การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

ค้นหาวิธีการเขียน สูตรอิเล็กทรอนิกส์องค์ประกอบทางเคมี คำถามนี้มีความสำคัญและเกี่ยวข้อง เนื่องจากไม่ได้ให้แนวคิดเกี่ยวกับโครงสร้างเท่านั้น แต่ยังรวมถึงคุณสมบัติทางกายภาพและทางเคมีของอะตอมที่เป็นปัญหาด้วย

กฎการรวบรวม

ในการเขียนสูตรกราฟิกและอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีจำเป็นต้องมีแนวคิดเกี่ยวกับทฤษฎีโครงสร้างของอะตอม เริ่มต้นด้วยองค์ประกอบหลักสองส่วนของอะตอม: นิวเคลียสและอิเล็กตรอนเชิงลบ นิวเคลียสประกอบด้วยนิวตรอนซึ่งไม่มีประจุ เช่นเดียวกับโปรตอนซึ่งมีประจุบวก

ในการโต้เถียงถึงวิธีการเขียนและกำหนดสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมี เราทราบว่าในการหาจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส จำเป็นต้องใช้ระบบธาตุของ Mendeleev

จำนวนของธาตุตามลำดับสอดคล้องกับจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส จำนวนคาบที่อะตอมตั้งอยู่นั้นแสดงลักษณะจำนวนชั้นพลังงานที่อิเล็กตรอนอยู่

ในการหาจำนวนนิวตรอนที่ไม่มีประจุไฟฟ้า จำเป็นต้องลบเลขประจำของมัน (จำนวนโปรตอน) ออกจากมวลสัมพัทธ์ของอะตอมของธาตุ

คำแนะนำ

เพื่อให้เข้าใจวิธีการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมี ให้พิจารณากฎสำหรับการเติมระดับย่อยด้วยอนุภาคเชิงลบ ซึ่งคิดค้นโดย Klechkovsky

ขึ้นอยู่กับปริมาณของพลังงานอิสระที่ออร์บิทัลอิสระมี ซีรีส์จะถูกวาดขึ้นซึ่งแสดงลักษณะลำดับของการเติมระดับด้วยอิเล็กตรอน

ออร์บิทัลแต่ละวงมีอิเล็กตรอนเพียงสองตัว ซึ่งเรียงตัวกันแบบหมุนขนานกัน

เพื่อแสดงโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอน จะใช้สูตรกราฟิก สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีมีลักษณะอย่างไร? จะสร้างตัวเลือกกราฟิกได้อย่างไร คำถามเหล่านี้รวมอยู่ในหลักสูตรเคมีของโรงเรียน ดังนั้นเราจะพูดถึงรายละเอียดเพิ่มเติม

มีเมทริกซ์ (พื้นฐาน) บางอย่างที่ใช้เมื่อรวบรวมสูตรกราฟิก s-orbital มีลักษณะเป็นเซลล์ควอนตัมเพียงเซลล์เดียวซึ่งมีอิเล็กตรอนสองตัวอยู่ตรงข้ามกัน พวกมันถูกระบุด้วยกราฟิกด้วยลูกศร สำหรับ p ออร์บิทัล จะแสดงภาพเซลล์สามเซลล์ แต่ละเซลล์มีอิเล็กตรอนสองตัว อิเล็กตรอนสิบตัวอยู่บนออร์บิทัล d และ f เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนสิบสี่ตัว

ตัวอย่างการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์

เรามาคุยกันต่อเกี่ยวกับวิธีสร้างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมี ตัวอย่างเช่น คุณต้องสร้างสูตรกราฟิกและอิเล็กทรอนิกส์สำหรับธาตุแมงกานีส อันดับแรก เรากำหนดตำแหน่งขององค์ประกอบนี้ในระบบธาตุ มีเลขอะตอม 25 ดังนั้นในอะตอมจึงมีอิเล็กตรอน 25 ตัว แมงกานีสเป็นองค์ประกอบ ช่วงที่สี่ดังนั้นจึงมีสี่ระดับพลังงาน

จะเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีได้อย่างไร? เราเขียนเครื่องหมายขององค์ประกอบรวมทั้งเลขลำดับของมัน โดยใช้กฎของ Klechkovsky เรากระจายอิเล็กตรอนไปตามระดับพลังงานและระดับย่อย เราจัดเรียงตามลำดับในระดับที่หนึ่ง สอง และสาม โดยใส่อิเล็กตรอนสองตัวในแต่ละเซลล์

จากนั้นเราก็รวมเข้าด้วยกันได้ 20 ชิ้น สามระดับเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนอย่างสมบูรณ์และมีเพียงห้าอิเล็กตรอนเท่านั้นที่ยังคงอยู่ในระดับที่สี่ เมื่อพิจารณาว่าออร์บิทัลแต่ละประเภทมีพลังงานสำรองของตัวเอง เราจึงกระจายอิเล็กตรอนที่เหลือไปยังระดับย่อย 4s และ 3d เป็นผลให้สูตรกราฟิกอิเล็กตรอนสำเร็จรูปสำหรับอะตอมแมงกานีสมีรูปแบบดังต่อไปนี้:

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

ค่าจริง

ด้วยความช่วยเหลือของสูตรกราฟิกอิเล็กตรอน คุณจะเห็นจำนวนของอิเล็กตรอนอิสระ (ไม่มีคู่) ที่กำหนดความจุขององค์ประกอบทางเคมีที่กำหนดได้อย่างชัดเจน

เรานำเสนออัลกอริธึมการดำเนินการทั่วไปด้วยความช่วยเหลือซึ่งคุณสามารถเขียนสูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมใด ๆ ที่อยู่ในตารางธาตุ

ขั้นตอนแรกคือการกำหนดจำนวนอิเล็กตรอนโดยใช้ตารางธาตุ เลขงวดระบุจำนวนระดับพลังงาน

การอยู่ในกลุ่มใดกลุ่มหนึ่งนั้นสัมพันธ์กับจำนวนอิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานภายนอก ระดับต่างๆ จะแบ่งออกเป็นระดับย่อยๆ ซึ่งกรอกตามกฎของ Klechkovsky

บทสรุป

เพื่อกำหนดความสามารถความจุขององค์ประกอบทางเคมีใด ๆ ที่อยู่ในตารางธาตุ จำเป็นต้องสร้างสูตรกราฟิกอิเล็กตรอนของอะตอม อัลกอริทึมที่ให้ไว้ข้างต้นจะช่วยให้คุณสามารถรับมือกับงานเพื่อกำหนดสารเคมีที่เป็นไปได้และ คุณสมบัติทางกายภาพอะตอม.

อิเล็กตรอน

แนวคิดของอะตอมเกิดขึ้นในโลกยุคโบราณเพื่อแสดงถึงอนุภาคของสสาร ในภาษากรีก อะตอม แปลว่า "แบ่งแยกไม่ได้"

นักฟิสิกส์ชาวไอริช Stoney จากการทดลองได้ข้อสรุปว่ากระแสไฟฟ้าถูกนำพาโดยอนุภาคที่เล็กที่สุดที่มีอยู่ในอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีทั้งหมด ในปี พ.ศ. 2434 สโตนีย์เสนอให้เรียกอนุภาคเหล่านี้ว่าอิเล็กตรอน ซึ่งในภาษากรีกแปลว่า "อำพัน" ไม่กี่ปีหลังจากที่อิเล็กตรอนได้ชื่อ โจเซฟ ทอมสัน นักฟิสิกส์ชาวอังกฤษ และฌอง แปร์ริน นักฟิสิกส์ชาวฝรั่งเศส ได้พิสูจน์ว่าอิเล็กตรอนมีประจุลบ นี่คือประจุลบที่เล็กที่สุดซึ่งในทางเคมีถือเป็นหน่วย (-1) ทอมสันยังสามารถกำหนดความเร็วของอิเล็กตรอนได้ (ความเร็วของอิเล็กตรอนในวงโคจรแปรผกผันกับหมายเลขวงโคจร n รัศมีของวงโคจรเพิ่มขึ้นตามสัดส่วนกำลังสองของวงโคจรในวงโคจรแรกของไฮโดรเจน อะตอม (n=1; Z=1) ความเร็วคือ ≈ 2.2 106 m / c นั่นคือน้อยกว่าความเร็วแสงประมาณร้อยเท่า c=3 108 m/s) และมวลของอิเล็กตรอน ( น้อยกว่ามวลของอะตอมไฮโดรเจนเกือบ 2,000 เท่า)

สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอม

สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอมคือ ชุดข้อมูลเกี่ยวกับพลังงานของอิเล็กตรอนเฉพาะและพื้นที่ที่มันตั้งอยู่. อิเล็กตรอนในอะตอมไม่มีวิถีการเคลื่อนที่ กล่าวคือ มีเพียงสิ่งเดียวเท่านั้นที่สามารถพูดถึงได้ ความน่าจะเป็นที่จะพบมันในช่องว่างรอบนิวเคลียส.

มันสามารถอยู่ในส่วนใดก็ได้ของช่องว่างรอบนิวเคลียส และจำนวนรวมของตำแหน่งต่างๆ ของมันถือเป็นเมฆอิเล็กตรอนที่มีความหนาแน่นของประจุลบ โดยเปรียบเทียบแล้วสามารถจินตนาการได้ดังนี้: หากสามารถถ่ายภาพตำแหน่งของอิเล็กตรอนในอะตอมในหนึ่งร้อยหรือหนึ่งในล้านของวินาทีได้เช่นเดียวกับในการถ่ายภาพเสร็จ อิเล็กตรอนในภาพถ่ายดังกล่าวจะถูกแสดงเป็นจุด การซ้อนภาพจำนวนนับไม่ถ้วนจะทำให้ได้ภาพของเมฆอิเล็กตรอนที่มีความหนาแน่นสูงสุด ซึ่งจะมีจุดเหล่านี้อยู่มากที่สุด

ช่องว่างรอบนิวเคลียสของอะตอมซึ่งมีโอกาสพบอิเล็กตรอนได้มากที่สุดเรียกว่าออร์บิทัล ประกอบด้วยประมาณ 90% อี-คลาวด์และนั่นหมายความว่าประมาณ 90% ของเวลาที่อิเล็กตรอนอยู่ในอวกาศส่วนนี้ โดดเด่นด้วยรูปทรง 4 ประเภทของวงโคจรที่รู้จักในปัจจุบันซึ่งแสดงด้วยภาษาละติน ตัวอักษร s, p, d และ f. ภาพกราฟฟิควงโคจรของอิเล็กตรอนบางรูปแบบแสดงอยู่ในรูป

ลักษณะที่สำคัญที่สุดของการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนในวงโคจรหนึ่งๆ คือ พลังงานของการเชื่อมต่อกับนิวเคลียส. อิเล็กตรอนที่มีค่าพลังงานใกล้เคียงกันก่อตัวเป็นชั้นอิเล็กตรอนเดี่ยวหรือระดับพลังงาน ระดับพลังงานจะถูกนับโดยเริ่มจากนิวเคลียส - 1, 2, 3, 4, 5, 6 และ 7

จำนวนเต็ม n ซึ่งแสดงถึงจำนวนของระดับพลังงาน เรียกว่าเลขควอนตัมหลัก มันแสดงลักษณะพลังงานของอิเล็กตรอนในระดับพลังงานที่กำหนด อิเล็กตรอนในระดับพลังงานแรกซึ่งอยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะมีพลังงานต่ำที่สุดเมื่อเทียบกับอิเล็กตรอนในระดับแรก อิเล็กตรอนในระดับถัดไปจะมีพลังงานจำนวนมาก ดังนั้น อิเล็กตรอนในระดับชั้นนอกจึงถูกยึดเหนี่ยวอย่างแน่นหนาน้อยที่สุดกับนิวเคลียสของอะตอม

จำนวนอิเล็กตรอนที่ใหญ่ที่สุดในระดับพลังงานถูกกำหนดโดยสูตร:

ยังไม่มีข้อความ = 2n2,

โดยที่ N คือจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุด n คือหมายเลขระดับหรือหมายเลขควอนตัมหลัก ดังนั้น ระดับพลังงานแรกที่ใกล้กับนิวเคลียสจึงบรรจุอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว ในวินาที - ไม่เกิน 8; ในวันที่สาม - ไม่เกิน 18; ในวันที่สี่ - ไม่เกิน 32

เริ่มจากระดับพลังงานที่สอง (n = 2) แต่ละระดับแบ่งออกเป็นระดับย่อย (ชั้นย่อย) ซึ่งแตกต่างกันบ้างในพลังงานที่ยึดเหนี่ยวกับนิวเคลียส จำนวนของระดับย่อยจะเท่ากับค่าของเลขควอนตัมหลัก: ระดับพลังงานแรกมีหนึ่งระดับย่อย ที่สอง - สอง; สาม - สาม; สี่ - สี่ระดับย่อย. ในทางกลับกันระดับย่อยนั้นเกิดจากออร์บิทัล แต่ละค่าn สอดคล้องกับจำนวนออร์บิทัลเท่ากับ n

ระดับย่อยมักจะแสดงแทน ด้วยตัวอักษรละตินเช่นเดียวกับรูปร่างของวงโคจรที่ประกอบด้วย: s, p, d, f.

โปรตอนและนิวตรอน

อะตอมของธาตุเคมีใด ๆ เปรียบได้กับสิ่งเล็ก ๆ ระบบสุริยะ. ดังนั้นจึงเรียกแบบจำลองอะตอมที่เสนอโดยอี. รัทเทอร์ฟอร์ด ดาวเคราะห์.

นิวเคลียสของอะตอมซึ่งมวลทั้งหมดของอะตอมมีความเข้มข้นประกอบด้วยอนุภาคสองประเภท - โปรตอนและนิวตรอน.

โปรตอนมีประจุเท่ากับประจุของอิเล็กตรอน แต่ตรงกันข้ามในเครื่องหมาย (+1) และมีมวลเท่ากับมวลของอะตอมไฮโดรเจน (เป็นที่ยอมรับในทางเคมีว่าเป็นหน่วย) นิวตรอนไม่มีประจุ พวกมันเป็นกลางและมีมวลเท่ากับโปรตอน

โปรตอนและนิวตรอนเรียกรวมกันว่านิวคลีออน (จากภาษาละติน นิวเคลียส - นิวเคลียส) ผลรวมของจำนวนโปรตอนและนิวตรอนในอะตอมเรียกว่า เลขมวล. ตัวอย่างเช่น เลขมวลของอะตอมอะลูมิเนียม:

13 + 14 = 27

จำนวนโปรตอน 13 จำนวนนิวตรอน 14 เลขมวล 27

เนื่องจากมวลของอิเล็กตรอนซึ่งมีเพียงเล็กน้อยสามารถถูกละเลยได้ จึงเห็นได้ชัดว่ามวลทั้งหมดของอะตอมนั้นกระจุกตัวอยู่ในนิวเคลียส อิเล็กตรอนเป็นตัวแทนของ e -

เพราะว่าอะตอม เป็นกลางทางไฟฟ้าเห็นได้ชัดว่าจำนวนโปรตอนและอิเล็กตรอนในอะตอมเท่ากัน มันเท่ากับหมายเลขซีเรียลขององค์ประกอบทางเคมีที่กำหนดให้กับระบบธาตุ มวลของอะตอมประกอบด้วยมวลของโปรตอนและนิวตรอน เมื่อทราบเลขลำดับของธาตุ (Z) เช่น จำนวนโปรตอนและเลขมวล (A) เท่ากับผลรวมของจำนวนโปรตอนและนิวตรอน คุณสามารถหาจำนวนนิวตรอน (N) ได้โดยใช้ สูตร:

N=A-Z

ตัวอย่างเช่น จำนวนนิวตรอนในอะตอมของเหล็กคือ:

56 — 26 = 30

ไอโซโทป

เรียกอะตอมของธาตุชนิดเดียวกันซึ่งมีประจุนิวเคลียร์เท่ากันแต่เลขมวลต่างกัน ไอโซโทป. องค์ประกอบทางเคมีที่พบในธรรมชาติเป็นส่วนผสมของไอโซโทป ดังนั้น คาร์บอนจึงมีสามไอโซโทปที่มีมวล 12, 13, 14; ออกซิเจน - สามไอโซโทปที่มีมวล 16, 17, 18 เป็นต้น มวลอะตอมสัมพัทธ์ขององค์ประกอบทางเคมีที่มักจะกำหนดในระบบธาตุคือค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของส่วนผสมตามธรรมชาติของไอโซโทปของธาตุที่กำหนด คำนึงถึงเนื้อหาที่เกี่ยวข้องในธรรมชาติ คุณสมบัติทางเคมีไอโซโทปขององค์ประกอบทางเคมีส่วนใหญ่เหมือนกันทุกประการ อย่างไรก็ตาม ไอโซโทปของไฮโดรเจนมีคุณสมบัติแตกต่างกันอย่างมากเนื่องจากมวลอะตอมสัมพัทธ์ของพวกมันเพิ่มขึ้นอย่างมากเท่าตัว พวกเขาได้รับแม้กระทั่งชื่อบุคคลและสัญลักษณ์ทางเคมี

องค์ประกอบของช่วงแรก

โครงร่างโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมไฮโดรเจน:

แบบแผนของโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนเหนือชั้นทางอิเล็กทรอนิกส์ (ระดับพลังงาน)

สูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิกของอะตอมไฮโดรเจน (แสดงการกระจายของอิเล็กตรอนเหนือระดับพลังงานและระดับย่อย):

สูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายของอิเล็กตรอน ไม่เพียงแต่ในระดับและระดับย่อยเท่านั้น แต่ยังอยู่ในวงโคจรด้วย

ในอะตอมของฮีเลียมชั้นอิเล็กตรอนแรกจะเสร็จสมบูรณ์ - มีอิเล็กตรอน 2 ตัว ไฮโดรเจนและฮีเลียมเป็นองค์ประกอบ s; สำหรับอะตอมเหล่านี้ s-orbital จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

องค์ประกอบทั้งหมดของช่วงที่สอง ชั้นอิเล็กตรอนแรกถูกเติม, และอิเล็กตรอนจะเติม s- และ p-ออร์บิทัลของชั้นอิเล็กตรอนที่สองตามหลักการพลังงานน้อยที่สุด (s แรก และ p) และกฎของ Pauli และ Hund

ในอะตอมของนีออนชั้นอิเล็กตรอนที่สองจะเสร็จสมบูรณ์ - มีอิเล็กตรอน 8 ตัว

สำหรับอะตอมของธาตุในยุคที่สาม ชั้นอิเล็กตรอนที่หนึ่งและที่สองจะเสร็จสมบูรณ์ ดังนั้นชั้นอิเล็กตรอนที่สามจึงถูกเติมเต็ม ซึ่งอิเล็กตรอนสามารถครอบครองชั้นย่อย 3s-, 3p- และ 3d

การโคจรของอิเล็กตรอน 3s เสร็จสมบูรณ์ที่อะตอมของแมกนีเซียม Na และ Mg เป็นองค์ประกอบ s

สำหรับอะลูมิเนียมและธาตุที่ตามมา ระดับย่อย 3p จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

องค์ประกอบของช่วงเวลาที่สามมีวงโคจร 3 มิติที่ไม่ได้บรรจุ

องค์ประกอบทั้งหมดจาก Al ถึง Ar เป็นองค์ประกอบ p องค์ประกอบ s- และ p เป็นกลุ่มย่อยหลักในระบบธาตุ

องค์ประกอบของช่วงเวลาที่สี่ - เจ็ด

ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ปรากฏขึ้นที่อะตอมของโพแทสเซียมและแคลเซียม ระดับย่อย 4s จึงถูกเติมเต็ม เนื่องจากมีพลังงานน้อยกว่าระดับย่อย 3 มิติ

K, Ca - องค์ประกอบ s รวมอยู่ในกลุ่มย่อยหลัก สำหรับอะตอมตั้งแต่ Sc ถึง Zn ระดับย่อย 3 มิติจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน นี่คือองค์ประกอบ 3 มิติ พวกมันรวมอยู่ในกลุ่มย่อยทุติยภูมิ พวกมันมีชั้นอิเล็กตรอนก่อนภายนอกเต็มอยู่ พวกมันถูกเรียกว่าธาตุทรานซิชัน

ให้ความสนใจกับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมโครเมียมและทองแดง ในนั้น "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจาก 4s- ถึง 3d-sublevel เกิดขึ้น ซึ่งอธิบายได้จากความเสถียรของพลังงานที่มากขึ้นของการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่เป็นผลลัพธ์ 3d 5 และ 3d 10:

ในอะตอมของสังกะสีชั้นอิเล็กตรอนที่สามจะเสร็จสมบูรณ์ - ระดับย่อย 3s, 3p และ 3d ทั้งหมดถูกเติมลงไปทั้งหมดมีอิเล็กตรอนทั้งหมด 18 ตัว ในธาตุที่ต่อจากสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ยังคงถูกเติมเต็ม ซึ่งเป็นชั้นย่อย 4p

องค์ประกอบจาก Ga ถึง Kr เป็นองค์ประกอบ p

ชั้นนอก (ที่สี่) ของอะตอมคริปทอนมีอิเล็กตรอนครบ 8 ตัว แต่มีอิเล็กตรอนเพียง 32 ตัวในชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ ระดับย่อย 4d- และ 4f ของอะตอมคริปทอนยังคงไม่เต็ม องค์ประกอบของคาบที่ 5 กำลังเติมระดับย่อยตามลำดับต่อไปนี้: 5s - 4d - 5p และยังมีข้อยกเว้นที่เกี่ยวข้องกับ " ความล้มเหลว» อิเล็กตรอน y 41 Nb 42 Mo 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag

ในช่วงที่หกและเจ็ด องค์ประกอบ f จะปรากฏขึ้น เช่น องค์ประกอบที่เติมระดับย่อย 4f- และ 5f ของเลเยอร์อิเล็กทรอนิกส์ภายนอกที่สามตามลำดับ

ธาตุ 4f เรียกว่าแลนทาไนด์

ธาตุ 5f เรียกว่าแอกทิไนด์

ลำดับของการเติมระดับย่อยทางอิเล็กทรอนิกส์ในอะตอมของธาตุในช่วงที่หก: 55 Cs และ 56 Ba - 6s-elements; 57 ลา … 6s 2 5d x - องค์ประกอบ 5d; 58 Ce - 71 Lu - 4f องค์ประกอบ; 72 Hf - 80 Hg - องค์ประกอบ 5d; 81 T1 - 86 Rn - องค์ประกอบ 6d แต่ที่นี่มีองค์ประกอบที่ลำดับการบรรจุของวงโคจรอิเล็กทรอนิกส์นั้น "ละเมิด" ซึ่งตัวอย่างเช่นเกี่ยวข้องกับความเสถียรของพลังงานที่มากขึ้นของระดับย่อย f ครึ่งหนึ่งและเติมเต็มอย่างสมบูรณ์เช่น nf 7 และ nf 14 ขึ้นอยู่กับระดับย่อยของอะตอมที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบทั้งหมดจะถูกแบ่งออกเป็นสี่ตระกูลอิเล็กทรอนิกส์หรือบล็อก:

• s-องค์ประกอบ. s-sublevel ของชั้นนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบ s ได้แก่ ไฮโดรเจน ฮีเลียม และองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม I และ II

• p-องค์ประกอบ. p-sublevel ของชั้นนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบ p รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม III-VIII

• d-องค์ประกอบ. d-sublevel ของระดับก่อนภายนอกของอะตอมนั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบ d รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยทุติยภูมิของกลุ่ม I-VIII เช่น องค์ประกอบของอธิกวารทศวรรษของช่วงเวลาขนาดใหญ่ที่อยู่ระหว่างองค์ประกอบ s- และ p พวกเขาเรียกอีกอย่างว่าองค์ประกอบการเปลี่ยนแปลง

• องค์ประกอบ f. f-sublevel ของระดับภายนอกที่สามของอะตอมนั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน เหล่านี้รวมถึงแลนทาไนด์และแอนตินอยด์

นักฟิสิกส์ชาวสวิส W. Pauli ในปีพ. ศ. 2468 ระบุว่าในอะตอมหนึ่งวงโคจรสามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัวที่มีสปินตรงข้าม (ตรงกันข้าม) (แปลจากภาษาอังกฤษ - "แกนหมุน") เช่น มีคุณสมบัติที่สามารถจินตนาการตามเงื่อนไขได้เช่น การหมุนของอิเล็กตรอนรอบแกนจินตภาพ: ตามเข็มนาฬิกาหรือทวนเข็มนาฬิกา

หลักการนี้เรียกว่า หลักการของเพาลี. หากมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัวในวงโคจรก็จะเรียกว่าไม่มีการจับคู่ หากมีสองตัวแสดงว่าเป็นอิเล็กตรอนคู่นั่นคืออิเล็กตรอนที่มีสปินตรงกันข้าม รูปแสดงไดอะแกรมของการแบ่งระดับพลังงานเป็นระดับย่อยและลำดับที่เติม

บ่อยครั้งที่โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมถูกอธิบายโดยใช้พลังงานหรือเซลล์ควอนตัม - พวกเขาเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์กราฟิกที่เรียกว่า สำหรับเร็กคอร์ดนี้ จะใช้สัญลักษณ์ต่อไปนี้: แต่ละเซลล์ควอนตัมจะแสดงด้วยเซลล์ที่สอดคล้องกับหนึ่งออร์บิทัล อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะถูกระบุด้วยลูกศรที่สอดคล้องกับทิศทางของการหมุน เมื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิก ควรจำกฎสองข้อ: หลักการของ Pauli และกฎของ F. Hundตามที่อิเล็กตรอนครอบครองเซลล์อิสระ เซลล์แรกทีละเซลล์และในเวลาเดียวกันมีค่าสปินเท่ากัน จากนั้นจึงจับคู่ แต่สปินตามหลักการของ Pauli จะถูกกำกับตรงกันข้ามแล้ว

กฎของ Hund และหลักการของ Pauli

กฎของ Hund- กฎของเคมีควอนตัมซึ่งกำหนดลำดับของการเติมวงโคจรของชั้นย่อยหนึ่ง ๆ และมีการกำหนดดังนี้: ค่ารวมของจำนวนอิเล็กตรอนของสปินควอนตัมของชั้นย่อยนี้ควรมีค่าสูงสุด คิดค้นโดยฟรีดริช ฮันต์ ในปี 1925

ซึ่งหมายความว่าในแต่ละออร์บิทัลของชั้นย่อย อิเล็กตรอนหนึ่งตัวจะถูกเติมก่อน และหลังจากที่ออร์บิทัลที่ไม่ได้รับการเติมหมดลง อิเล็กตรอนตัวที่สองจะถูกเพิ่มเข้าไปในออร์บิทัลนี้ ในกรณีนี้ มีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีการหมุนจำนวนเต็มครึ่งหนึ่งของเครื่องหมายตรงกันข้ามในหนึ่งออร์บิทัล ซึ่งจับคู่กัน (ก่อตัวเป็นเมฆสองอิเล็กตรอน) และเป็นผลให้การหมุนทั้งหมดของออร์บิทัลกลายเป็นศูนย์

ถ้อยคำอื่น: ด้านล่างของพลังงานคือพจน์ของอะตอมซึ่งเป็นไปตามเงื่อนไขสองประการ

1. หลายหลากเป็นสูงสุด
2. เมื่อการคูณตรงกัน โมเมนตัมการโคจรทั้งหมด L จะสูงสุด

ลองวิเคราะห์กฎนี้โดยใช้ตัวอย่างการเติมวงโคจรของ p-sublevel หน้า- องค์ประกอบของช่วงที่สอง (นั่นคือจากโบรอนถึงนีออน (ในแผนภาพด้านล่าง เส้นแนวนอนระบุวงโคจร ลูกศรแนวตั้งระบุอิเล็กตรอน และทิศทางของลูกศรระบุทิศทางของการหมุน)

กฎของ Klechkovsky

กฎของ Klechkovsky -เมื่อจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในอะตอมเพิ่มขึ้น (ด้วยการเพิ่มประจุของนิวเคลียสหรือจำนวนลำดับขององค์ประกอบทางเคมี) ออร์บิทัลของอะตอมจะถูกสร้างขึ้นในลักษณะที่การปรากฏตัวของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลพลังงานสูงขึ้นอยู่กับ หมายเลขควอนตัมหลัก n และไม่ขึ้นกับหมายเลขควอนตัมอื่นๆ ทั้งหมด ตัวเลขรวมทั้งที่มาจาก l ในทางกายภาพ หมายความว่าในอะตอมที่มีลักษณะคล้ายไฮโดรเจน (ในกรณีที่ไม่มีแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอน) พลังงานในวงโคจรของอิเล็กตรอนจะถูกกำหนดโดยความห่างไกลเชิงพื้นที่ของความหนาแน่นของประจุอิเล็กตรอนจากนิวเคลียสเท่านั้น และไม่ขึ้นอยู่กับลักษณะการเคลื่อนที่ของมัน ในสนามของนิวเคลียส

กฎเชิงประจักษ์ของ Klechkovsky และลำดับของลำดับของลำดับพลังงานจริงที่ค่อนข้างขัดแย้งกันของออร์บิทัลปรมาณูที่เกิดขึ้นจากมันในสองกรณีประเภทเดียวกันเท่านั้น: สำหรับอะตอม Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au มี "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอนที่มี s - sublevel ของชั้นนอกถึง d-sublevel ของชั้นก่อนหน้าซึ่งนำไปสู่สถานะของอะตอมที่เสถียรมากขึ้นคือ: หลังจากเติมวงโคจร 6 ด้วยสอง อิเล็กตรอน ส

อัลกอริทึมสำหรับการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบ:

1. กำหนดจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมโดยใช้ตารางธาตุเคมี D.I. เมนเดเลเยฟ.

2. ตามจำนวนรอบระยะเวลาที่องค์ประกอบตั้งอยู่ ให้กำหนดจำนวนระดับพลังงาน จำนวนอิเล็กตรอนในระดับอิเล็กทรอนิกส์สุดท้ายตรงกับหมายเลขกลุ่ม

3. แบ่งระดับออกเป็นระดับย่อยและวงโคจรและเติมอิเล็กตรอนตามกฎสำหรับการเติมวงโคจร:

ต้องจำไว้ว่าระดับแรกมีอิเล็กตรอนสูงสุด 2 ตัว 1s2ในวินาที - สูงสุด 8 (สอง สและหก ร: 2s 2 2p 6) ในวันที่สาม - สูงสุด 18 (สอง สหก หน้าและสิบ d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• หมายเลขควอนตัมหลัก นควรให้น้อยที่สุด
• เติมก่อน เอส-ระดับย่อยแล้ว p-, d-b f-ระดับย่อย
• อิเล็กตรอนเติมออร์บิทัลตามลำดับพลังงานจากออร์บิทัลจากน้อยไปมาก (กฎของ Klechkovsky)
• ภายในระดับย่อย อิเล็กตรอนจะครอบครองออร์บิทัลอิสระก่อนทีละตัว และหลังจากนั้นพวกมันจะรวมกันเป็นคู่ (กฎของ Hund)
• มีอิเล็กตรอนไม่เกินสองตัวในหนึ่งออร์บิทัล (หลักการของ Pauli)

ตัวอย่าง.

1. เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของไนโตรเจน ไนโตรเจนเป็นเลข 7 ในตารางธาตุ

2. เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอาร์กอน ในตารางธาตุ อาร์กอนอยู่ที่เลข 18

1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6.

3. เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของโครเมียม ในตารางธาตุ โครเมียมคือหมายเลข 24

1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 น 6 3 วินาที 2 3 น 6 4 วินาที 1 3 มิติ 5

แผนภาพพลังงานของสังกะสี

4. เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของสังกะสี ในตารางธาตุ สังกะสีคือหมายเลข 30

1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2 3d 10

โปรดทราบว่าส่วนหนึ่งของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ได้แก่ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 คือสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอาร์กอน

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของสังกะสีสามารถแสดงเป็น

องค์ประกอบของอะตอม

อะตอมประกอบด้วย นิวเคลียสของอะตอมและ เปลือกอิเล็กตรอน.

นิวเคลียสของอะตอมประกอบด้วยโปรตอน ( พี +) และนิวตรอน ( น 0). อะตอมของไฮโดรเจนส่วนใหญ่มีนิวเคลียสของโปรตอนเดียว

จำนวนโปรตอน เอ็น(พี +) เท่ากับประจุนิวเคลียร์ ( Z) และเลขลำดับของธาตุในอนุกรมธรรมชาติของธาตุ (และในระบบธาตุตามคาบ)

เอ็น(หน้า +) = Z

ผลรวมของจำนวนนิวตรอน เอ็น(น 0) เขียนแทนด้วยตัวอักษร เอ็นและจำนวนโปรตอน Zเรียกว่า เลขมวลและมีเครื่องหมายกำกับไว้ด้วย ก.

ก = Z + เอ็น

เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมประกอบด้วยอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่รอบนิวเคลียส ( อี -).

จำนวนอิเล็กตรอน เอ็น(อี-) ในเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมที่เป็นกลางจะเท่ากับจำนวนโปรตอน Zที่แกนกลางของมัน

มวลของโปรตอนมีค่าประมาณเท่ากับมวลของนิวตรอนและ 1,840 เท่าของมวลของอิเล็กตรอน ดังนั้นมวลของอะตอมจึงเท่ากับมวลของนิวเคลียส

รูปร่างของอะตอมเป็นทรงกลม รัศมีของนิวเคลียสเล็กกว่ารัศมีของอะตอมประมาณ 100,000 เท่า

องค์ประกอบทางเคมี- ประเภทของอะตอม (ชุดของอะตอม) ที่มีประจุนิวเคลียร์เท่ากัน (มีจำนวนโปรตอนเท่ากันในนิวเคลียส)

ไอโซโทป- ชุดของอะตอมของธาตุหนึ่งที่มีจำนวนนิวตรอนเท่ากันในนิวเคลียส (หรืออะตอมชนิดหนึ่งที่มีจำนวนโปรตอนเท่ากันและจำนวนนิวตรอนเท่ากันในนิวเคลียส)

ไอโซโทปที่แตกต่างกันแตกต่างกันในจำนวนนิวตรอนในนิวเคลียสของอะตอม

การกำหนดอะตอมหรือไอโซโทปเดียว: (สัญลักษณ์องค์ประกอบ E) ตัวอย่างเช่น: .

โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอม

วงโคจรของอะตอมคือสถานะของอิเล็กตรอนในอะตอม สัญลักษณ์วงโคจร - . แต่ละออร์บิทัลสอดคล้องกับเมฆอิเล็กตรอน

วงโคจรของอะตอมจริงในสถานะพื้นดิน (ไม่ตื่นเต้น) มีสี่ประเภท: ส, หน้า, งและ ฉ.

คลาวด์อิเล็กทรอนิกส์- ส่วนของอวกาศที่สามารถพบอิเล็กตรอนด้วยความน่าจะเป็น 90 (หรือมากกว่า) เปอร์เซ็นต์

บันทึก: บางครั้งแนวคิดของ "อะตอมมิกออร์บิทัล" และ "เมฆอิเล็กตรอน" ไม่แตกต่างกัน โดยเรียกทั้งคู่ว่า "ออร์บิทัลของอะตอม"

เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมเป็นชั้นๆ ชั้นอิเล็กทรอนิกส์เกิดจากเมฆอิเล็กตรอนที่มีขนาดเท่ากัน วงโคจรของรูปแบบชั้นเดียว ระดับอิเล็กทรอนิกส์ ("พลังงาน")พลังงานของพวกมันเหมือนกันสำหรับอะตอมของไฮโดรเจน แต่ต่างกันสำหรับอะตอมอื่น

วงโคจรในระดับเดียวกันจะถูกจัดกลุ่มเป็น อิเล็กทรอนิกส์ (พลังงาน)ระดับย่อย:
ส- ระดับย่อย (ประกอบด้วยหนึ่ง ส-วงโคจร) สัญลักษณ์ - .
หน้าระดับย่อย (ประกอบด้วยสาม หน้า
งระดับย่อย (ประกอบด้วยห้า ง-วงโคจร) สัญลักษณ์ - .
ฉระดับย่อย (ประกอบด้วยเจ็ด ฉ-วงโคจร) สัญลักษณ์ - .

พลังงานของออร์บิทัลในระดับย่อยเดียวกันจะเท่ากัน

เมื่อกำหนดระดับย่อย จำนวนชั้น (ระดับอิเล็กทรอนิกส์) จะถูกเพิ่มลงในสัญลักษณ์ระดับย่อย เช่น: 2 ส, 3หน้า, 5งวิธี ส- ระดับย่อยของระดับที่สอง หน้า- ระดับย่อยของระดับที่สาม ง- ระดับย่อยของระดับที่ห้า

จำนวนระดับย่อยทั้งหมดในหนึ่งระดับจะเท่ากับจำนวนระดับ น. จำนวนออร์บิทัลทั้งหมดในหนึ่งระดับคือ น 2. ดังนั้น จำนวนทั้งหมดเมฆในชั้นเดียวก็เช่นกัน น 2 .

การกำหนด: - วงโคจรอิสระ (ไม่มีอิเล็กตรอน) - วงโคจรที่มีอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ - วงโคจรที่มีคู่อิเล็กตรอน (มีอิเล็กตรอนสองตัว)

ลำดับที่อิเล็กตรอนเติมในวงโคจรของอะตอมถูกกำหนดโดยกฎธรรมชาติสามข้อ (กำหนดสูตรอย่างง่าย):

1. หลักการของพลังงานน้อยที่สุด - อิเล็กตรอนเติมออร์บิทัลตามลำดับพลังงานที่เพิ่มขึ้นของออร์บิทัล

2. หลักการของ Pauli - มีอิเล็กตรอนไม่เกินสองตัวในหนึ่งออร์บิทัล

3. กฎของ Hund - ภายในระดับย่อย อิเล็กตรอนจะเติมออร์บิทัลอิสระก่อน (ทีละตัว) และหลังจากนั้นพวกมันจะสร้างคู่อิเล็กตรอน

จำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในระดับอิเล็กทรอนิกส์ (หรือในชั้นอิเล็กทรอนิกส์) คือ 2 น 2 .

การกระจายของระดับย่อยตามพลังงานจะแสดงต่อไป (ตามลำดับพลังงานที่เพิ่มขึ้น):

1ส, 2ส, 2หน้า, 3ส, 3หน้า, 4ส, 3ง, 4หน้า, 5ส, 4ง, 5หน้า, 6ส, 4ฉ, 5ง, 6หน้า, 7ส, 5ฉ, 6ง, 7หน้า ...

มองเห็นลำดับนี้แสดงโดยแผนภาพพลังงาน:

การกระจายตัวของอิเล็กตรอนของอะตอมตามระดับ ระดับย่อย และออร์บิทัล (การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม) สามารถแสดงเป็นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ แผนภาพพลังงาน หรือพูดง่ายๆ ก็คือ แผนภาพของชั้นอิเล็กทรอนิกส์ ("แผนภาพอิเล็กทรอนิกส์") .

ตัวอย่างโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม:

วาเลนซ์อิเล็กตรอน- อิเล็กตรอนของอะตอมที่สามารถมีส่วนร่วมในการสร้างพันธะเคมี สำหรับอะตอมใดๆ พวกนี้คืออิเลคตรอนชั้นนอกทั้งหมดบวกกับอิเลคตรอนชั้นนอกที่มีพลังงานมากกว่าอิเลคตรอนชั้นนอก ตัวอย่างเช่น อะตอมของ Ca มีอิเล็กตรอนวงนอก 4 ตัว ส 2 พวกเขายังมีวาเลนซ์ อะตอม Fe มีอิเล็กตรอนภายนอก - 4 ส 2 แต่เขามี 3 ง 6 ดังนั้นอะตอมของเหล็กจึงมีเวเลนต์อิเล็กตรอน 8 ตัว สูตรเวเลนซ์อิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแคลเซียมคือ 4 ส 2 และอะตอมของเหล็ก - 4 ส 2 3ง 6 .

ระบบธาตุเคมีของ D. I. Mendeleev
(ระบบธรรมชาติของธาตุเคมี)

กฎธาตุเคมีเป็นระยะ(สูตรที่ทันสมัย): คุณสมบัติขององค์ประกอบทางเคมีเช่นเดียวกับที่เรียบง่ายและ สารที่ซับซ้อนซึ่งเกิดจากพวกมันนั้นขึ้นอยู่กับค่าของประจุจากนิวเคลียสของอะตอมเป็นระยะ

ระบบธาตุ- การแสดงออกแบบกราฟิกของกฎหมายเป็นระยะ

องค์ประกอบทางเคมีตามธรรมชาติ- องค์ประกอบทางเคมีจำนวนหนึ่งจัดเรียงตามจำนวนโปรตอนที่เพิ่มขึ้นในนิวเคลียสของอะตอมหรืออะไรที่เหมือนกันตามการเพิ่มขึ้นของประจุของนิวเคลียสของอะตอมเหล่านี้ หมายเลขซีเรียลของธาตุในอนุกรมนี้เท่ากับจำนวนโปรตอนในนิวเคลียสของอะตอมใดๆ ของธาตุนี้

ตารางองค์ประกอบทางเคมีสร้างขึ้นโดยการ "ตัด" ชุดองค์ประกอบทางเคมีตามธรรมชาติเข้าไป ช่วงเวลา(แถวแนวนอนของตาราง) และการจัดกลุ่ม (คอลัมน์แนวตั้งของตาราง) ขององค์ประกอบที่มีโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมคล้ายกัน

ตารางสามารถขึ้นอยู่กับองค์ประกอบที่รวมกันเป็นกลุ่ม ระยะเวลานาน(องค์ประกอบที่มีจำนวนและชนิดของเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากันจะถูกรวบรวมเป็นกลุ่ม) และ ช่วงเวลาสั้น ๆ(ธาตุที่มีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากันจะถูกรวบรวมเป็นกลุ่ม)

กลุ่มของตารางระยะเวลาสั้นแบ่งออกเป็นกลุ่มย่อย ( หลักและ ผลข้างเคียง) ตรงกับกลุ่มของตารางคาบยาว

อะตอมของธาตุในคาบเดียวกันมีจำนวนชั้นอิเล็กตรอนเท่ากันเท่ากับจำนวนคาบ

จำนวนองค์ประกอบในช่วงเวลา: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32 องค์ประกอบส่วนใหญ่ของช่วงเวลาที่แปดได้มาจากการประดิษฐ์องค์ประกอบสุดท้ายของช่วงเวลานี้ยังไม่ได้รับการสังเคราะห์ ทุกช่วงเวลายกเว้นการเริ่มต้นครั้งแรกด้วยองค์ประกอบการขึ้นรูปโลหะอัลคาไล (Li, Na, K ฯลฯ) และสิ้นสุดด้วยองค์ประกอบการขึ้นรูปก๊าซมีตระกูล (He, Ne, Ar, Kr ฯลฯ)

ในตารางระยะเวลาสั้น - แปดกลุ่มซึ่งแต่ละกลุ่มแบ่งออกเป็นสองกลุ่มย่อย (หลักและรอง) ในตารางระยะเวลายาว - สิบหกกลุ่มซึ่งมีตัวเลขเป็นเลขโรมันด้วยตัวอักษร A หรือ B ตัวอย่างเช่น IA IIIB, VIA, VIIB กลุ่ม IA ของตารางระยะเวลายาวสอดคล้องกับกลุ่มย่อยหลักของกลุ่มแรกของตารางระยะเวลาสั้น กลุ่ม VIIB - กลุ่มย่อยรองของกลุ่มที่เจ็ด: ส่วนที่เหลือ - ในทำนองเดียวกัน

ลักษณะขององค์ประกอบทางเคมีจะเปลี่ยนไปตามกลุ่มและช่วงเวลาตามธรรมชาติ

ในช่วงเวลา (ด้วยหมายเลขซีเรียลที่เพิ่มขึ้น)

• ประจุนิวเคลียร์จะเพิ่มขึ้น
• จำนวนอิเล็กตรอนวงนอกเพิ่มขึ้น
• รัศมีของอะตอมลดลง
• แรงยึดเหนี่ยวของอิเล็กตรอนกับนิวเคลียสเพิ่มขึ้น (พลังงานไอออไนเซชัน)
• อิเล็กโทรเนกาติวิตีเพิ่มขึ้น
• คุณสมบัติออกซิเดชันที่เพิ่มขึ้น สารที่เรียบง่าย("อโลหะ"),
• คุณสมบัติการลดของสารธรรมดา ("ความเป็นโลหะ") ลดลง
• ทำให้ลักษณะพื้นฐานของไฮดรอกไซด์และออกไซด์ที่เกี่ยวข้องอ่อนแอลง
• ลักษณะที่เป็นกรดของไฮดรอกไซด์และออกไซด์ที่เกี่ยวข้องจะเพิ่มขึ้น

เป็นกลุ่ม (ด้วยหมายเลขซีเรียลที่เพิ่มขึ้น)

• ประจุนิวเคลียร์จะเพิ่มขึ้น
• รัศมีของอะตอมเพิ่มขึ้น (เฉพาะในกลุ่ม A)
• ความแข็งแรงของพันธะระหว่างอิเล็กตรอนและนิวเคลียสลดลง (พลังงานไอออไนเซชันเฉพาะในกลุ่ม A)
• อิเล็กโทรเนกาติวิตีลดลง (เฉพาะในกลุ่ม A)
• ลดคุณสมบัติการออกซิไดซ์ของสารอย่างง่าย ("อโลหะ"; เฉพาะในกลุ่ม A)
• คุณสมบัติการลดของสารธรรมดาได้รับการปรับปรุง ("ความเป็นโลหะ" เฉพาะในกลุ่ม A)
• ลักษณะพื้นฐานของไฮดรอกไซด์และออกไซด์ที่เกี่ยวข้องเพิ่มขึ้น (เฉพาะในกลุ่ม A)
• ธรรมชาติที่เป็นกรดของไฮดรอกไซด์และออกไซด์ที่เกี่ยวข้องจะอ่อนตัวลง (เฉพาะในกลุ่ม A)
• ความเสถียรของสารประกอบไฮโดรเจนลดลง (กิจกรรมการลดของพวกมันเพิ่มขึ้น เฉพาะในกลุ่ม A)

งานและการทดสอบในหัวข้อ "หัวข้อ 9" โครงสร้างของอะตอม กฎธาตุและระบบธาตุเคมีของ D. I. Mendeleev (PSCE)""

• กฎหมายเป็นระยะ - กฎธาตุและโครงสร้างของอะตอม ชั้นประถมศึกษาปีที่ 8–9
  คุณควรรู้: กฎของการเติมออร์บิทัลด้วยอิเล็กตรอน (หลักการของพลังงานน้อยที่สุด หลักการของ Pauli กฎของ Hund) โครงสร้างของระบบธาตุตามคาบ

  คุณควรจะสามารถ: กำหนดองค์ประกอบของอะตอมตามตำแหน่งของธาตุในระบบธาตุ และในทางกลับกัน หาธาตุในระบบธาตุโดยรู้องค์ประกอบของมัน อธิบายแผนภาพโครงสร้าง การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม ไอออน และในทางกลับกัน กำหนดตำแหน่งขององค์ประกอบทางเคมีใน PSCE จากแผนภาพและการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ กำหนดลักษณะของธาตุและสารที่ก่อตัวขึ้นตามตำแหน่งใน PSCE กำหนดการเปลี่ยนแปลงในรัศมีของอะตอม คุณสมบัติขององค์ประกอบทางเคมีและสารที่ก่อตัวขึ้นภายในช่วงเวลาหนึ่งและกลุ่มย่อยหลักหนึ่งกลุ่มของระบบธาตุ

  ตัวอย่างที่ 1กำหนดจำนวนวงโคจรในระดับอิเล็กทรอนิกส์ที่สาม วงโคจรเหล่านี้คืออะไร?
  ในการกำหนดจำนวนวงโคจรเราใช้สูตร เอ็นวงโคจร = น 2 ที่ไหน น- หมายเลขระดับ เอ็นวงโคจร = 3 2 = 9 หนึ่ง 3 ส-, สาม 3 หน้า- และห้า 3 ง-วงโคจร

  ตัวอย่างที่ 2กำหนดอะตอมของธาตุที่มีสูตรอิเล็กทรอนิกส์ 1 ส 2 2ส 2 2หน้า 6 3ส 2 3หน้า 1 .
  ในการระบุว่าเป็นองค์ประกอบใด คุณต้องหาหมายเลขซีเรียลซึ่งเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในอะตอม ใน กรณีนี้: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13 นี่คืออะลูมิเนียม

  หลังจากตรวจสอบให้แน่ใจว่าได้เรียนรู้ทุกสิ่งที่คุณต้องการแล้ว ให้ดำเนินการต่อ เราหวังว่าคุณจะประสบความสำเร็จ

  
  วรรณกรรมที่แนะนำ:
  • O. S. Gabrielyan และอื่น ๆ เคมี เกรด 11 ม., อีแร้ง, 2545;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman เคมี 11 เซลล์ ม., การศึกษา, 2544.

การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ อะตอมเป็นตัวแทนเชิงตัวเลขของออร์บิทัลของอิเล็กตรอน วงโคจรของอิเล็กตรอนเป็นพื้นที่ รูปร่างต่างๆซึ่งอยู่รอบนิวเคลียสของอะตอม ซึ่งอิเล็กตรอนมีความเป็นไปได้ในทางคณิตศาสตร์ การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ช่วยให้ผู้อ่านทราบได้อย่างรวดเร็วและง่ายดายว่าอะตอมมีออร์บิทัลกี่อิเล็กตรอน รวมทั้งระบุจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละออร์บิทัล หลังจากอ่านบทความนี้ คุณจะเชี่ยวชาญวิธีการรวบรวมการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์

ขั้นตอน

การกระจายอิเล็กตรอนโดยใช้ระบบธาตุของ D. I. Mendeleev

ค้นหาเลขอะตอมของอะตอมของคุณแต่ละอะตอมมีจำนวนอิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้อง ค้นหาสัญลักษณ์สำหรับอะตอมของคุณในตารางธาตุ เลขอะตอมเป็นจำนวนเต็ม จำนวนบวกเริ่มจาก 1 (สำหรับไฮโดรเจน) และเพิ่มขึ้นทีละหนึ่งสำหรับแต่ละอะตอมที่ตามมา เลขอะตอมคือจำนวนโปรตอนในอะตอม ดังนั้นจึงเป็นจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมที่มีประจุเป็นศูนย์ด้วย

กำหนดประจุของอะตอมอะตอมที่เป็นกลางจะมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากันตามที่แสดงในตารางธาตุ อย่างไรก็ตาม อะตอมที่มีประจุจะมีอิเล็กตรอนมากหรือน้อยขึ้นอยู่กับขนาดของประจุ หากคุณกำลังทำงานกับอะตอมที่มีประจุไฟฟ้า ให้บวกหรือลบอิเล็กตรอนดังนี้: เพิ่มอิเล็กตรอนหนึ่งตัวสำหรับประจุลบทุกประจุ และลบหนึ่งอิเล็กตรอนสำหรับประจุบวกทุกประจุ

• ตัวอย่างเช่น อะตอมของโซเดียมที่มีประจุ -1 จะมีอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้นมาหนึ่งตัว นอกจากนี้มีเลขอะตอมพื้นฐานเท่ากับ 11 กล่าวคือ อะตอมจะมีอิเล็กตรอนทั้งหมด 12 ตัว
• ถ้า เรากำลังพูดถึงเกี่ยวกับอะตอมโซเดียมที่มีประจุ +1 จะต้องลบอิเล็กตรอน 1 ตัวออกจากเลขอะตอมฐาน 11 ดังนั้นอะตอมจะมีอิเล็กตรอน 10 ตัว

1. จดจำรายการพื้นฐานของวงโคจรเมื่อจำนวนอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้นในอะตอม อิเล็กตรอนจะเติมเต็มระดับย่อยต่างๆ ของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมตามลำดับที่แน่นอน แต่ละชั้นย่อยของเปลือกอิเล็กตรอน เมื่อบรรจุเต็มแล้ว จะมีจำนวนอิเล็กตรอนเป็นเลขคู่ มีระดับย่อยดังต่อไปนี้:

   ทำความเข้าใจกับบันทึกการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ถูกเขียนลงไปเพื่อสะท้อนจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละออร์บิทัลอย่างชัดเจน วงโคจรจะถูกเขียนตามลำดับ โดยจำนวนอะตอมในแต่ละวงโคจรจะถูกเขียนเป็นตัวยกทางด้านขวาของชื่อวงโคจร การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ที่สมบูรณ์มีรูปแบบของลำดับของการกำหนดระดับย่อยและตัวยก

   • ตัวอย่างเช่น นี่คือการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่ง่ายที่สุด: 1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 .การกำหนดค่านี้แสดงให้เห็นว่ามีอิเล็กตรอนสองตัวในระดับย่อยที่ 1s อิเล็กตรอนสองตัวในระดับย่อยที่ 2s และอิเล็กตรอนหกตัวในระดับย่อยที่ 2p รวม 2 + 2 + 6 = 10 อิเล็กตรอน นี่คือการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมนีออนที่เป็นกลาง (เลขอะตอมของนีออนคือ 10)

2. จำลำดับของวงโคจรโปรดจำไว้ว่าออร์บิทัลของอิเล็กตรอนจะเรียงเลขตามลำดับจากน้อยไปมากของจำนวนเปลือกอิเล็กตรอน แต่เรียงตามลำดับพลังงานจากน้อยไปหามาก ตัวอย่างเช่น ออร์บิทัล 4s 2 ที่เต็มไปด้วยพลังงาน (หรือความคล่องตัวน้อยกว่า) น้อยกว่า 3d 10 ที่ถูกเติมบางส่วนหรือเต็ม 10 ดังนั้นออร์บิทัล 4s จึงถูกเขียนขึ้นก่อน เมื่อคุณทราบลำดับของออร์บิทัลแล้ว คุณสามารถเติมตามจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมได้อย่างง่ายดาย ลำดับการเติมวงโคจรมีดังนี้: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมที่มีการเติมออร์บิทัลทั้งหมดจะมีรูปแบบดังต่อไปนี้: 10 7p 6
   • โปรดทราบว่าสัญกรณ์ข้างต้น เมื่อวงโคจรทั้งหมดถูกเติมเต็ม คือการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุ Uuo (ununoctium) 118 ซึ่งเป็นอะตอมที่มีเลขสูงสุดในตารางธาตุ ดังนั้น การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์นี้จึงมีระดับย่อยทางอิเล็กทรอนิกส์ที่รู้จักกันในปัจจุบันทั้งหมดของอะตอมที่มีประจุเป็นกลาง

3. เติมออร์บิทัลตามจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมของคุณตัวอย่างเช่น หากเราต้องการจดการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแคลเซียมที่เป็นกลาง เราต้องเริ่มต้นด้วยการค้นหาเลขอะตอมในตารางธาตุ เลขอะตอมของมันคือ 20 ดังนั้นเราจะเขียนการกำหนดค่าของอะตอมที่มีอิเล็กตรอน 20 ตัวตามลำดับข้างต้น

   • เติมออร์บิทัลตามลำดับข้างต้นจนกว่าจะถึงอิเล็กตรอนตัวที่ 20 ออร์บิทัล 1s แรกจะมีอิเล็กตรอนสองตัว ออร์บิทัล 2s จะมี 2 ตัวเช่นกัน ออร์บิทัล 2p จะมี 6 ตัว ออร์บิทัล 3s จะมีสองตัว ออร์บิทัล 3p จะมี 6 และออร์บิทัล 4s จะมี 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) กล่าวอีกนัยหนึ่งการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของแคลเซียมมีรูปแบบ: 1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2 .
   • โปรดทราบว่าวงโคจรอยู่ในลำดับพลังงานจากน้อยไปหามาก ตัวอย่างเช่น เมื่อคุณพร้อมที่จะก้าวไปสู่ระดับพลังงานที่ 4 ให้จดออร์บิทัล 4s ลงไปก่อน และ แล้ว 3 มิติ หลังจากระดับพลังงานที่สี่ คุณจะไปยังระดับที่ห้า ซึ่งคำสั่งเดิมจะเกิดขึ้นซ้ำ สิ่งนี้จะเกิดขึ้นหลังจากระดับพลังงานที่สามเท่านั้น

4. ใช้ตารางธาตุเป็นสัญญาณภาพคุณอาจสังเกตเห็นแล้วว่ารูปร่างของตารางธาตุสอดคล้องกับลำดับของระดับย่อยทางอิเล็กทรอนิกส์ในการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ ตัวอย่างเช่น อะตอมในคอลัมน์ที่สองจากซ้ายจะลงท้ายด้วย "s 2" เสมอ ในขณะที่อะตอมบนขอบขวาของส่วนตรงกลางบางจะลงท้ายด้วย "d 10" ไปเรื่อยๆ ใช้ตารางธาตุเป็นแนวทางในการเขียนการกำหนดค่า เนื่องจากลำดับที่คุณเพิ่มในวงโคจรจะสอดคล้องกับตำแหน่งของคุณในตาราง ดูด้านล่าง:

   • โดยเฉพาะอย่างยิ่ง คอลัมน์ซ้ายสุดสองคอลัมน์มีอะตอมที่มีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ลงท้ายด้วย s-orbitals บล็อกขวามือของตารางมีอะตอมที่มีการกำหนดค่าลงท้ายด้วย p-orbitals และที่ด้านล่างสุดของอะตอมลงท้ายด้วย f-orbitals
   • ตัวอย่างเช่น เมื่อคุณเขียนการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของคลอรีน ให้คิดดังนี้: "อะตอมนี้อยู่ในแถวที่สาม (หรือ "คาบ") ของตารางธาตุ นอกจากนี้ยังอยู่ในกลุ่มที่ห้าของบล็อกออร์บิทัล p ของตารางธาตุ ดังนั้น การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์จะลงท้ายด้วย ..3p 5
   • โปรดทราบว่าองค์ประกอบในบริเวณวงโคจร d และ f ของตารางมีระดับพลังงานที่ไม่สอดคล้องกับช่วงเวลาที่องค์ประกอบเหล่านั้นอยู่ ตัวอย่างเช่น แถวแรกของกลุ่มองค์ประกอบที่มี d-orbitals ตรงกับออร์บิทัล 3 มิติ แม้ว่าจะอยู่ในคาบที่ 4 และองค์ประกอบแถวแรกที่มี f-orbitals ตรงกับออร์บิทัล 4f แม้ว่าข้อเท็จจริงที่ว่า ตั้งอยู่ในสมัยที่ 6

5. เรียนรู้ตัวย่อสำหรับการเขียนการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์แบบยาวเรียกอะตอมที่อยู่ด้านขวาของตารางธาตุ ก๊าซมีตระกูลองค์ประกอบเหล่านี้มีความเสถียรทางเคมีมาก หากต้องการลดขั้นตอนการเขียนการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์แบบยาวๆ ให้สั้นลง เพียงเขียนสัญลักษณ์ทางเคมีของก๊าซมีตระกูลที่ใกล้ที่สุดซึ่งมีอิเล็กตรอนน้อยกว่าอะตอมของคุณในวงเล็บเหลี่ยม จากนั้นจึงเขียนการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของระดับวงโคจรถัดไปต่อไป ดูด้านล่าง:

   • เพื่อให้เข้าใจแนวคิดนี้ การเขียนการกำหนดค่าตัวอย่างจะเป็นประโยชน์ ลองเขียนการกำหนดค่าของสังกะสี (เลขอะตอม 30) โดยใช้ตัวย่อของก๊าซมีตระกูล การกำหนดค่าสังกะสีที่สมบูรณ์มีลักษณะดังนี้: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 อย่างไรก็ตาม เราเห็นว่า 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 เป็นการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอาร์กอน ซึ่งเป็นก๊าซมีตระกูล เพียงแทนที่ส่วนการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ของสังกะสีด้วยสัญลักษณ์ทางเคมีสำหรับอาร์กอนในวงเล็บเหลี่ยม (.)
   • ดังนั้นการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของสังกะสีซึ่งเขียนในรูปแบบย่อคือ: 4s 2 3d 10 .
   • โปรดทราบว่าหากคุณกำลังเขียนการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของก๊าซมีตระกูล เช่น อาร์กอน คุณจะเขียนไม่ได้! ต้องใช้ตัวย่อของก๊าซมีตระกูลนำหน้าองค์ประกอบนี้ สำหรับอาร์กอนจะเป็นนีออน ()

   การใช้ตารางธาตุ ADOMAH

   1. เชี่ยวชาญตารางธาตุ ADOMAH วิธีนี้บันทึกการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ไม่จำเป็นต้องมีการท่องจำ อย่างไรก็ตาม จำเป็นต้องมีตารางธาตุที่แปลงแล้วตั้งแต่ใน ตารางแบบดั้งเดิม Mendeleev เริ่มจากคาบที่สี่ เลขคาบไม่ตรงกับเปลือกอิเล็กตรอน ค้นหาตารางธาตุ ADOMAH ซึ่งเป็นตารางธาตุชนิดพิเศษที่ออกแบบโดยนักวิทยาศาสตร์ Valery Zimmerman ค้นหาได้ง่ายด้วยการค้นหาทางอินเทอร์เน็ตสั้นๆ

      • ในตารางธาตุ ADOMAH แถวแนวนอนแสดงถึงกลุ่มของธาตุต่างๆ เช่น ฮาโลเจน ก๊าซมีตระกูล โลหะอัลคาไล โลหะอัลคาไลน์เอิร์ท ฯลฯ คอลัมน์แนวตั้งสอดคล้องกับระดับอิเล็กทรอนิกส์และที่เรียกว่า "น้ำตก" (เส้นทแยงมุมที่เชื่อมต่อกัน บล็อก s, p, dและ f) สอดคล้องกับช่วงเวลา
      • ฮีเลียมถูกย้ายไปยังไฮโดรเจน เนื่องจากองค์ประกอบทั้งสองนี้มีลักษณะเป็นวงโคจร 1 วินาที ช่วงเวลา (s, p, d และ f) จะแสดงทางด้านขวาและหมายเลขระดับจะแสดงที่ด้านล่าง ธาตุจะแสดงในกล่องที่มีหมายเลขตั้งแต่ 1 ถึง 120 เลขเหล่านี้คือเลขอะตอมตามปกติที่แสดงถึง ทั้งหมดอิเล็กตรอนในอะตอมที่เป็นกลาง

   2. ค้นหาอะตอมของคุณในตาราง ADOMAHหากต้องการจดการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของธาตุ ให้ค้นหาสัญลักษณ์ในตารางธาตุ ADOMAH และขีดฆ่าธาตุทั้งหมดที่มีเลขอะตอมสูงกว่า ตัวอย่างเช่น หากคุณต้องการจดการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของเออร์เบียม (68) ให้ขีดฆ่าองค์ประกอบทั้งหมดตั้งแต่ 69 ถึง 120

      • ให้ความสนใจกับตัวเลขตั้งแต่ 1 ถึง 8 ที่ฐานของตาราง นี่คือหมายเลขระดับอิเล็กทรอนิกส์หรือหมายเลขคอลัมน์ ละเว้นคอลัมน์ที่มีเฉพาะรายการที่ขีดฆ่า สำหรับเออร์เบียม คอลัมน์ที่มีหมายเลข 1,2,3,4,5 และ 6 จะยังคงอยู่

   3. นับวงโคจรย่อยตามองค์ประกอบของคุณดูสัญลักษณ์บล็อกที่แสดงทางด้านขวาของตาราง (s, p, d และ f) และหมายเลขคอลัมน์ที่แสดงด้านล่าง ละเว้นเส้นทแยงมุมระหว่างบล็อกและแบ่งคอลัมน์ออกเป็นบล็อก-คอลัมน์ เรียงลำดับจากล่างขึ้นบน และอีกครั้ง ไม่ต้องสนใจบล็อกที่มีการขีดฆ่าองค์ประกอบทั้งหมด เขียนบล็อกคอลัมน์โดยเริ่มจากหมายเลขคอลัมน์ตามด้วยสัญลักษณ์บล็อก ดังนี้: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (สำหรับเออร์เบียม)

      • โปรดทราบ: การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ Er ข้างต้นเขียนขึ้นตามลำดับของหมายเลขระดับย่อยทางอิเล็กทรอนิกส์ นอกจากนี้ยังสามารถเขียนตามลำดับที่เติมวงโคจร ในการทำเช่นนี้ ให้ทำตามการเรียงซ้อนจากล่างขึ้นบน ไม่ใช่คอลัมน์ เมื่อคุณเขียนบล็อคคอลัมน์: 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. นับจำนวนอิเล็กตรอนสำหรับแต่ละระดับย่อยทางอิเล็กทรอนิกส์นับองค์ประกอบในบล็อกแต่ละคอลัมน์ที่ไม่ได้ขีดฆ่าโดยการติดอิเล็กตรอน 1 ตัวจากแต่ละองค์ประกอบ และเขียนหมายเลขไว้ข้างสัญลักษณ์บล็อกสำหรับบล็อกแต่ละคอลัมน์ดังนี้ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . ในตัวอย่างของเรา นี่คือการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของเออร์เบียม

   5. ระวังการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ที่ไม่ถูกต้องมีข้อยกเว้นทั่วไปสิบแปดข้อที่เกี่ยวข้องกับการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมในสถานะพลังงานต่ำสุด ซึ่งเรียกอีกอย่างว่าสถานะพลังงานพื้น พวกเขาไม่เชื่อฟัง กฎทั่วไปเฉพาะในสองหรือสามตำแหน่งสุดท้ายที่ครอบครองโดยอิเล็กตรอน ในกรณีนี้ การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่เกิดขึ้นจริงจะถือว่าอิเล็กตรอนอยู่ในสถานะที่มีพลังงานต่ำกว่าเมื่อเทียบกับการกำหนดค่ามาตรฐานของอะตอม อะตอมที่เป็นข้อยกเว้นรวมถึง:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); ลูกบาศ์ก(..., 3d10, 4s1); หมายเหตุ(..., 4d4, 5s1); โม(..., 4d5, 5s1); รู(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); พ(..., 4d10, 5s0); ก(..., 4d10, 5s1); ลา(..., 5d1, 6s2); ซี(..., 4f1, 5d1, 6s2); จีดี(..., 4f7, 5d1, 6s2); อ(..., 5d10, 6s1); เครื่องปรับอากาศ(..., 6d1, 7s2); ไทย(..., 6d2, 7s2); ป้า(..., 5f2, 6d1, 7s2); ยู(..., 5f3, 6d1, 7s2); เอ็นพี(..., 5f4, 6d1, 7s2) และ ซม(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • หากต้องการหาเลขอะตอมของอะตอมเมื่อเขียนในรูปแบบอิเล็กทรอนิกส์ ให้บวกเลขทั้งหมดที่ตามหลังตัวอักษร (s, p, d และ f) วิธีนี้ใช้ได้เฉพาะกับอะตอมที่เป็นกลาง หากคุณจัดการกับไอออน จะไม่ทำงาน คุณจะต้องบวกหรือลบจำนวนอิเล็กตรอนที่เพิ่มขึ้นหรือสูญเสียไป
   • ตัวเลขที่ตามหลังตัวอักษรเป็นตัวยก อย่าทำผิดพลาดในการควบคุม
   • ไม่มีระดับย่อย "ความเสถียรของครึ่งเต็ม" นี่คือการทำให้เข้าใจง่าย ความเสถียรใดๆ ที่เกี่ยวข้องกับระดับย่อย "ครึ่งเต็ม" นั้นเกิดจากการที่แต่ละออร์บิทัลถูกครอบครองโดยอิเล็กตรอนหนึ่งตัว ดังนั้นแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนจึงลดลง
   • แต่ละอะตอมมีแนวโน้มที่จะอยู่ในสถานะเสถียร และการกำหนดค่าที่เสถียรที่สุดได้เติมระดับย่อย s และ p (s2 และ p6) ก๊าซมีตระกูลมีการกำหนดค่านี้ ดังนั้นจึงไม่ค่อยทำปฏิกิริยาและอยู่ทางด้านขวาของตารางธาตุ ดังนั้น หากการกำหนดค่าลงท้ายด้วย 3p 4 ก็จำเป็นต้องมีอิเล็กตรอนสองตัวเพื่อให้อยู่ในสถานะเสถียร (ต้องใช้พลังงานมากขึ้นในการสูญเสียหกตัว รวมทั้งอิเล็กตรอนระดับ s ดังนั้น สี่ตัวจึงง่ายต่อการสูญเสีย) และถ้าการกำหนดค่าสิ้นสุดลงใน 4d 3 ก็จำเป็นต้องสูญเสียอิเล็กตรอนไปสามตัวเพื่อให้อยู่ในสถานะเสถียร นอกจากนี้ ระดับย่อยที่เต็มครึ่งหนึ่ง (s1, p3, d5..) มีความเสถียรมากกว่า ตัวอย่างเช่น p4 หรือ p2; อย่างไรก็ตาม s2 และ p6 จะมีความเสถียรมากกว่า
   • เมื่อคุณจัดการกับไอออน นั่นหมายถึงจำนวนโปรตอนไม่เท่ากับจำนวนอิเล็กตรอน ประจุของอะตอมในกรณีนี้จะแสดงที่ด้านบนขวา (ปกติ) ของสัญลักษณ์ทางเคมี ดังนั้นอะตอมพลวงที่มีประจุ +2 จึงมีการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . โปรดทราบว่า 5p 3 ได้เปลี่ยนเป็น 5p 1 แล้ว ระวังเมื่อการกำหนดค่าของอะตอมที่เป็นกลางสิ้นสุดที่ระดับย่อยอื่นที่ไม่ใช่ s และ pเมื่อคุณรับอิเล็กตรอน คุณจะรับอิเล็กตรอนจากเวเลนซ์ออร์บิทัลเท่านั้น (s และ p ออร์บิทัล) ดังนั้น หากการกำหนดค่าลงท้ายด้วย 4s 2 3d 7 และอะตอมได้รับประจุไฟฟ้า +2 การกำหนดค่าจะลงท้ายด้วย 4s 0 3d 7 โปรดทราบว่า 3d 7 ไม่การเปลี่ยนแปลง แทนที่อิเล็กตรอนของ s-orbital จะสูญหายไป
   • มีเงื่อนไขเมื่ออิเล็กตรอนถูกบังคับให้ "เคลื่อนไปสู่ระดับพลังงานที่สูงขึ้น" เมื่อระดับย่อยขาดอิเล็กตรอนไปหนึ่งตัวจนเหลือครึ่งหรือเต็ม ให้รับอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากระดับย่อย s หรือ p ที่ใกล้ที่สุดแล้วย้ายไปยังระดับย่อยที่ต้องการอิเล็กตรอน
   • มีสองตัวเลือกในการเขียนการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ สามารถเขียนเรียงตามจำนวนระดับพลังงานจากน้อยไปหามาก หรือตามลำดับที่ออร์บิทัลของอิเล็กตรอนเต็ม ดังที่แสดงไว้ด้านบนสำหรับเออร์เบียม
   • คุณยังสามารถเขียนการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบได้โดยเขียนเฉพาะการกำหนดค่าความจุ ซึ่งเป็นระดับย่อย s และ p สุดท้าย ดังนั้นการกำหนดค่าความจุของพลวงจะเป็น 5s 2 5p 3
   • ไอออนไม่เหมือนกัน มันยากกว่ามากสำหรับพวกเขา ข้ามสองระดับและทำตามรูปแบบเดียวกันโดยขึ้นอยู่กับตำแหน่งที่คุณเริ่มต้นและจำนวนอิเล็กตรอนสูงเพียงใด