаас цөөн электронтой хамгийн ойр орших сайн хийн химийн тэмдгийг бичээд дараа нь тойрог замын дараагийн түвшний электрон тохиргоог үргэлжлүүлэн бичнэ үү. Доор үзнэ үү:

   • Энэ ойлголтыг ойлгохын тулд жишээ тохиргоог бичих нь ашигтай байх болно. Эрхэм хийн товчлолыг ашиглан цайрын (атомын дугаар 30) тохиргоог бичье. Цайрын бүрэн тохиргоо дараах байдалтай байна: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Гэсэн хэдий ч 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 нь язгуур хий болох аргоны электрон тохиргоо гэдгийг бид харж байна. Цайрын цахим тохиргооны хэсгийг дөрвөлжин хаалтанд аргоны химийн тэмдэглэгээгээр солиход л болно (.)
   • Тиймээс, товчилсон хэлбэрээр бичсэн цайрын цахим тохиргоо нь: 4s 2 3d 10 .
   • Хэрэв та аргон гэх мэт язгуур хийн электрон тохиргоог бичиж байгаа бол бичих боломжгүй гэдгийг анхаарна уу! Энэ элементийн өмнө эрхэм хийн товчлолыг ашиглах ёстой; аргоны хувьд энэ нь неон () байх болно.

   ADOMAH үечилсэн хүснэгтийг ашиглах

   1. ADOMAH-ын үечилсэн хүснэгтийг эзэмш. Энэ аргаЦахим тохиргооны бүртгэл цээжлэх шаардлагагүй боловч хөрвүүлсэн үечилсэн хүснэгттэй байхыг шаарддаг. уламжлалт ширээМенделеев, эхлэн дөрөв дэх үе, хугацааны дугаар нь электрон бүрхүүлтэй таарахгүй байна. Эрдэмтэн Валерий Циммерманы бүтээсэн үелэх системийн тусгай төрөл болох ADOMAH-ийн үелэх хүснэгтийг олоорой. Богино интернет хайлтаар үүнийг олоход хялбар байдаг.

      • ADOMAH-ийн үечилсэн хүснэгтэд хэвтээ эгнээ нь галоген, сайн хий, шүлтлэг металл, шүлтлэг шороон метал гэх мэт элементүүдийн бүлгийг төлөөлдөг. Босоо баганууд нь электрон түвшний түвшинд нийцдэг бөгөөд "каскад" гэж нэрлэгддэг (холбох диагональ шугамууд) s,p,d блокууде) үетэй тохирч байна.
      • Гели нь устөрөгч рүү шилждэг, учир нь эдгээр элемент хоёулаа 1s орбиталаар тодорхойлогддог. Үеийн блокуудыг (s,p,d, f) баруун талд, доод талд түвшний тоонуудыг харуулав. Элементүүдийг 1-ээс 120 хүртэл дугаарласан хайрцагт дүрсэлсэн. Эдгээр тоонууд нь ердийн атомын тоонууд юм. нийттөвийг сахисан атом дахь электронууд.

   2. ADOMAH хүснэгтээс атомаа олоорой.Элементийн электрон тохиргоог бичихийн тулд ADOMAH-ийн үелэх системээс түүний тэмдгийг олж, атомын дугаар нь илүү өндөр байгаа бүх элементүүдийг зурна. Жишээлбэл, хэрэв та erbium-ийн цахим тохиргоог бичих шаардлагатай бол (68) 69-ээс 120 хүртэлх бүх элементүүдийг таслана.

      • Хүснэгтийн суурь дээр байгаа 1-ээс 8 хүртэлх тоонд анхаарлаа хандуулаарай. Эдгээр нь цахим түвшний тоо буюу баганын дугаар юм. Зөвхөн зураасан зүйл агуулсан баганыг үл тоомсорло. Эрбиумын хувьд 1,2,3,4,5, 6 дугаартай баганууд үлдэнэ.

   3. Орбитын дэд түвшинг өөрийн элемент хүртэл тоол.Хүснэгтийн баруун талд харуулсан блок тэмдэгтүүд (s, p, d, f) болон доод талд харуулсан баганын дугаарыг харвал блокуудын хоорондох диагональ зураасыг үл тоомсорлож, баганыг блок багана болгон хувааж, тэдгээрийг дараах хэсэгт жагсаана уу. доороос дээш захиалах. Дахин хэлэхэд бүх элементүүдийг хөндлөн зурсан блокуудыг үл тоомсорло. Баганын блокуудыг баганын дугаараас эхлээд блокийн тэмдэглэгээгээр бичээд: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (эрбиумын хувьд).

      • Анхаарна уу: Дээрх цахим тохиргоо Er нь цахим дэд түвшний дугаарын өсөх дарааллаар бичигдсэн. Мөн тойрог замуудыг дүүргэх дарааллаар бичиж болно. Үүнийг хийхийн тулд баганын блокуудыг бичихдээ баганаас биш доороос дээш шатлалыг дагаж мөрдөөрэй: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Цахим дэд түвшин бүрийн электронуудыг тоол.Элемент бүрээс нэг электрон хавсаргаж, баганын блок тус ​​бүр дээр зураагүй элементүүдийг тоолж, тэдгээрийн дугаарыг баганын блок бүрийн блок тэмдгийн хажууд дараах байдлаар бичнэ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4х 6 4г 10 4ф 12 5с 2 5х 6 6с 2. Бидний жишээнд энэ бол erbium-ийн цахим тохиргоо юм.

   5. Буруу электрон тохиргоог анхаарч үзээрэй.Хамгийн бага энергийн төлөвт байгаа атомуудын электрон тохиргоотой холбоотой арван найман ердийн үл хамаарах зүйл байдаг бөгөөд үүнийг газрын энергийн төлөв гэж нэрлэдэг. Тэд зөвхөн электронууд эзэлдэг сүүлийн хоёр, гурван байрлалд ерөнхий дүрмийг дагаж мөрддөггүй. Энэ тохиолдолд бодит электрон тохиргоо нь атомын стандарт тохиргоотой харьцуулахад электронууд бага энергийн төлөвт байна гэж үздэг. Үл хамаарах атомууд нь:

      • Кр(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Мо(..., 4d5, 5s1); Ру(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Аг(..., 4d10, 5s1); Ла(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Гд(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); АС(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Па(..., 5f2, 6d1, 7s2); У(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) ба см(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Электрон хэлбэрээр бичсэн атомын атомын дугаарыг олохын тулд үсгийн (s, p, d, f) араас дагах бүх тоог нэмэхэд хангалттай. Энэ нь зөвхөн төвийг сахисан атомуудад л үйлчилнэ, хэрэв та ионтой харьцаж байгаа бол энэ нь ажиллахгүй - нэмэлт эсвэл алдагдсан электронуудын тоог нэмэх эсвэл хасах шаардлагатай болно.
   • Үсгийн дараах тоо нь дээд бичвэр, хяналтанд алдаа гаргахгүй байх.
   • "Хагас дүүрсэн" дэд түвшний тогтвортой байдал байхгүй. Энэ бол хялбарчлах явдал юм. "Хагас дүүрэн" дэд түвшинд хамаарах аливаа тогтвортой байдал нь орбитал бүр нэг электроноор эзэлдэг тул электронуудын хоорондох түлхэлт багасдаг.
   • Атом бүр тогтвортой төлөвт шилжих хандлагатай байдаг бөгөөд хамгийн тогтвортой тохиргоо нь s ба p (s2 ба p6) дэд түвшинг дүүргэсэн байдаг. Эрхэмсэг хий нь ийм тохиргоотой байдаг тул урвалд орох нь ховор бөгөөд үелэх системийн баруун талд байрладаг. Иймд хэрэв тохиргоо 3p 4 -ээр төгсвөл тогтвортой төлөвт хүрэхийн тулд түүнд хоёр электрон хэрэгтэй (6, түүний дотор s түвшний электроныг алдахад илүү их энерги зарцуулагддаг тул дөрвийг алдах нь илүү хялбар байдаг). Хэрэв тохиргоо 4d 3-аар дуусвал тогтвортой байдалд хүрэхийн тулд гурван электроноо алдах шаардлагатай. Үүнээс гадна хагас дүүргэсэн дэд түвшин (s1, p3, d5..) нь жишээлбэл, p4 эсвэл p2-ээс илүү тогтвортой байдаг; гэхдээ s2 болон p6 нь илүү тогтвортой байх болно.
   • Хэрэв та ионтой харьцаж байгаа бол энэ нь протоны тоо электроны тоотой ижил биш гэсэн үг юм. Энэ тохиолдолд атомын цэнэгийг химийн тэмдгийн баруун дээд талд (ихэвчлэн) харуулах болно. Иймд +2 цэнэгтэй сурьма атом нь 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 гэсэн электрон тохиргоотой байна. 5p 3 нь 5p 1 болж өөрчлөгдсөнийг анхаарна уу. Төвийг сахисан атомын тохиргоо s ба p-ээс өөр дэд түвшинд дуусах үед болгоомжтой байгаарай.Электрон авахдаа зөвхөн валентын орбиталаас (s ба p орбитал) авах боломжтой. Иймд хэрэв тохиргоо 4s 2 3d 7-оор дуусч атом +2 цэнэгтэй болбол тохиргоо 4s 0 3d 7-ээр төгсөнө. 3d 7 гэдгийг анхаарна уу Үгүйөөрчлөгдөж, оронд нь s-орбиталийн электронууд алдагдана.
   • Электроныг "өндөр энергийн түвшинд шилжих" нөхцөлүүд байдаг. Дэд түвшинд хагас эсвэл бүрэн байхын тулд нэг электрон дутагдвал хамгийн ойрын s эсвэл p дэд түвшнээс нэг электрон авч, электрон шаардлагатай дэд түвшинд шилжүүлнэ.
   • Цахим тохиргоог бичих хоёр сонголт байдаг. Тэдгээрийг дээр дурдсан эрбиумын хувьд энергийн түвшний тоонуудын өсөх дарааллаар эсвэл электрон орбитал дүүргэх дарааллаар бичиж болно.
   • Мөн та зөвхөн сүүлийн s ба p дэд түвшин болох валентын тохиргоог бичиж элементийн цахим тохиргоог бичиж болно. Тиймээс сурьмагийн валентийн тохиргоо нь 5s 2 5p 3 байх болно.
   • Ионууд ижил биш. Тэдэнтэй хамт байх нь илүү хэцүү байдаг. Хоёр түвшинг алгасаж, хаана эхэлсэн, электронуудын тоо хэр их байгаагаас хамааран ижил загварыг дагана уу.

Эхний дөрвөн үеийн элементүүдийн атомуудын электрон бүрхүүлийн бүтэц: $s-$, $p-$, $d-$элементүүд. Атомын электрон тохиргоо. Атомын үндсэн ба өдөөгдсөн төлөвүүд

Атомын тухай ойлголт эртний ертөнцөд бодисын бөөмсийг тодорхойлох зорилгоор үүссэн. Грек хэлээр атом нь "хуваашгүй" гэсэн утгатай.

Электронууд

Ирландын физикч Стоуни туршилтын үндсэн дээр бүх атомын хамгийн жижиг хэсгүүд цахилгааныг зөөдөг гэсэн дүгнэлтэд хүрчээ. химийн элементүүд. 1891 доллараар Стоуни эдгээр бөөмсийг нэрлэхийг санал болгов электронууд, энэ нь грек хэлээр "хув" гэсэн утгатай.

Электрон нэрээ авснаас хойш хэдэн жилийн дараа Английн физикч Жозеф Томсон, Францын физикч Жан Перрин нар электронууд сөрөг цэнэгтэй болохыг баталжээ. Энэ бол химийн шинжлэх ухаанд $(–1)$ нэгжээр авсан хамгийн бага сөрөг цэнэг юм. Томсон бүр электроны хурдыг (энэ нь гэрлийн хурдтай тэнцүү - 300,000$ км/с) болон электроны массыг (устөрөгчийн атомын массаас 1836$ дахин бага) тодорхойлж чаджээ.

Томсон, Перрин нар гүйдлийн эх үүсвэрийн туйлуудыг хоёр металл хавтангаар холбосон - катод ба анодыг шилэн хоолойд гагнаж, тэндээс агаар гаргаж авсан. Электродын ялтсуудад 10 мянга орчим вольтын хүчдэл хэрэглэх үед хоолойд гэрэлтдэг цэнэг анивчсан бөгөөд бөөмс катодоос (сөрөг туйл) анод (эерэг туйл) руу ниссэн бөгөөд үүнийг эрдэмтэд анх нэрлэжээ. катодын туяа, дараа нь энэ нь электронуудын урсгал болохыг олж мэдэв. Телевизийн дэлгэц дээр түрхсэн тусгай бодисыг цохих электронууд нь гэрэлтдэг.

Дүгнэлт хийсэн: электронууд катодыг хийсэн материалын атомуудаас зугтдаг.

Чөлөөт электронууд эсвэл тэдгээрийн урсгалыг бусад аргаар, жишээлбэл, металл утсыг халаах эсвэл үелэх системийн I бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүдээс (жишээлбэл, цезий) үүсгэсэн металлууд дээр гэрэл тусгах замаар олж авч болно.

Атом дахь электронуудын төлөв байдал

Атом дахь электроны төлөвийг тухай мэдээллийн багц гэж ойлгодог эрчим хүчтодорхой электрон дотор орон зайхаана байрладаг. Атом дахь электрон нь хөдөлгөөний замналгүй гэдгийг бид аль хэдийн мэдэж байсан, өөрөөр хэлбэл. тухай л ярьж болно магадлалүүнийг цөмийн эргэн тойрон дахь орон зайд олох. Энэ нь цөмийг тойрсон энэ орон зайн аль ч хэсэгт байрлаж болох бөгөөд түүний янз бүрийн байрлалын нийлбэр нь тодорхой сөрөг цэнэгийн нягттай электрон үүл гэж тооцогддог. Зургийн хувьд үүнийг дараах байдлаар төсөөлж болно: хэрэв атом дахь электроны байрлалыг секундын зуу, саяны нэгээр нь гэрэл зургийн төгсгөлд авах боломжтой байсан бол ийм гэрэл зураг дээрх электроныг цэг хэлбэрээр дүрслэх болно. Тоо томшгүй олон ийм гэрэл зургуудыг давхарлаж авснаар эдгээр цэгүүдийн ихэнх нь байгаа газарт хамгийн өндөр нягтралтай электрон үүлний зураг гарч ирнэ.

Цөмөөр дамжин өнгөрөх устөрөгчийн атом дахь ийм электрон нягтын "зүслэг"-ийг зурагт харуулсан бөгөөд бөмбөрцөг нь тасархай шугамаар хүрээлэгдсэн бөгөөд дотор нь электрон олох магадлал 90% $ байна. Цөмд хамгийн ойр байгаа контур нь электрон олох магадлал $10%$, цөмөөс хоёр дахь контур дотор электрон олох магадлал $20%$, гурав дахь нь $≈30 байх орон зайн мужийг хамарна. %$ гэх мэт. Электрон төлөвт тодорхой бус байдал бий. Энэхүү онцгой төлөвийг тодорхойлохын тулд Германы физикч В.Гейзенберг гэсэн ойлголтыг нэвтрүүлсэн тодорхойгүй байдлын зарчим, өөрөөр хэлбэл электроны энерги, байршлыг нэгэн зэрэг, яг таг тодорхойлох боломжгүйг харуулсан. Электроны энергийг илүү нарийвчлалтай тодорхойлох тусам түүний байрлал тодорхойгүй болох ба эсрэгээр байрлалыг тодорхойлсны дараа электроны энергийг тодорхойлох боломжгүй юм. Электрон илрүүлэх магадлалын муж нь тодорхой хил хязгааргүй. Гэсэн хэдий ч электрон олох магадлал хамгийн их байх орон зайг ялгаж салгаж болно.

Атомын цөмийн эргэн тойрон дахь электрон хамгийн их байх магадлалтай орон зайг тойрог зам гэж нэрлэдэг.

Энэ нь электрон үүлний ойролцоогоор 90% долларыг агуулдаг бөгөөд энэ нь электрон орон зайн энэ хэсэгт байх хугацааны ойролцоогоор 90% доллар гэсэн үг юм. Маягтын дагуу $s, p, d$, $f$ гэсэн латин үсгээр тэмдэглэгдсэн одоогийн мэдэгдэж байгаа орбиталуудын төрлүүдийн 4$-ыг ялгадаг. График зурагэлектрон орбиталуудын зарим хэлбэрийг зурагт үзүүлэв.

Тодорхой тойрог замд электрон хөдөлгөөний хамгийн чухал шинж чанар нь түүний цөмтэй холбогдох энерги юм. Ижил энергийн утгатай электронууд нь дан үүсгэдэг электрон давхарга, эсвэл эрчим хүчний түвшин. Эрчим хүчний түвшинг цөмөөс эхлэн дугаарласан: $1, 2, 3, 4, 5, 6$, $7$.

Эрчим хүчний түвшний тоог илэрхийлдэг $n$ бүхэл тоог үндсэн квант тоо гэнэ.

Энэ нь өгөгдсөн энергийн түвшинг эзэлдэг электронуудын энергийг тодорхойлдог. Цөмд хамгийн ойр байрлах эхний энергийн түвшний электронууд хамгийн бага энергитэй байдаг. Эхний түвшний электронуудтай харьцуулахад дараагийн түвшний электронууд нь их хэмжээний эрчим хүчээр тодорхойлогддог. Иймээс гаднах түвшний электронууд атомын цөмд хамгийн бага хүчтэй холбогддог.

Атом дахь энергийн түвшний тоо (цахим давхаргууд) нь химийн элемент хамаарах Д.И.Менделеевийн системийн үеийн тоотой тэнцүү байна: эхний үеийн элементүүдийн атомууд нэг энергийн түвшинтэй; хоёр дахь үе - хоёр; долоо дахь үе - долоо.

Эрчим хүчний түвшний хамгийн олон тооны электроныг дараахь томъёогоор тодорхойлно.

Энд $N$ нь электронуудын хамгийн их тоо; $n$ нь түвшний тоо буюу үндсэн квант тоо юм. Үүний үр дүнд: цөмд хамгийн ойрхон энергийн эхний түвшин нь хоёроос илүүгүй электрон агуулж болно; хоёр дахь нь - 8 доллараас ихгүй байна; гурав дахь нь - 18 доллараас ихгүй байна; дөрөв дэх нь - 32 доллараас ихгүй байна. Мөн эргээд энергийн түвшин (цахим давхарга) хэрхэн зохион байгуулагдсан бэ?

$(n = 2)$ энергийн хоёр дахь түвшнээс эхлэн түвшин тус бүрийг дэд түвшинд (дэд давхаргад) хуваадаг бөгөөд тэдгээр нь бие биенээсээ цөмтэй холбох энергийн хувьд бага зэрэг ялгаатай байдаг.

Дэд түвшний тоо нь үндсэн квант тооны утгатай тэнцүү байна.эрчим хүчний эхний түвшин нь нэг дэд түвшинтэй; хоёр дахь - хоёр; гурав дахь - гурав; дөрөв дэх нь дөрөв. Дэд түвшингүүд нь эргээд тойрог замд үүсдэг.

$n$-ийн утга бүр нь $n^2$-тэй тэнцэх орбиталуудын тоотой тохирч байна. Хүснэгтэд үзүүлсэн өгөгдлүүдийн дагуу үндсэн квант тоо $n$ болон дэд түвшний тоо, орбиталуудын төрөл, тоо, дэд түвшин ба түвшинд ногдох электроны хамгийн их тоо хоорондын хамаарлыг хянах боломжтой.

Үндсэн квант тоо, орбиталуудын төрөл ба тоо, дэд түвшин ба түвшний электронуудын хамгийн их тоо.

Эрчим хүчний түвшин $(n)$	$n$-тай тэнцэх дэд түвшний тоо	Орбитын төрөл	Орбиталуудын тоо		Электронуудын хамгийн их тоо
			дэд түвшинд	$n^2$-тай тэнцүү түвшинд байна	дэд түвшинд	$n^2$-тай тэнцүү түвшинд байна
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		4ф доллар	$7$		$14$

Доод түвшнийг латин үсгээр, түүнчлэн тэдгээрийн бүрдэх тойрог замын хэлбэрийг тэмдэглэх нь заншилтай байдаг: $s, p, d, f$. Тэгэхээр:

• $s$-дэд түвшин - атомын цөмд хамгийн ойр байдаг энергийн түвшин бүрийн эхний дэд түвшин нь нэг $s$-орбиталаас бүрдэнэ;
• $p$-дэд түвшин - эхний эрчим хүчний түвшингээс бусад хоёр дахь дэд түвшин нь гурван $p$-орбиталаас бүрдэнэ;
• $d$-дэд түвшин - эрчим хүчний гурав дахь түвшнээс эхлэн тус бүрийн гурав дахь дэд түвшин нь таван $d$-орбиталаас бүрдэнэ;
• Дөрөв дэх энергийн түвшнээс эхлэн тус бүрийн $f$-дэд түвшин нь долоон $f$-орбиталаас бүрдэнэ.

атомын цөм

Гэхдээ зөвхөн электронууд атомын нэг хэсэг биш юм. Физикч Анри Беккерел ураны давс агуулсан байгалийн эрдэс мөн үл мэдэгдэх цацраг ялгаруулж, гэрлээс хаагдсан гэрэл зургийн хальсыг гэрэлтүүлдэг болохыг олж мэдсэн. Энэ үзэгдлийг нэрлэсэн цацраг идэвхт байдал.

Гурван төрлийн цацраг идэвхт туяа байдаг.

1. Электроны цэнэгээс $2$ дахин их цэнэгтэй боловч эерэг тэмдэгтэй, устөрөгчийн атомын массаас $4$ дахин их масстай $α$-бөөмүүдээс бүрдэх $α$-туяа;
2. $β$-цацраг нь электронуудын урсгал юм;
3. $γ$-цацраг нь цахилгаан цэнэг тээдэггүй, бага масстай цахилгаан соронзон долгион юм.

Үүний үр дүнд атом нь нарийн төвөгтэй бүтэцтэй байдаг - энэ нь эерэг цэнэгтэй цөм ба электронуудаас бүрддэг.

Атом хэрхэн зохион байгуулагдсан бэ?

1910 онд Лондонгийн ойролцоох Кембридж хотод Эрнест Рутерфорд шавь нар болон хамтран ажиллагсдынхаа хамтаар нимгэн алтан ялтсан цаасаар дамжин өнгөрч, дэлгэцэн дээр унах $α$ тоосонцор тархаж байгааг судалжээ. Альфа тоосонцор нь ихэвчлэн анхны чиглэлээсээ зөвхөн нэг градусаар хазайсан нь алтны атомын шинж чанаруудын нэгдмэл байдал, жигд байдлыг баталж байгаа юм шиг санагдаж байна. Гэнэт судлаачид зарим $α$-бөөмүүд ямар нэгэн саад тотгорт орж байгаа мэт замынхаа чиглэлийг огцом өөрчилж байгааг анзаарав.

Резерфорд дэлгэцийг тугалган цаасны өмнө байрлуулснаар алтны атомаас ойсон $α$-бөөмүүд эсрэг чиглэлд нисдэг ховор тохиолдлыг ч илрүүлж чадсан.

Тооцоолол нь атомын бүх масс болон түүний бүх массыг тооцвол ажиглагдсан үзэгдлүүд тохиолдож болохыг харуулсан эерэг цэнэгжижиг төв цөмд төвлөрч байв. Цөмийн радиус нь бүхэл бүтэн атомын радиусаас 100,000 дахин бага байдаг нь сөрөг цэнэгтэй электронууд байдаг. Хэрэв бид дүрсэлсэн харьцуулалт хийвэл атомын эзлэхүүнийг бүхэлд нь Лужники цэнгэлдэх хүрээлэнтэй, цөмийг талбайн төвд байрлах хөл бөмбөгийн бөмбөгтэй адилтгаж болно.

Аливаа химийн элементийн атомыг өчүүхэнтэй харьцуулж болно нарны систем. Тиймээс Рутерфордын санал болгосон атомын ийм загварыг гаригийн гэж нэрлэдэг.

Протон ба нейтрон

Атомын бүх масс төвлөрсөн жижиг атомын цөм нь протон ба нейтрон гэсэн хоёр төрлийн бөөмсөөс бүрддэг болох нь харагдаж байна.

Протонуудэлектронуудын цэнэгтэй тэнцэх цэнэгтэй, харин $(+1)$ тэмдгээр эсрэг талтай, устөрөгчийн атомын масстай тэнцэх масстай (химид үүнийг нэгжээр хүлээн зөвшөөрдөг). Протонуудыг $↙(1)↖(1)p$ (эсвэл $р+$) гэж тэмдэглэнэ. Нейтронцэнэг авч явдаггүй, тэдгээр нь төвийг сахисан бөгөөд протоны масстай тэнцүү масстай, өөрөөр хэлбэл. $1$. Нейтроныг $↙(0)↖(1)n$ (эсвэл $n^0$) гэж тэмдэглэнэ.

Протон ба нейтроныг хамтад нь нэрлэдэг нуклонууд(лат. цөм- үндсэн).

Атом дахь протон ба нейтроны тооны нийлбэрийг нэрлэдэг массын тоо. Жишээлбэл, хөнгөн цагааны атомын массын тоо:

Электроны үл тоомсорлож болох массыг үл тоомсорлож болох тул атомын бүх масс цөмд төвлөрч байгаа нь илт байна. Электроныг дараах байдлаар тэмдэглэв: $e↖(-)$.

Атом нь цахилгаан саармаг учраас энэ нь бас тодорхой юм атом дахь протон ба электронуудын тоо ижил байна. Энэ нь химийн элементийн атомын дугаартай тэнцүү байнаҮелэх системд түүнд хуваарилагдсан. Жишээлбэл, төмрийн атомын цөмд $26$ протон агуулагддаг ба 26$ электрон нь цөмийг тойрон эргэдэг. Мөн нейтроны тоог хэрхэн тодорхойлох вэ?

Таны мэдэж байгаагаар атомын масс нь протон ба нейтроны массын нийлбэр юм. $(Z)$ элементийн дарааллын дугаарыг мэдэх, i.e. протоны тоо ба массын тоо $(A)$ нь протон ба нейтроны тооны нийлбэртэй тэнцүү бол та нейтроны тоог $(N)$ томъёогоор олж болно.

Жишээлбэл, төмрийн атом дахь нейтроны тоо нь:

$56 – 26 = 30$.

Хүснэгтэд энгийн бөөмсийн үндсэн шинж чанарыг харуулав.

Энгийн бөөмсийн үндсэн шинж чанарууд.

изотопууд

Цөмийн цэнэг нь ижил боловч өөр өөр масстай ижил элементийн атомуудын сортуудыг изотоп гэж нэрлэдэг.

Үг изотопхоёроос бүрдэнэ Грек үгс:isos- ижил ба топос- газар, элементүүдийн үечилсэн систем дэх "нэг газар эзэлдэг" (эс) гэсэн утгатай.

Байгальд байдаг химийн элементүүд нь изотопуудын холимог юм. Тиймээс нүүрстөрөгч нь 12, 13, 14 $ масстай гурван изотоптой; хүчилтөрөгч - 16, 17, 18 доллар гэх мэт масстай гурван изотоп.

Ихэнхдээ үечилсэн системд өгөгдсөн химийн элементийн харьцангуй атомын масс нь тухайн элементийн изотопуудын байгалийн хольцын атомын массын дундаж утга бөгөөд тэдгээрийн байгаль дээрх харьцангуй элбэг дэлбэг байдлыг харгалзан үздэг. атомын масс нь ихэвчлэн бутархай байдаг. Жишээлбэл, байгалийн хлорын атомууд нь хоёр изотопын холимог юм - $35$ (байгаль дээр $75%$ байдаг) ба $37$ ($25%$ байдаг); Иймээс хлорын харьцангуй атомын масс 35.5$ байна. Хлорын изотопуудыг дараах байдлаар бичнэ.

$↖(35)↙(17)(Cl)$ ба $↖(37)↙(17)(Cl)$

Хлорын изотопын химийн шинж чанар нь кали, аргон гэх мэт ихэнх химийн элементүүдийн изотопуудтай яг ижил байдаг.

$↖(39)↙(19)(K)$ ба $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ болон $↖(40)↙(18) )(Ar)$

Гэсэн хэдий ч устөрөгчийн изотопууд нь харьцангуй атомын массын огцом өсөлтөөс шалтгаалан шинж чанараараа ихээхэн ялгаатай байдаг; тэдэнд бүр хувь хүний ​​нэр, химийн шинж тэмдэг өгсөн: протиум - $↖(1)↙(1)(H)$; дейтерий - $↖(2)↙(1)(H)$, эсвэл $↖(2)↙(1)(D)$; тритиум - $↖(3)↙(1)(H)$, эсвэл $↖(3)↙(1)(T)$.

Одоо химийн элементийн орчин үеийн, илүү нарийн, шинжлэх ухааны тодорхойлолтыг өгөх боломжтой болсон.

Химийн элемент гэдэг нь ижил цөмийн цэнэгтэй атомуудын цуглуулга юм.

Эхний дөрвөн үеийн элементүүдийн атомуудын электрон бүрхүүлийн бүтэц

Д.И.Менделеевийн системийн үеүүдээр элементүүдийн атомуудын электрон тохиргооны зураглалыг авч үзье.

Эхний үеийн элементүүд.

Атомын электрон бүтцийн схемүүд нь электрон давхаргууд (энергийн түвшин) дээр электронуудын тархалтыг харуулдаг.

Атомын электрон томьёо нь энергийн түвшин болон дэд түвшний электронуудын тархалтыг харуулдаг.

Атомын график электрон томьёо нь электронуудын тархалтыг зөвхөн түвшин ба дэд түвшинд төдийгүй тойрог замд харуулдаг.

Гелийн атомын эхний электрон давхарга нь 2 доллар электронтой.

Устөрөгч ба гели нь $s$-элементүүд бөгөөд эдгээр атомууд нь электроноор дүүрсэн $s$-орбиталуудтай.

Хоёр дахь үеийн элементүүд.

Хоёр дахь үеийн бүх элементүүдийн хувьд эхний электрон давхарга дүүрч, электронууд нь хамгийн бага энергийн зарчмын дагуу хоёр дахь электрон давхаргын $s-$, $p$ орбиталуудыг дүүргэдэг (эхний $s$, дараа нь $). p$) болон Паули ба Хунд нарын дүрмүүд.

Неон атомын хоёр дахь электрон давхарга бүрэн дууссан - энэ нь $8 $ электронтой.

Гурав дахь үеийн элементүүд.

Гурав дахь үеийн элементүүдийн атомуудын хувьд эхний ба хоёр дахь электрон давхаргууд дууссан тул гурав дахь электрон давхарга дүүрсэн бөгөөд электронууд 3s-, 3p-, 3d-дэд түвшнийг эзэлж чаддаг.

Гурав дахь үеийн элементүүдийн атомуудын электрон бүрхүүлийн бүтэц.

Магнийн атом дээр $3.5$-электрон орбитал бүтсэн. $Na$ ба $Mg$ нь $s$-элементүүд юм.

Хөнгөн цагаан болон дараагийн элементүүдийн хувьд $3d$ дэд түвшин электроноор дүүрсэн байна.

$↙(18)(Ar)$ Аргон

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Аргон атомын гаднах давхарга (гурав дахь электрон давхарга) нь $8 $ электронтой байдаг. Гаднах давхарга дууссан боловч нийтдээ 3-р электрон давхаргад та аль хэдийн мэдэж байгаачлан 18 электрон байж болно, энэ нь 3-р үеийн элементүүдэд $3d$-орбитал дүүрээгүй байна гэсэн үг юм.

$Al$-аас $Ar$ - $p$ хүртэлх бүх элементүүд - элементүүд.

$s-$ ба $r$ - элементүүдхэлбэр үндсэн дэд бүлгүүдүечилсэн системд.

Дөрөв дэх үеийн элементүүд.

Кали, кальцийн атомууд нь дөрөв дэх электрон давхаргатай, $4s$-дэд түвшнийг дүүргэдэг, учир нь энэ нь $3d$-дэд түвшнээс бага энергитэй. Дөрөв дэх үеийн элементүүдийн атомуудын график электрон томъёог хялбарчлахын тулд:

1. бид аргоны график электрон томъёог нөхцөлт байдлаар дараах байдлаар тэмдэглэв: $Ar$;
2. Бид эдгээр атомуудад дүүргэгдээгүй дэд түвшнийг дүрслэхгүй.

$K, Ca$ - $s$ - элементүүд,үндсэн дэд бүлгүүдэд багтсан болно. $Sc$-аас $Zn$ хүртэлх атомуудын хувьд 3d дэд түвшин электроноор дүүрдэг. Эдгээр нь $3d$-элементүүд юм. Тэд багтсан болно хажуугийн дэд бүлгүүд,тэдгээрийн өмнөх гадаад электрон давхарга дүүрсэн байна, тэдгээр нь хамаарна шилжилтийн элементүүд.

Хром ба зэсийн атомын электрон бүрхүүлийн бүтцэд анхаарлаа хандуулаарай. Тэдгээрийн дотор нэг электрон $4s-$-аас $3d$ дэд түвшинд "унадаг" бөгөөд энэ нь $3d^5$ болон $3d^(10)$ электрон тохиргооны эрчим хүчний тогтвортой байдалтай холбоотой юм.

$↙(24)(Cr)$ $1с^(2)2с^(2)2п^(6)3с^(2)3п^(6)3д^(4) 4с^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1с^(2)2с^(2)2п^(6)3с^(2)3п^(6)3д^(9)4с^(2)…$

Элементийн тэмдэг, серийн дугаар, нэр	Цахим бүтцийн диаграмм	Цахим томъёо	График электрон томъёо
$↙(19)(K)$ Кали		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Кальци		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Скандиум		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ эсвэл $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)п^6(3)д^1(4)с^1$
$↙(22)(Ти)$ Титан		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ эсвэл $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)п^6(3)д^2(4)с^2$
$↙(23)(V)$ ванади		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ эсвэл $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)п^6(3)д^3(4)с^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ эсвэл $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)п^6(3)д^5(4)с^1$
$↙(29)(Сu)$ Chromium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ эсвэл $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Цайр		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ эсвэл $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Га)$ Галли		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ эсвэл $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Криптон		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ эсвэл $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

Цайрын атомд гурав дахь электрон давхарга бүрэн хийгдсэн - бүх $3s, 3p$, $3d$ дэд түвшнийг дүүргэсэн, нийтдээ $18$ электронууд байдаг.

Цайрыг дагасан элементүүдэд дөрөв дэх электрон давхарга болох $4p$-дэд түвшнийг дүүргэсээр байна. $Ga$-аас $Kr$ - $r$ хүртэлх элементүүд - элементүүд.

Криптон атомын гаднах (дөрөв дэх) давхарга дууссан бөгөөд 8 доллар электронтой. Гэхдээ дөнгөж дөрөв дэх электрон давхаргад, таны мэдэж байгаагаар 32 доллар электрон байж болно; криптон атомын $4d-$ болон $4f$-дэд түвшний дүүргэгдээгүй хэвээр байна.

Тав дахь үеийн элементүүд нь дараах дарааллаар дэд түвшнийг дүүргэж байна: $5s → 4d → 5р$. Мөн $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(-ын хувьд электронуудын "бүтэлгүйтэл"-тэй холбоотой үл хамаарах зүйлүүд байдаг. 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ зургаа, долдугаар үед гарч ирнэ - элементүүд, өөрөөр хэлбэл Гурав дахь гаднах электрон давхаргын $4f-$ ба $5f$- дэд түвшнийг дүүргэж байгаа элементүүд.

4ф доллар - элементүүддуудсан лантанидууд.

$5f$ - элементүүддуудсан актинид.

Зургаа дахь үеийн элементүүдийн атом дахь электрон дэд түвшнийг дүүргэх дараалал: $↙(55)Cs$ ба $↙(56)Ba$ - $6s$-элементүүд; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-элемент; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-элементүүд; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-элементүүд; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-элементүүд. Гэхдээ энд бас электрон орбиталуудыг дүүргэх дарааллыг зөрчсөн элементүүд байдаг бөгөөд энэ нь жишээлбэл, хагас болон бүрэн дүүрэн $f $-дэд түвшний энергийн тогтвортой байдал, өөрөөр хэлбэл илүү их энергитэй холбоотой байдаг. $nf^7$ ба $nf^(14)$.

Атомын аль дэд түвшинд хамгийн сүүлд электронууд дүүрч байгаагаас хамааран бүх элементүүдийг таны ойлгосноор дөрвөн электрон гэр бүл буюу блокт хуваадаг.

1. $s$ - элементүүд;атомын гаднах түвшний $s$-дэд түвшин электроноор дүүрсэн; $s$-элементүүдэд устөрөгч, гелий болон I ба II бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүд;
2. $r$ - элементүүд;атомын гаднах түвшний $p$-дэд түвшин электроноор дүүрсэн; $p$-элементүүдэд III–VIII бүлгийн үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүд орно;
3. $d$ - элементүүд;атомын өмнөх гадаад түвшний $d$-дэд түвшин электроноор дүүрсэн; $d$-элементүүд нь I–VIII бүлгийн хоёрдогч дэд бүлгүүдийн элементүүдийг агуулдаг, i.e. $s-$ болон $p-$элементүүдийн хооронд байрлах том хугацааны харилцан уялдаатай арван жилийн элементүүд. Тэднийг бас дууддаг шилжилтийн элементүүд;
4. $f$ - элементүүд;$f-$гадна атомын гуравдугаар түвшний дэд түвшин электроноор дүүрсэн; Эдгээрт лантанид ба актинид орно.

Атомын электрон тохиргоо. Атомын үндсэн ба өдөөгдсөн төлөвүүд

Швейцарийн физикч В.Паули 1925 доллараар үүнийг тогтоожээ Атом нь нэг тойрог замд хамгийн ихдээ хоёр электронтой байж болно.эсрэг (эсрэг параллель) ээрэх (англи хэлнээс ээрэх гэж орчуулсан) байх, i.e. электроныг цагийн зүүний дагуу эсвэл цагийн зүүний эсрэг эргүүлэх гэж нөхцөлт байдлаар төсөөлж болох шинж чанаруудыг эзэмшдэг. Энэ зарчмыг нэрлэдэг Паули зарчим.

Хэрэв тойрог замд нэг электрон байгаа бол түүнийг дуудна хосгүй, хэрэв хоёр бол энэ хосолсон электронууд, өөрөөр хэлбэл Эсрэг эргэлттэй электронууд.

Зураг дээр энергийн түвшинг дэд түвшинд хуваах диаграммыг үзүүлэв.

$s-$ Орбитал, та аль хэдийн мэдэж байгаачлан бөмбөрцөг хэлбэртэй байдаг. Устөрөгчийн атомын электрон $(n = 1)$ нь энэ тойрог замд байрладаг ба хосгүй байна. Үүний дагуу түүний цахим томъёо, эсвэл цахим тохиргоо, дараах байдлаар бичигдсэн: $1s^1$. Цахим томъёонд энергийн түвшний дугаарыг $ (1 ...) $ үсгийн өмнөх тоогоор зааж өгдөг. Латин үсэгдэд түвшнийг (орбиталийн төрөл) зааж, үсгийн баруун дээд талд бичигдсэн тоо нь дэд түвшний электронуудын тоог харуулна.

Нэг $s-$орбитал дээр хос хосолсон хоёр электронтой Heлийн гелийн атомын хувьд энэ томъёо нь: $1s^2$ байна. Гелийн атомын электрон бүрхүүл нь бүрэн бөгөөд маш тогтвортой байдаг. Гели бол үнэт хий юм. Хоёр дахь энергийн түвшин $(n = 2)$ нь дөрвөн орбиталтай, нэг $s$, гурван $p$. Хоёр дахь түвшний $s$-орбитал электронууд ($2s$-орбиталууд) илүү их энергитэй байдаг. $1s$-орбитал $(n = 2)$-ийн электронуудаас цөмөөс илүү хол зайд байрладаг. Ерөнхийдөө $n$-ийн утга бүрт нэг $s-$орбитал байдаг, гэхдээ үүн дээр харгалзах хэмжээний электрон энергитэй, тиймээс харгалзах диаметртэй, $n$.$s- утгаар өсдөг. $Орбитал өсөлт нь таны мэдэж байгаачлан бөмбөрцөг хэлбэртэй байдаг. Устөрөгчийн атомын электрон $(n = 1)$ нь энэ тойрог замд байрладаг ба хосгүй байна. Тиймээс түүний цахим томьёо буюу цахим тохиргоог дараах байдлаар бичнэ: $1s^1$. Цахим томьёонд энергийн түвшний тоог $ (1 ...) $ үсгийн өмнөх тоогоор, дэд түвшнийг (орбиталь төрөл) латин үсгээр, мөн тоогоор бичдэг. үсгийн баруун талд (экспонент хэлбэрээр) дэд түвшний электронуудын тоог харуулна.

Нэг $s-$орбиталд хос хосолсон хоёр электронтой $He$ гелийн атомын хувьд энэ томъёо нь: $1s^2$ байна. Гелийн атомын электрон бүрхүүл нь бүрэн бөгөөд маш тогтвортой байдаг. Гели бол үнэт хий юм. Хоёр дахь энергийн түвшин $(n = 2)$ нь дөрвөн орбиталтай, нэг $s$, гурван $p$. Хоёр дахь түвшний $s-$орбиталуудын электронууд ($2s$-орбиталууд) илүү их энергитэй байдаг, учир нь $1s$-орбитал $(n = 2)$-ийн электронуудаас цөмөөс илүү хол зайд байрладаг. Ерөнхийдөө $n$-ийн утга бүрт нэг $s-$орбитал байдаг боловч үүн дээр харгалзах хэмжээний электрон энергитэй, тиймээс харгалзах диаметртэй, $n$-ийн утга нэмэгдэх тусам өсдөг.

$r-$ ОрбиталЭнэ нь дамббелл хэлбэртэй буюу найман хэмжээтэй байна. Гурван $p$-орбитал нь атомын цөмөөр татсан орон зайн координатын дагуу харилцан перпендикуляр байдлаар атомд байрладаг. $n=2$-аас эхлэн энергийн түвшин (цахим давхарга) бүр гурван $p$-орбиталтай гэдгийг дахин онцлон тэмдэглэх нь зүйтэй. $n$-ийн утга өсөхөд электронууд цөмөөс хол зайд байрлах $x,y,z$ тэнхлэгийн дагуу чиглэсэн $p$-орбиталуудыг эзэлдэг.

$(n = 2)$ хоёр дахь үеийн элементүүдийн хувьд эхлээд нэг $s$-орбитал, дараа нь гурван $p$-орбитал; электрон томъёо $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$ электрон нь атомын цөмтэй бага холбогддог тул литийн атом үүнийг хялбархан өгч (энэ процессыг исэлдэлт гэж нэрлэдэгийг та санаж байгаа байх) литийн ион $Li^+$ болж хувирдаг.

Бериллий атом Be-д дөрөв дэх электроныг мөн $2s$ орбиталд байрлуулна: $1s^(2)2s^(2)$. Бериллий атомын хоёр гадаад электрон амархан салдаг - $B^0$ исэлдэж $Be^(2+)$ катион болдог.

Борын атомын тав дахь электрон $2p$-орбиталийг эзэлдэг: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Дараа нь $C, N, O, F$ атомуудын $2p$-орбиталууд дүүрсэн бөгөөд энэ нь неон язгуур хийгээр төгсдөг: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Гурав дахь үеийн элементүүдийн хувьд $3s-$ болон $3p$-орбиталууд тус тус дүүрдэг. Гурав дахь түвшний таван $d$-орбиталь чөлөөтэй хэвээр байна:

$↙(11)Na 1с^(2)2с^(2)2п^(6)3с^(1)$,

$↙(17)Cl 1с^(2)2с^(2)2п^(6)3с^(2)3п^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Заримдаа атом дахь электронуудын тархалтыг харуулсан диаграммд зөвхөн энергийн түвшин тус бүрийн электронуудын тоог зааж өгдөг. Дээрх бүрэн электрон томъёоноос ялгаатай нь химийн элементийн атомуудын товчилсон электрон томъёог бичих, жишээлбэл:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

Том хугацааны (дөрөв ба тав дахь) элементүүдийн хувьд эхний хоёр электрон $4s-$ ба $5s$-орбитал эзэлнэ: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$$↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Тус бүрийн гурав дахь элементээс эхэлнэ урт хугацаа, дараагийн арван электрон өмнөх $3d-$ ба $4d-$орбиталууд руу тус тус очно (хажуугийн дэд бүлгийн элементүүдэд): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26) Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Дүрмээр бол өмнөх $d$-дэд түвшнийг бөглөхөд гаднах ($4p-$ ба $5p-$ тус тус) $p-$ дэд түвшинг дүүргэж эхэлнэ: $↙(33)2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Том хугацааны элементүүдийн хувьд - зургаа ба бүрэн бус долоо дахь - электрон түвшин ба дэд түвшин нь дүрмээр бол дараах байдлаар электроноор дүүрдэг: эхний хоёр электрон гадаад $s-$ дэд түвшинд ордог: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; дараагийн нэг электрон ($La$ ба $Ca$ хувьд) өмнөх $d$-дэд түвшинд: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ ба $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Дараа нь дараагийн $14$ электронууд гаднаас лантонид ба актинидын $4f$ ба $5f$ орбиталууд болох гурав дахь энергийн түвшинд орох болно: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Дараа нь хажуугийн дэд бүлгүүдийн элементүүдийн хувьд гаднаас эрчим хүчний хоёр дахь түвшин ($d$-дэд түвшин) дахин нэмэгдэж эхэлнэ: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. Эцэст нь $d$-дэд түвшин арван электроноор бүрэн дүүрсний дараа л $p$-дэд түвшнийг дахин дүүргэх болно: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Ихэнхдээ атомын электрон бүрхүүлийн бүтцийг энерги эсвэл квант эсийг ашиглан дүрсэлсэн байдаг - тэд гэж нэрлэгддэг зүйлийг бичдэг. график электрон томъёо. Энэ бичлэгийн хувьд дараах тэмдэглэгээг ашиглана: квант эс бүрийг нэг тойрог замд тохирох нүдээр тэмдэглэнэ; электрон бүрийг эргүүлэх чиглэлд харгалзах сумаар заана. График цахим томьёо бичихдээ хоёр дүрмийг санах хэрэгтэй. Паули зарчим, үүний дагуу эс (орбитал) нь хоёроос илүүгүй электронтой, харин эсрэг параллель спинтэй байж болно. Ф.Хундын дүрэмҮүний дагуу электронууд чөлөөт эсүүдийг нэг нэгээр нь эзэлдэг бөгөөд нэгэн зэрэг ижил эргэлтийн утгатай байх ба дараа нь хосолсон боловч Паули зарчмын дагуу эргэлтүүд аль хэдийн эсрэг чиглэлтэй байх болно.

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. IN Энэ тохиолдолдтойрог замын 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.

6.7. Гадаад ба валентын электронууд, орбиталууд ба дэд түвшин

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. Эдгээр атомуудын валентын электрон томъёог бич. 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).

6.8. Атомуудыг электрон бүрхүүлийн бүтцийн дагуу системчлэх

Химийн элементүүдийг системчлэх нь элементүүдийн байгалийн цуврал дээр суурилдаг Тэгээд электрон бүрхүүлүүдийн ижил төстэй байдлын зарчимтэдний атомууд.
Та химийн элементүүдийн байгалийн хүрээг аль хэдийн мэддэг 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.

6.9. Химийн элементүүдийн урт хугацааны 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 VIIIA бүлэгт ихэвчлэн үе дуусах элемент болгон байрлуулдаг бөгөөд энэ нь түүний шинж чанарт бүрэн нийцдэг (гели нь энэ бүлгийн элементүүдээс үүссэн бусад бүх энгийн бодисуудын нэгэн адил сайн 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 ?

6.10. Атомын электрон томъёоны төрлүүд. Тэдний эмхэтгэлийн алгоритм

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 элементийн 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 оролцож болно.
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 сүүлчийн 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

	Цахим томъёо
		товчилсон	Валент
	1с 2 2с 2 2х 3	2с 2 2х 3	2с 2 2х 3
	1с 2 2с 2 2х 6 3с 2 3х 5	3с 2 3х 5	3с 2 3х 5
	1с 2 2с 2 2х 6 3с 2 3х 6 4с 2 3г 5	4с 2 3г 5	4с 2 3г 5
	1с 2 2с 2 2х 6 3с 2 3х 6 3г 10 4с 2 4х 3	4с 2 4х 3	4с 2 4х 3
	1с 2 2с 2 2х 6 3с 2 3х 6 3г 10 4с 2 4х 6	4с 2 4х 6	4с 2 4х 6

Атомын электрон томъёог бүрдүүлэх алгоритм (иодын атомын жишээн дээр)

№ үйл ажиллагаа	Үйл ажиллагаа	Үр дүн
	Элементүүдийн хүснэгтэд атомын координатыг тодорхойл.	5-р үе, VIIA бүлэг
	Валентын электрон томъёог бичнэ үү.	5с 2 5х 5
	Дотоод электронуудын тэмдэглэгээг дэд түвшнийг дүүргэх дарааллаар нэмнэ.	1с 2 2с 2 2х 6 3с 2 3х 6 4с 2 3г 10 4х 6 5с 2 4г 10 5х 5
	Бүрэн дүүргэсэн энергийн бууралтыг харгалзан үзнэ г- Тэгээд е- дэд түвшний, бүрэн цахим томьёог бичнэ үү.
	Валент электронуудыг тэмдэглэ.	1с 2 2с 2 2х 6 3с 2 3х 6 3г 10 4с 2 4х 6 4г 10 5с 2 5х 5
	Өмнөх үнэт хийн атомын электрон тохиргоог сонгоно уу.
	Товчилсон электрон томъёог бүгдийг нь дөрвөлжин хаалтанд нэгтгэн бичнэ үү валент бусэлектронууд.	5с 2 5х 5

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) хоёр дахь А бүлгийн гуравдугаар үе, в) дөрөв дэх А бүлгийн дөрөвдүгээр үе.
2. Магни, фосфор, кали, төмөр, бром, аргон атомуудын товчилсон электрон томьёо гарга.

6.11. Химийн элементүүдийн богино хугацааны хүснэгт

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 хүснэгт нь атомын электрон бүтцийн хэв маяг, шинж чанарын өөрчлөлтийн ижил төстэй байдал, хэв маягийг тусгасан болно. энгийн бодисуудба элементүүдийн бүлгүүдийн нэгдлүүд, бүхэл бүтэн элементүүдийн систем дэх атом, энгийн бодис, нэгдлүүдийг тодорхойлдог олон тооны физик хэмжигдэхүүнүүдийн тогтмол өөрчлөлт гэх мэт. 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?

6.12. Атомын хэмжээ. Орбитын радиус

.

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?

6.13. Атомын иончлолын энерги

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.

6.14. Электрон ойрын энерги

.

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?

6.15. Атомуудын электрон өгөх, авах хандлага

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

Одоо атом хэдэн электрон өгч чадахыг бодоорой.
Нэгдүгээрт, дотор химийн урвалҮлдсэнийг нь өгөх нь энергийн хувьд туйлын тааламжгүй байдаг тул атом зөвхөн валентийн электроныг өгч чадна. Хоёрдугаарт, атом нь зөвхөн эхний электроныг (хэрэв налуу бол) "амархан" өгдөг бол хоёр дахь электроныг илүү хэцүү (2-3 удаа), гурав дахь нь илүү хэцүү (4-5 удаа) өгдөг. Тиймээс, атом нь нэг, хоёр, бүр бага гурван электроныг өгч чаддаг.
Атом хэдэн электрон хүлээн авах боломжтой вэ?
Нэгдүгээрт, химийн урвалын үед атом зөвхөн валентын дэд түвшинд электрон хүлээн авах боломжтой. Хоёрдугаарт, энерги ялгарах нь эхний электроныг залгахад л тохиолддог (мөн энэ нь үргэлж тийм байдаггүй). Хоёр дахь электроныг нэмэх нь энергийн хувьд үргэлж тааламжгүй байдаг бөгөөд гурав дахь нь бүр ч илүү байдаг. Гэсэн хэдий ч, атом нэг, хоёр, (маш ховор) гурван электрон нэмж болно, дүрэм ёсоор, энэ нь түүний валентийн дэд түвшинг нөхөхөд дутагдалтай байдаг.
Атомыг ионжуулж, хоёр, гурав дахь электроныг холбоход зарцуулсан энергийн зардлыг химийн холбоо үүсэх үед ялгарах энергиэр нөхдөг. 4. Кали, кальци, скандийн атомууд электроноо өгөхөд тэдгээрийн электрон бүрхүүл хэрхэн өөрчлөгддөг вэ? Электроныг атомаар эргүүлэх тэгшитгэл, атом, ионы товчилсон электрон томъёог өг.
5. Хлор, хүхэр, фосфорын атомууд гадны электронуудыг хавсаргахад тэдгээрийн электрон бүрхүүл хэрхэн өөрчлөгдөх вэ? Атом, ионы электрон нэмэх тэгшитгэл ба товчилсон электрон томъёог өг.
6. Хавсралт 7-г ашиглан нийт масс 1 г бүх натрийн атомуудад электронууд нэгдэх үед ямар энерги ялгарахыг тодорхойл.
7. Хавсралт 7-г ашиглан 0.1 моль Br– ионоос "нэмэлт" электроныг салгахад ямар энерги зарцуулах ёстойг тодорхойлно уу?

Атомын найрлага.

Атом нь үүнээс бүрддэг атомын цөмТэгээд электрон бүрхүүл.

Атомын цөм нь протонуудаас тогтдог ( p+) ба нейтрон ( n 0). Ихэнх устөрөгчийн атомууд нэг протон цөмтэй байдаг.

Протоны тоо Н(p+) нь цөмийн цэнэгтэй тэнцүү ( З) ба элементүүдийн байгалийн цуврал дахь элементийн дарааллын дугаар (мөн элементүүдийн үечилсэн системд).

Н(х +) = З

Нейтроны тооны нийлбэр Н(n 0), энгийн үсгээр тэмдэглэнэ Н, мөн протоны тоо Здуудсан массын тоомөн үсгээр тэмдэглэгдсэн байна А.

А = З + Н

Атомын электрон бүрхүүл нь цөмийг тойрон хөдөлдөг электронуудаас бүрддэг ( д -).

Электронуудын тоо Н(д-) төвийг сахисан атомын электрон бүрхүүл дэх протоны тоотой тэнцүү байна Зүндсэндээ.

Протоны масс нь ойролцоогоор нейтроны масстай тэнцүү ба электроны массаас 1840 дахин их байдаг тул атомын масс нь цөмийн масстай бараг тэнцүү байна.

Атомын хэлбэр нь бөмбөрцөг хэлбэртэй байдаг. Цөмийн радиус нь атомын радиусаас 100,000 дахин бага.

Химийн элемент- ижил цөмийн цэнэгтэй (цөмд ижил тооны протонтой) атомын төрөл (атомын багц).

Изотоп- цөм дэх ижил тооны нейтронтой нэг элементийн атомуудын багц (эсвэл цөм дэх ижил тооны протон, ижил тооны нейтронтой атомын төрөл).

Өөр өөр изотопууд нь атомын цөм дэх нейтроны тоогоор бие биенээсээ ялгаатай байдаг.

Нэг атом эсвэл изотопын тэмдэглэгээ: (E - элементийн тэмдэг), жишээлбэл: .

Атомын электрон бүрхүүлийн бүтэц

атомын тойрог замнь атом дахь электроны төлөв юм. Орбитын тэмдэг - . Орбитал бүр электрон үүлтэй тохирдог.

Газрын (өдөөгдөөгүй) төлөвт байгаа бодит атомуудын тойрог зам нь дөрвөн төрөлтэй. с, х, гТэгээд е.

электрон үүл- 90 (эсвэл түүнээс дээш) хувийн магадлал бүхий электроныг олох боломжтой орон зайн хэсэг.

Анхаарна уу: заримдаа "атомын тойрог зам" ба "электрон үүл" гэсэн ойлголтыг ялгадаггүй бөгөөд хоёуланг нь "атомын тойрог зам" гэж нэрлэдэг.

Атомын электрон бүрхүүл нь давхаргатай байдаг. Цахим давхаргаижил хэмжээтэй электрон үүлсээр үүссэн. Нэг давхаргын тойрог замууд үүсдэг электрон ("эрчим хүч") түвшин, тэдгээрийн энерги нь устөрөгчийн атомын хувьд ижил боловч бусад атомуудын хувьд өөр байна.

Ижил түвшний тойрог замуудыг бүлэгт хуваадаг электрон (эрчим хүч)дэд түвшин:
с- дэд түвшин (нэгээс бүрдэнэ с-орбиталууд), тэмдэг - .
хдэд түвшин (гурваас бүрдэнэ х
гдэд түвшин (таваас бүрдэнэ г-орбиталууд), тэмдэг - .
едэд түвшин (долооноос бүрдэнэ е-орбиталууд), тэмдэг - .

Нэг дэд түвшний тойрог замын энерги ижил байна.

Дэд түвшнийг тодорхойлохдоо давхаргын дугаарыг (цахим түвшин) дэд түвшний тэмдэглэгээнд нэмнэ, жишээлбэл: 2 с, 3х, 5ггэсэн үг с- хоёрдугаар түвшний дэд түвшин, х- гуравдугаар түвшний дэд түвшин, г- тав дахь түвшний дэд түвшин.

Нэг түвшний дэд түвшний нийт тоо нь түвшний тоотой тэнцүү байна n. Нэг түвшний тойрог замын нийт тоо n 2. Үүний дагуу, нийт тооүүл нь нэг давхаргад бас байдаг n 2 .

Тэмдэглэл: - чөлөөт тойрог зам (электронгүй), - хосгүй электронтой тойрог зам, - хос электронтой орбитал (хоёр электронтой).

Атомын тойрог замыг электронууд дүүргэх дарааллыг байгалийн гурван хуулиар тодорхойлно (томьёоллыг хялбаршуулсан байдлаар өгсөн болно).

1. Хамгийн бага энергийн зарчим - электронууд тойрог замын энергийг нэмэгдүүлэх дарааллаар тойрог замыг дүүргэдэг.

2. Паулигийн зарчим - нэг тойрог замд хоёроос илүү электрон байж болохгүй.

3. Хундын дүрэм - дэд түвшний дотор электронууд эхлээд чөлөөт орбиталуудыг (нэг нэгээр нь) дүүргэж, зөвхөн дараа нь электрон хос үүсгэдэг.

Электрон түвшний (эсвэл электрон давхарга дахь) электронуудын нийт тоо 2 байна n 2 .

Дэд түвшний энергийн хуваарилалтыг дараах байдлаар илэрхийлнэ (энергийг нэмэгдүүлэх дарааллаар):

1с, 2с, 2х, 3с, 3х, 4с, 3г, 4х, 5с, 4г, 5х, 6с, 4е, 5г, 6х, 7с, 5е, 6г, 7х ...

Харааны хувьд энэ дарааллыг эрчим хүчний диаграмаар илэрхийлнэ.

Атомын электронуудын түвшин, дэд түвшин, орбиталаар хуваарилалтыг (атомын цахим тохиргоо) электрон томъёо, энергийн диаграм, эсвэл энгийнээр хэлбэл электрон давхаргын диаграмм ("цахим диаграмм") хэлбэрээр дүрсэлж болно. .

Атомын электрон бүтцийн жишээ:

Валент электронууд- химийн холбоо үүсгэхэд оролцож болох атомын электронууд. Аливаа атомын хувьд эдгээр нь гаднах бүх электронууд ба гаднахаас илүү энергитэй өмнөх гадаад электронууд юм. Жишээ нь: Са атом нь 4 гадаад электронтой с 2, тэдгээр нь мөн валент; Fe атом нь гадаад электронтой - 4 с 2 гэхдээ түүнд 3 байна г 6, иймээс төмрийн атом нь 8 валентын электронтой. Кальцийн атомын валентын электрон томъёо нь 4 байна с 2, төмрийн атомууд - 4 с 2 3г 6 .

Д.И.Менделеевийн химийн элементүүдийн үечилсэн систем
(химийн элементүүдийн байгалийн систем)

Химийн элементүүдийн үечилсэн хууль(орчин үеийн томъёолол): химийн элементүүдийн шинж чанар, түүнчлэн энгийн ба нарийн төвөгтэй бодисуудТэдгээрээс үүссэн , атомын цөмөөс үүсэх цэнэгийн утгаас үе үе хамааралтай байдаг.

Тогтмол систем- үечилсэн хуулийн график илэрхийлэл.

Химийн элементүүдийн байгалийн хүрээ- атомын цөм дэх протоны тооны өсөлтөөс хамааран хэд хэдэн химийн элементүүд, эсвэл эдгээр атомуудын цөмүүдийн цэнэгийн өсөлтөөс хамаарч байрладаг. Энэ цувралын элементийн серийн дугаар нь энэ элементийн аль ч атомын цөм дэх протоны тоотой тэнцүү байна.

Химийн элементүүдийн хүснэгтийг байгалийн цуврал химийн элементүүдийг "зүсэх" замаар бүтээдэг үеүүд(хүснэгтийн хэвтээ эгнээ) ба бүлэглэл (хүснэгтийн босоо багана) атомын электрон бүтэцтэй ижил төстэй элементүүд.

Элементүүдийг бүлэгт хэрхэн нэгтгэж байгаагаас хамааран хүснэгт нь байж болно урт хугацаа(ижил тоо, төрлийн валентийн электронтой элементүүдийг бүлэгт цуглуулдаг) ба богино хугацааны(ижил тооны валентийн электронтой элементүүдийг бүлэгт цуглуулдаг).

Богино хугацааны хүснэгтийн бүлгүүдийг дэд бүлгүүдэд хуваадаг ( голТэгээд сөрөг нөлөө), урт хугацааны хүснэгтийн бүлгүүдтэй давхцаж байна.

Нэг үеийн элементийн бүх атомууд нь тухайн үеийн тоотой тэнцүү тооны электрон давхаргатай байдаг.

Үе дэх элементүүдийн тоо: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Наймдугаар үеийн ихэнх элементүүдийг зохиомлоор олж авсан бөгөөд энэ үеийн сүүлчийн элементүүдийг нийлэгжүүлээгүй байна. Эхний үеээс бусад бүх үе нь шүлтлэг металл үүсгэгч элементээр (Li, Na, K гэх мэт) эхэлж, язгуур хий үүсгэгч элементээр (He, Ne, Ar, Kr гэх мэт) төгсдөг.

Богино хугацааны хүснэгтэд тус бүр нь хоёр дэд бүлэгт (үндсэн ба хоёрдогч) хуваагддаг найман бүлэг, урт хугацааны хүснэгтэд ром тоогоор А эсвэл В үсгээр дугаарлагдсан арван зургаан бүлэг, жишээлбэл: IA, IIIB, VIA, VIIB. Урт хугацааны хүснэгтийн IA бүлэг нь богино хугацааны хүснэгтийн эхний бүлгийн үндсэн дэд бүлэгтэй тохирч байна; VIIB бүлэг - долоо дахь бүлгийн хоёрдогч дэд бүлэг: үлдсэн хэсэг нь ижил төстэй.

Химийн элементүүдийн шинж чанар нь бүлгүүд болон хугацаандаа байгалийн жамаар өөрчлөгддөг.

Үе үе (серийн дугаар нэмэгдэх тусам)

• цөмийн цэнэг нэмэгддэг
• гадаад электронуудын тоо нэмэгдэж,
• атомын радиус багасч,
• электронуудын цөмтэй холбох хүч нэмэгддэг (иончлолын энерги),
• цахилгаан сөрөг чанар нэмэгддэг.
• энгийн бодисын исэлдүүлэх шинж чанарыг сайжруулдаг ("металл бус"),
• энгийн бодисын бууруулах шинж чанар ("металл чанар") суларч,
• гидроксидын үндсэн шинж чанарыг сулруулж, холбогдох исэлдлүүд,
• гидроксид ба холбогдох ислийн хүчиллэг чанар нэмэгддэг.

Бүлэгт (серийн дугаар нэмэгдэж)

• цөмийн цэнэг нэмэгддэг
• атомын радиус нэмэгддэг (зөвхөн А бүлэгт);
• электрон ба цөм хоорондын холболтын хүч буурдаг (иончлолын энерги; зөвхөн А бүлэгт);
• цахилгаан сөрөг чанар буурдаг (зөвхөн А бүлэгт);
• энгийн бодисын исэлдүүлэх шинж чанарыг сулруулдаг ("металл бус"; зөвхөн А бүлэгт);
• энгийн бодисын бууруулах шинж чанарыг сайжруулдаг ("металл чанар"; зөвхөн А бүлэгт);
• гидроксидын үндсэн шинж чанар ба холбогдох исэлүүд нэмэгддэг (зөвхөн А бүлэгт);
• гидроксидын хүчиллэг шинж чанар ба холбогдох исэлүүд сулардаг (зөвхөн А бүлэгт);
• устөрөгчийн нэгдлүүдийн тогтвортой байдал буурдаг (тэдгээрийн бууралтын идэвхжил нэмэгддэг; зөвхөн А бүлэгт).

"Сэдэв 9. "Атомын бүтэц" сэдвээр даалгавар, тест. Д.И.Менделеевийн химийн элементүүдийн үечилсэн хууль ба үечилсэн систем (PSCE)".

• Тогтмол хууль - Атомын үечилсэн хууль ба бүтэц 8-9-р анги
  Та мэдэх ёстой: орбиталуудыг электроноор дүүргэх хуулиуд (хамгийн бага энергийн зарчим, Паулигийн зарчим, Хундын дүрэм), элементүүдийн үечилсэн системийн бүтэц.

  Та дараах чадвартай байх ёстой: үечилсэн систем дэх элементийн байрлалаар атомын найрлагыг тодорхойлох, мөн эсрэгээр, түүний найрлагыг мэддэг үечилсэн систем дэх элементийг олох; бүтцийн диаграмм, атом, ионы электрон тохиргоог дүрсэлж, эсрэгээр нь схем болон электрон тохиргооноос PSCE дахь химийн элементийн байрлалыг тодорхойлох; Элемент, түүний үүсгэсэн бодисыг БГБХБ-д байр сууриа харгалзан тодорхойлох; атомын радиус, химийн элементүүдийн шинж чанар, тэдгээрийн үүсэх бодисын нэг үе, үечилсэн системийн нэг үндсэн дэд бүлгийн өөрчлөлтийг тодорхойлох.

  Жишээ 1Гурав дахь электрон түвшний тойрог замын тоог тодорхойлно. Эдгээр орбиталууд юу вэ?
  Орбиталуудын тоог тодорхойлохын тулд бид томъёог ашиглана Нтойрог замууд = n 2, хаана n- түвшний тоо. НОрбиталууд = 3 2 = 9. Нэг 3 с-, гурав 3 х- ба тав 3 г- тойрог замууд.

  Жишээ 2Аль элементийн атом электрон томьёо 1 байгааг тодорхойл с 2 2с 2 2х 6 3с 2 3х 1 .
  Энэ нь аль элемент болохыг тодорхойлохын тулд атом дахь электронуудын нийт тоотой тэнцүү серийн дугаарыг олж мэдэх хэрэгтэй. Энэ тохиолдолд: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Энэ нь хөнгөн цагаан юм.

  Танд хэрэгтэй бүх зүйл сурсан эсэхийг шалгасны дараа даалгавраа үргэлжлүүлээрэй. Бид танд амжилт хүсье.

  
  Санал болгож буй уран зохиол:
  • О.С.Габриелян болон бусад.Хими, 11-р анги. М., Bustard, 2002;
  • Г.Е.Рудзитис, Ф.Г.Фельдман. Хими 11 эс. М., Боловсрол, 2001.