กรอกสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมี แคตตาล็อกไฟล์เกี่ยวกับเคมี
เมื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์สำหรับอะตอมขององค์ประกอบ ให้ระบุระดับพลังงาน (ค่าของเลขควอนตัมหลัก nในรูปของตัวเลข - 1, 2, 3 เป็นต้น) ระดับย่อยพลังงาน (ค่าเลขควอนตัมในวงโคจร ลในรูปแบบของตัวอักษร - ส, พี, ง, ฉ) และตัวเลขด้านบนแสดงถึงจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อยที่กำหนด
องค์ประกอบแรกในตารางคือ D.I. Mendeleev คือไฮโดรเจน จึงเป็นประจุของนิวเคลียสของอะตอม เอ็นเท่ากับ 1 อะตอมมีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียวต่อ ส-ระดับย่อยของระดับแรก ดังนั้นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมไฮโดรเจนจึงมีรูปแบบดังนี้
องค์ประกอบที่สองคือฮีเลียม อะตอมของมันมีอิเล็กตรอน 2 ตัว ดังนั้นสูตรทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมฮีเลียมคือ 2 ไม่ 1ส 2. ช่วงแรกมีเพียงสององค์ประกอบเนื่องจากระดับพลังงานแรกเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนซึ่งสามารถครอบครองได้เพียง 2 อิเล็กตรอนเท่านั้น
องค์ประกอบที่สามตามลำดับ - ลิเธียม - อยู่ในช่วงที่สองแล้วดังนั้นระดับพลังงานที่สองจึงเริ่มเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน (เราพูดถึงเรื่องนี้ข้างต้น) การเติมระดับที่สองด้วยอิเล็กตรอนเริ่มต้นด้วย ส-ระดับย่อย ดังนั้นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมลิเธียมคือ 3 หลี่ 1ส 2 2ส 1. อะตอมของเบริลเลียมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ส-ระดับย่อย: 4 เวอ 1ส 2 2ส 2 .
ในองค์ประกอบต่อมาของคาบที่ 2 ระดับพลังงานที่สองยังคงเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน มีเพียงตอนนี้เท่านั้นที่เต็มด้วยอิเล็กตรอน ร-ระดับย่อย: 5 ใน 1ส 2 2ส 2 2ร 1 ; 6 กับ 1ส 2 2ส 2 2ร 2 … 10 เน 1ส 2 2ส 2 2ร 6 .
อะตอมของนีออนจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนจนเต็ม ร-ระดับย่อย องค์ประกอบนี้จะสิ้นสุดคาบที่สอง เนื่องจากมีอิเล็กตรอน 8 ตัว ส- และ ร-ระดับย่อยสามารถมีอิเล็กตรอนได้เพียงแปดตัวเท่านั้น
องค์ประกอบของคาบที่ 3 มีลำดับที่คล้ายกันในการเติมอิเล็กตรอนในระดับย่อยพลังงานของระดับที่สาม สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบบางอย่างในช่วงเวลานี้มีดังนี้:
11 นา 1ส 2 2ส 2 2ร 6 3ส 1 ; 12 มก 1ส 2 2ส 2 2ร 6 3ส 2 ; 13 อัล 1ส 2 2ส 2 2ร 6 3ส 2 3พี 1 ;
14 ศรี 1ส 2 2ส 2 2ร 6 3ส 2 3พี 2 ;…; 18 อาร์ 1ส 2 2ส 2 2ร 6 3ส 2 3พี 6 .
ช่วงที่สามก็เหมือนกับช่วงที่สอง จบลงด้วยธาตุ (อาร์กอน) ซึ่งเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนอย่างสมบูรณ์ ร-ระดับย่อย แม้ว่าระดับที่สามจะมีสามระดับย่อย ( ส, ร, ง). ตามลำดับข้างต้นของการเติมพลังงานระดับย่อยตามกฎของ Klechkovsky พลังงานของระดับย่อย 3 งพลังงานระดับย่อย 4 เพิ่มเติม สดังนั้นอะตอมโพแทสเซียมที่อยู่ถัดจากอาร์กอนและอะตอมแคลเซียมที่อยู่ด้านหลังจึงเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน 3 ส– ระดับย่อยของระดับที่สี่:
19 ถึง 1ส 2 2ส 2 2ร 6 3ส 2 3พี 6 4ส 1 ; 20 แคลิฟอร์เนีย 1ส 2 2ส 2 2ร 6 3ส 2 3พี 6 4ส 2 .
เริ่มจากธาตุที่ 21 - สแกนเดียม ระดับย่อย 3 ในอะตอมของธาตุเริ่มเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ง. สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบเหล่านี้คือ:
21 วท 1ส 2 2ส 2 2ร 6 3ส 2 3พี 6 4ส 2 3ง 1 ; 22 Ti 1ส 2 2ส 2 2ร 6 3ส 2 3พี 6 4ส 2 3ง 2 .
ในอะตอมขององค์ประกอบที่ 24 (โครเมียม) และองค์ประกอบที่ 29 (ทองแดง) จะสังเกตเห็นปรากฏการณ์ที่เรียกว่า "การรั่วไหล" หรือ "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอน: อิเล็กตรอนจากด้านนอก 4 ส– ระดับย่อย “ตก” 3 ง– ระดับย่อย เติมให้เต็มครึ่งทาง (สำหรับโครเมียม) หรือทั้งหมด (สำหรับทองแดง) ซึ่งมีส่วนช่วยให้อะตอมมีความเสถียรมากขึ้น:
24 Cr 1ส 2 2ส 2 2ร 6 3ส 2 3พี 6 4ส 1 3ง 5 (แทนที่จะเป็น...4 ส 2 3ง 4) และ
29 ลูกบาศ์ก 1ส 2 2ส 2 2ร 6 3ส 2 3พี 6 4ส 1 3ง 10 (แทนที่จะเป็น...4 ส 2 3ง 9).
เริ่มต้นจากองค์ประกอบที่ 31 - แกลเลียม การเติมอิเล็กตรอนในระดับที่ 4 ยังคงดำเนินต่อไปในขณะนี้ - ร– ระดับย่อย:
31 กา 1ส 2 2ส 2 2ร 6 3ส 2 3พี 6 4ส 2 3ง 10 4พี 1 …; 36 ค 1ส 2 2ส 2 2ร 6 3ส 2 3พี 6 4ส 2 3ง 10 4พี 6 .
องค์ประกอบนี้สิ้นสุดช่วงที่สี่ซึ่งมี 18 องค์ประกอบแล้ว
ลำดับการเติมระดับย่อยพลังงานด้วยอิเล็กตรอนที่คล้ายกันเกิดขึ้นในอะตอมขององค์ประกอบในช่วงที่ 5 สำหรับสองอันแรก (รูบิเดียมและสตรอนเซียม) จะถูกเติมเข้าไป ส– ระดับย่อยของระดับที่ 5 สำหรับธาตุสิบถัดไป (จากอิตเทรียมถึงแคดเมียม) จะถูกเติมเต็ม ง– ระดับย่อยของระดับที่ 4; คาบนี้เสร็จสมบูรณ์ด้วยองค์ประกอบ 6 ประการ (ตั้งแต่อินเดียมไปจนถึงซีนอน) ซึ่งอะตอมจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ร– ระดับย่อยของภายนอกระดับที่ห้า ในหนึ่งคาบก็มีองค์ประกอบ 18 ธาตุเช่นกัน
สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่ 6 ลำดับการบรรจุนี้ถูกละเมิด ตามปกติในช่วงต้นคาบจะมีธาตุ 2 อะตอมที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ส– ระดับย่อยของภายนอก, ระดับที่หก, ระดับ. องค์ประกอบถัดไปที่อยู่ด้านหลังแลนทานัมเริ่มเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ง– ระดับย่อยของระดับก่อนหน้า เช่น 5 ง. เป็นการเติมอิเล็กตรอน 5 ให้สมบูรณ์ ง-ระดับย่อยหยุดและองค์ประกอบ 14 รายการถัดไป - ตั้งแต่ซีเรียมไปจนถึงลูทีเซียม - เริ่มเติม ฉ-ระดับย่อยของระดับที่ 4 องค์ประกอบเหล่านี้ทั้งหมดรวมอยู่ในเซลล์เดียวของตาราง และด้านล่างเป็นแถวขยายขององค์ประกอบเหล่านี้ เรียกว่าแลนทาไนด์
เริ่มจากธาตุที่ 72 - แฮฟเนียม - ถึงธาตุที่ 80 - ปรอทเติมอิเล็กตรอนต่อไป 5 ง-ระดับย่อยและคาบจะสิ้นสุดลงตามปกติโดยมีธาตุ 6 ธาตุ (ตั้งแต่แทลเลียมไปจนถึงเรดอน) ซึ่งอะตอมจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ร– ระดับย่อยของภายนอก, ระดับที่หก, ระดับ. ซึ่งเป็นช่วงเวลาที่ใหญ่ที่สุด รวม 32 ธาตุ
ในอะตอมขององค์ประกอบของคาบที่เจ็ดซึ่งไม่สมบูรณ์จะมองเห็นลำดับการเติมระดับย่อยเดียวกันตามที่อธิบายไว้ข้างต้น เราให้นักเรียนเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบในช่วงที่ 5-7 ด้วยตนเอง โดยคำนึงถึงทุกสิ่งที่กล่าวไว้ข้างต้น
บันทึก:ในบางส่วน หนังสือเรียนอนุญาตให้มีลำดับการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบที่แตกต่างกัน: ไม่ใช่ตามลำดับการเติม แต่เป็นไปตามจำนวนอิเล็กตรอนที่ให้ไว้ในตารางในแต่ละระดับพลังงาน ตัวอย่างเช่น สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมสารหนูอาจมีลักษณะดังนี้: As 1ส 2 2ส 2 2ร 6 3ส 2 3พี 6 3ง 10 4ส 2 4พี 3 .
การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์อะตอมคือการแสดงตัวเลขของออร์บิทัลของอิเล็กตรอน ออร์บิทัลของอิเล็กตรอนเป็นบริเวณต่างๆ รูปทรงต่างๆซึ่งอยู่รอบๆ นิวเคลียสของอะตอม ซึ่งในทางคณิตศาสตร์มีความน่าจะเป็นที่จะพบอิเล็กตรอนได้ การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ช่วยให้บอกผู้อ่านได้อย่างรวดเร็วและง่ายดายว่าอะตอมมีออร์บิทัลจำนวนเท่าใด พร้อมทั้งระบุจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละออร์บิทัลด้วย หลังจากอ่านบทความนี้แล้ว คุณจะเชี่ยวชาญวิธีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์
ขั้นตอน
การกระจายตัวของอิเล็กตรอนโดยใช้ระบบธาตุของ D. I. Mendeleev
- ตัวอย่างเช่น อะตอมโซเดียมที่มีประจุ -1 จะมีอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น 1 ตัว นอกจากนี้เป็นเลขฐานอะตอม 11 หรืออีกนัยหนึ่ง อะตอมจะมีอิเล็กตรอนทั้งหมด 12 ตัว
- ถ้า เรากำลังพูดถึงประมาณอะตอมโซเดียมที่มีประจุ +1 จะต้องลบอิเล็กตรอน 1 ตัวออกจากเลขอะตอมฐาน 11 ดังนั้นอะตอมจะมีอิเล็กตรอน 10 ตัว
-
จำรายการพื้นฐานของออร์บิทัลเมื่อจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมเพิ่มขึ้น พวกมันจะเติมเต็มระดับย่อยต่างๆ ของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมตามลำดับเฉพาะ เมื่อเติมแต่ละระดับย่อยของเปลือกอิเล็กตรอน จะมีจำนวนอิเล็กตรอนเป็นเลขคู่ มีระดับย่อยต่อไปนี้:
ทำความเข้าใจกับการบันทึก การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์. โครงสร้างอิเล็กตรอนถูกเขียนขึ้นเพื่อแสดงจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละวงโคจรอย่างชัดเจน วงโคจรจะถูกเขียนตามลำดับ โดยจำนวนอะตอมในแต่ละวงจะเขียนเป็นตัวยกทางด้านขวาของชื่อวงโคจร การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่สมบูรณ์จะอยู่ในรูปแบบของลำดับการกำหนดระดับย่อยและตัวยก
- ตัวอย่างเช่นนี่คือการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่ง่ายที่สุด: 1วินาที 2 2วินาที 2 2p 6 .โครงสร้างนี้แสดงให้เห็นว่ามีอิเล็กตรอนสองตัวในระดับย่อย 1s, อิเล็กตรอนสองตัวในระดับย่อย 2s และอิเล็กตรอนหกตัวในระดับย่อย 2p รวม 2 + 2 + 6 = 10 อิเล็กตรอน นี่คือการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมนีออนที่เป็นกลาง (เลขอะตอมของนีออนคือ 10)
-
จำลำดับของออร์บิทัลโปรดทราบว่าออร์บิทัลของอิเล็กตรอนจะถูกกำหนดหมายเลขตามลำดับการเพิ่มจำนวนเปลือกอิเล็กตรอน แต่จัดเรียงตามลำดับพลังงานที่เพิ่มขึ้น ตัวอย่างเช่น วงโคจร 4s 2 ที่เติมแล้วมีพลังงานต่ำกว่า (หรือความคล่องตัวน้อยกว่า) วงโคจร 3d 10 ที่เติมบางส่วนหรือเต็ม ดังนั้นวงโคจร 4s จะถูกเขียนก่อน เมื่อคุณทราบลำดับของออร์บิทัลแล้ว คุณก็สามารถเติมออร์บิทัลตามจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมได้อย่างง่ายดาย ลำดับการเติมออร์บิทัลมีดังนี้: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
- โครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมที่มีการเติมออร์บิทัลทั้งหมดจะเป็นดังนี้: 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 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6
- โปรดทราบว่ารายการข้างต้น เมื่อเติมออร์บิทัลทั้งหมดแล้ว คือการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุ Uuo (อูอูนออกเทียม) 118 ซึ่งเป็นอะตอมที่มีหมายเลขสูงสุดในตารางธาตุ ดังนั้นการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์นี้จึงประกอบด้วยระดับย่อยทางอิเล็กทรอนิกส์ที่ทราบในปัจจุบันทั้งหมดของอะตอมที่มีประจุเป็นกลาง
-
เติมออร์บิทัลตามจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมของคุณตัวอย่างเช่น หากเราต้องการเขียนการกำหนดค่าอิเล็กตรอนของอะตอมแคลเซียมที่เป็นกลาง เราต้องเริ่มต้นด้วยการค้นหาเลขอะตอมของมันในตารางธาตุ เลขอะตอมของมันคือ 20 ดังนั้นเราจะเขียนโครงร่างของอะตอมด้วยอิเล็กตรอน 20 ตัวตามลำดับข้างต้น
- เติมออร์บิทัลตามลำดับข้างต้นจนกระทั่งถึงอิเล็กตรอนตัวที่ 20 วงโคจร 1s แรกจะมีอิเล็กตรอนสองตัว วงโคจร 2s ก็จะมี 2 ตัวเช่นกัน 2p จะมี 6 ตัว 3 จะมี 2 ตัว 3p จะมี 6 ตัว และวง 4s จะมี 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) กล่าวอีกนัยหนึ่งการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของแคลเซียมมีรูปแบบ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
- โปรดทราบว่าวงโคจรถูกจัดเรียงตามลำดับการเพิ่มพลังงาน ตัวอย่างเช่น เมื่อคุณพร้อมที่จะเคลื่อนไปสู่ระดับพลังงานที่ 4 ให้เขียนวงโคจรของ 4s ก่อน และ แล้ว 3d. หลังจากระดับพลังงานที่สี่ คุณจะเลื่อนไปยังระดับที่ห้า โดยที่จะมีลำดับเดียวกันซ้ำ สิ่งนี้จะเกิดขึ้นหลังจากระดับพลังงานที่สามเท่านั้น
-
ใช้ตารางธาตุเป็นสัญญาณภาพคุณอาจสังเกตเห็นแล้วว่ารูปร่างของตารางธาตุนั้นสอดคล้องกับลำดับของระดับย่อยของอิเล็กตรอนในการกำหนดค่าอิเล็กตรอน ตัวอย่างเช่น อะตอมในคอลัมน์ที่สองจากด้านซ้ายจะลงท้ายด้วย "s 2" เสมอ และอะตอมที่ขอบด้านขวาของส่วนตรงกลางบางจะลงท้ายด้วย "d 10" เสมอ เป็นต้น ใช้ตารางธาตุเป็นแนวทางในการเขียนการกำหนดค่า - ลำดับที่คุณเพิ่มลงในวงโคจรนั้นสอดคล้องกับตำแหน่งของคุณในตารางอย่างไร ดูด้านล่าง:
- โดยเฉพาะอย่างยิ่ง สองคอลัมน์ทางซ้ายสุดประกอบด้วยอะตอมที่การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ลงท้ายด้วย s ออร์บิทัล บล็อกด้านขวาของตารางประกอบด้วยอะตอมที่การกำหนดค่าสิ้นสุดด้วย p ออร์บิทัล และครึ่งล่างมีอะตอมที่ลงท้ายด้วย f ออร์บิทัล
- ตัวอย่างเช่น เมื่อคุณเขียนการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของคลอรีน ลองคิดดังนี้: "อะตอมนี้อยู่ในแถวที่สาม (หรือ "คาบ") ของตารางธาตุ และยังอยู่ในกลุ่มที่ห้าของบล็อก p orbital ของตารางธาตุ ดังนั้น โครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์จะลงท้ายด้วย ..3p 5
- โปรดทราบว่าองค์ประกอบต่างๆ ในพื้นที่วงโคจร d และ f ของตารางมีลักษณะเฉพาะด้วยระดับพลังงานที่ไม่สอดคล้องกับระยะเวลาที่องค์ประกอบเหล่านั้นอยู่ ตัวอย่างเช่น แถวแรกของบล็อกขององค์ประกอบที่มี d-ออร์บิทัลจะสัมพันธ์กับออร์บิทัล 3 มิติ แม้ว่าจะอยู่ในคาบที่ 4 และแถวแรกขององค์ประกอบที่มี f-ออร์บิทัลจะสอดคล้องกับออร์บิทัล 4f แม้จะอยู่ในคาบที่ 6 ระยะเวลา.
-
เรียนรู้คำย่อในการเขียนการกำหนดค่าอิเล็กตรอนแบบยาวอะตอมที่อยู่ขอบขวาของตารางธาตุเรียกว่า ก๊าซมีตระกูลองค์ประกอบเหล่านี้มีความเสถียรทางเคมีมาก หากต้องการลดขั้นตอนการเขียนการกำหนดค่าอิเล็กตรอนแบบยาว ให้เขียนสัญลักษณ์ทางเคมีของก๊าซมีตระกูลที่ใกล้ที่สุดซึ่งมีอิเล็กตรอนน้อยกว่าอะตอมของคุณในวงเล็บเหลี่ยม จากนั้นจึงเขียนการกำหนดค่าอิเล็กตรอนของระดับวงโคจรถัดไปต่อไป ดูด้านล่าง:
- เพื่อให้เข้าใจแนวคิดนี้ การเขียนตัวอย่างการกำหนดค่าจะเป็นประโยชน์ เรามาเขียนการกำหนดค่าของสังกะสี (เลขอะตอม 30) โดยใช้ตัวย่อที่มีก๊าซมีตระกูลรวมอยู่ด้วย การกำหนดค่าสังกะสีที่สมบูรณ์มีลักษณะดังนี้: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 อย่างไรก็ตาม เราจะเห็นว่า 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 เป็นการจัดเรียงอิเล็กตรอนของอาร์กอน ซึ่งเป็นก๊าซมีตระกูล เพียงแทนที่ส่วนหนึ่งของการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์สำหรับสังกะสีด้วยสัญลักษณ์ทางเคมีสำหรับอาร์กอนในวงเล็บเหลี่ยม (.)
- ดังนั้นการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของสังกะสีซึ่งเขียนในรูปแบบย่อจึงมีรูปแบบ: 4s 2 3d 10 .
- โปรดทราบว่าหากคุณกำลังเขียนการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของก๊าซมีตระกูล เช่น อาร์กอน คุณจะไม่สามารถเขียนได้! เราต้องใช้คำย่อสำหรับก๊าซมีตระกูลที่อยู่ข้างหน้าองค์ประกอบนี้ สำหรับอาร์กอนมันจะเป็นนีออน ()
การใช้ตารางธาตุ ADOMAH
-
เชี่ยวชาญตารางธาตุ ADOMAH วิธีการนี้การบันทึกการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ไม่จำเป็นต้องมีการท่องจำ แต่ต้องมีตารางธาตุที่แปลงแล้วตั้งแต่นั้นมา โต๊ะแบบดั้งเดิมเมนเดเลเยฟ เริ่มด้วย ช่วงที่สี่หมายเลขงวดไม่ตรงกับเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ ค้นหาตารางธาตุ ADOMAH - ตารางธาตุชนิดพิเศษที่พัฒนาโดยนักวิทยาศาสตร์ วาเลรี ซิมเมอร์แมน หาได้ง่ายด้วยการค้นหาทางอินเทอร์เน็ตสั้นๆ
- ในตารางธาตุ ADOMAH แถวแนวนอนแสดงถึงกลุ่มของธาตุ เช่น ฮาโลเจน ก๊าซมีตระกูล โลหะอัลคาไล โลหะอัลคาไลน์เอิร์ธ เป็นต้น คอลัมน์แนวตั้งสอดคล้องกับระดับอิเล็กทรอนิกส์และสิ่งที่เรียกว่า "น้ำตก" (เส้นทแยงที่เชื่อมต่อกัน บล็อก s,p,dและ f) สอดคล้องกับช่วงเวลา
- ฮีเลียมถูกเคลื่อนไปทางไฮโดรเจนเนื่องจากธาตุทั้งสองนี้มีลักษณะพิเศษคือวงโคจร 1 วินาที บล็อกคาบ (s,p,d และ f) จะแสดงทางด้านขวา และหมายเลขระดับจะแสดงที่ด้านล่าง องค์ประกอบต่างๆ จะแสดงอยู่ในกล่องหมายเลข 1 ถึง 120 ตัวเลขเหล่านี้เป็นเลขอะตอมธรรมดาที่เป็นตัวแทน ทั้งหมดอิเล็กตรอนในอะตอมที่เป็นกลาง
-
ค้นหาอะตอมของคุณในตาราง ADOMAHในการเขียนการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบ ให้ค้นหาสัญลักษณ์ของมันบนตารางธาตุ ADOMAH และขีดฆ่าองค์ประกอบทั้งหมดที่มีเลขอะตอมสูงกว่า เช่น หากคุณต้องการเขียนการกำหนดค่าอิเล็กตรอนของเออร์เบียม (68) ให้ขีดฆ่าองค์ประกอบทั้งหมดตั้งแต่ 69 ถึง 120
- สังเกตตัวเลข 1 ถึง 8 ที่ด้านล่างของตาราง เหล่านี้เป็นตัวเลขของระดับอิเล็กทรอนิกส์หรือจำนวนคอลัมน์ ละเว้นคอลัมน์ที่มีเฉพาะรายการที่ขีดฆ่า สำหรับเออร์เบียม คอลัมน์ที่มีหมายเลข 1,2,3,4,5 และ 6 จะยังคงอยู่
-
นับระดับย่อยของวงโคจรจนถึงองค์ประกอบของคุณเมื่อดูสัญลักษณ์บล็อกที่แสดงทางด้านขวาของตาราง (s, p, d และ f) และหมายเลขคอลัมน์ที่แสดงที่ฐาน ให้ละเว้นเส้นทแยงมุมระหว่างบล็อกและแบ่งคอลัมน์ออกเป็นบล็อกคอลัมน์ โดยแสดงรายการตามลำดับ จากล่างขึ้นบน ขอย้ำอีกครั้งว่าให้ละเว้นบล็อกที่มีการขีดฆ่าองค์ประกอบทั้งหมดออก เขียนบล็อกคอลัมน์โดยเริ่มจากหมายเลขคอลัมน์ตามด้วยสัญลักษณ์บล็อก ดังนี้ 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (สำหรับเออร์เบียม)
- โปรดทราบ: การจัดเรียงอิเล็กตรอนของ Er ข้างต้นเขียนโดยเรียงจากน้อยไปมากของหมายเลขระดับย่อยของอิเล็กตรอน นอกจากนี้ยังสามารถเขียนเพื่อเติมออร์บิทัลได้ด้วย เมื่อต้องการทำเช่นนี้ ให้เขียนเรียงต่อกันจากล่างขึ้นบน แทนที่จะเขียนคอลัมน์: 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
-
นับอิเล็กตรอนสำหรับแต่ละระดับย่อยของอิเล็กตรอนนับองค์ประกอบในแต่ละบล็อกคอลัมน์ที่ยังไม่ได้ขีดฆ่า โดยติดอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากแต่ละองค์ประกอบ แล้วเขียนหมายเลขไว้ข้างสัญลักษณ์บล็อกสำหรับแต่ละบล็อกคอลัมน์ ดังนี้ 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
-
ระวังการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่ไม่ถูกต้องมีข้อยกเว้นทั่วไปสิบแปดประการที่เกี่ยวข้องกับการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมในสถานะพลังงานต่ำสุด หรือที่เรียกว่าสถานะพลังงานพื้นดิน พวกมันไม่ปฏิบัติตามกฎทั่วไปเฉพาะสำหรับสองหรือสามตำแหน่งสุดท้ายที่อิเล็กตรอนครอบครองเท่านั้น ในกรณีนี้ การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์จริงจะถือว่าอิเล็กตรอนอยู่ในสถานะที่มีพลังงานต่ำกว่าเมื่อเทียบกับการกำหนดค่ามาตรฐานของอะตอม อะตอมข้อยกเว้นได้แก่:
- Cr(..., 3d5, 4s1); ลูกบาศ์ก(..., 3d10, 4s1); ไม่มี(..., 4d4, 5s1); โม(..., 4d5, 5s1); รุ(..., 4d7, 5s1); ร(..., 4d8, 5s1); ป.ล(..., 4d10, 5s0); อจ(..., 4d10, 5s1); ลา(..., 5d1, 6s2); ซี(..., 4f1, 5d1, 6s2); จีดี(..., 4f7, 5d1, 6s2); ออสเตรเลีย(..., 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)
- หากต้องการค้นหาเลขอะตอมของอะตอมเมื่อเขียนในรูปแบบอิเล็กตรอน เพียงบวกตัวเลขทั้งหมดที่ตามหลังตัวอักษร (s, p, d และ f) วิธีนี้ใช้ได้กับอะตอมที่เป็นกลางเท่านั้น หากคุณกำลังจัดการกับไอออน มันจะใช้งานไม่ได้ คุณจะต้องเพิ่มหรือลบจำนวนอิเล็กตรอนส่วนเกินหรือที่สูญเสียไป
- ตัวเลขที่อยู่หลังตัวอักษรเป็นตัวยก อย่าทำข้อสอบผิด
- ไม่มีความเสถียรระดับย่อย "ครึ่งเต็ม" นี่คือการทำให้เข้าใจง่าย ความเสถียรใดๆ ที่เกิดจากระดับย่อย "ที่เต็มไปครึ่งหนึ่ง" เกิดจากการที่แต่ละวงโคจรถูกครอบครองโดยอิเล็กตรอน 1 ตัว ซึ่งช่วยลดแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนให้เหลือน้อยที่สุด
- แต่ละอะตอมมีแนวโน้มที่จะมีสถานะเสถียร และโครงร่างที่เสถียรที่สุดจะมีระดับย่อย s และ p (s2 และ p6) ก๊าซมีตระกูลมีโครงสร้างเช่นนี้ ดังนั้นจึงไม่ค่อยเกิดปฏิกิริยาและตั้งอยู่ทางด้านขวาในตารางธาตุ ดังนั้น หากการกำหนดค่าสิ้นสุดที่ 3p 4 จะต้องมีอิเล็กตรอนสองตัวจึงจะถึงสถานะเสถียร (การสูญเสีย 6 ตัวรวมทั้งอิเล็กตรอนระดับย่อย s ด้วยนั้น ต้องใช้พลังงานมากขึ้น ดังนั้นการสูญเสียสี่ตัวจึงง่ายกว่า) และหากการกำหนดค่าสิ้นสุดใน 4d 3 ดังนั้นเพื่อให้ได้สถานะที่เสถียร จะต้องสูญเสียอิเล็กตรอนสามตัว นอกจากนี้ ระดับย่อยที่เติมไว้ครึ่งหนึ่ง (s1, p3, d5..) ยังมีความเสถียรมากกว่า เช่น p4 หรือ p2; อย่างไรก็ตาม s2 และ p6 จะมีความเสถียรมากยิ่งขึ้น
- เมื่อคุณต้องรับมือกับไอออน หมายความว่าจำนวนโปรตอนไม่เท่ากับจำนวนอิเล็กตรอน ประจุของอะตอมในกรณีนี้จะแสดงที่มุมขวาบน (ปกติ) ของสัญลักษณ์ทางเคมี ดังนั้นอะตอมพลวงที่มีประจุ +2 จึงมีโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ 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 เปลี่ยนเป็น 5p 1 ควรระวังเมื่อการกำหนดค่าอะตอมที่เป็นกลางสิ้นสุดลงที่ระดับย่อยอื่นที่ไม่ใช่ s และ pเมื่อคุณดึงอิเล็กตรอนออกไป คุณจะดึงพวกมันได้จากเวเลนซ์ออร์บิทัลเท่านั้น (s และ p ออร์บิทัล) ดังนั้น หากการกำหนดค่าลงท้ายด้วย 4s 2 3d 7 และอะตอมได้รับประจุเป็น +2 การกำหนดค่าจะสิ้นสุดด้วย 4s 0 3d 7 โปรดทราบว่า 3d 7 ไม่การเปลี่ยนแปลงทำให้อิเล็กตรอนจากวงโคจรของ s สูญเสียไปแทน
- มีเงื่อนไขที่อิเล็กตรอนถูกบังคับให้ "เคลื่อนที่ไปสู่ระดับพลังงานที่สูงขึ้น" เมื่อระดับย่อยมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัวที่ยังเหลือไม่ถึงครึ่งหนึ่งหรือเต็ม ให้นำอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากระดับย่อย s หรือ p ที่ใกล้ที่สุดแล้วย้ายไปยังระดับย่อยที่ต้องการอิเล็กตรอน
- มีสองตัวเลือกในการบันทึกการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ พวกเขาสามารถเขียนตามลำดับที่เพิ่มขึ้นของตัวเลขระดับพลังงานหรือตามลำดับการเติมออร์บิทัลของอิเล็กตรอน ดังที่แสดงไว้ข้างต้นสำหรับเออร์เบียม
- คุณยังสามารถเขียนการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบได้โดยการเขียนเฉพาะการกำหนดค่าความจุ ซึ่งแสดงถึงระดับย่อย s และ p สุดท้าย ดังนั้นการกำหนดค่าเวเลนซ์ของพลวงจะเป็น 5s 2 5p 3
- ไอออนไม่เหมือนกัน มันยากกว่ามากสำหรับพวกเขา ข้ามสองระดับและทำตามรูปแบบเดียวกัน ขึ้นอยู่กับว่าคุณเริ่มต้นจากจุดไหนและมีจำนวนอิเล็กตรอนมากเพียงใด
ค้นหาเลขอะตอมของอะตอมของคุณแต่ละอะตอมมีจำนวนอิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องกัน ค้นหาสัญลักษณ์อะตอมของคุณบนตารางธาตุ เลขอะตอมคือจำนวนเต็ม จำนวนบวกเริ่มต้นจาก 1 (สำหรับไฮโดรเจน) และเพิ่มขึ้นทีละอะตอมสำหรับแต่ละอะตอมที่ตามมา เลขอะตอมคือจำนวนโปรตอนในอะตอม ดังนั้น จึงเป็นจำนวนอิเล็กตรอนของอะตอมที่มีประจุเป็นศูนย์ด้วย
กำหนดประจุของอะตอมอะตอมที่เป็นกลางจะมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากันตามที่แสดงในตารางธาตุ อย่างไรก็ตาม อะตอมที่มีประจุจะมีอิเล็กตรอนมากหรือน้อย ขึ้นอยู่กับขนาดของประจุ หากคุณกำลังทำงานกับอะตอมที่มีประจุ ให้บวกหรือลบอิเล็กตรอนดังนี้: เพิ่มอิเล็กตรอนหนึ่งตัวสำหรับประจุลบแต่ละอัน และลบหนึ่งอิเล็กตรอนสำหรับประจุบวกแต่ละอัน
โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในสี่ช่วงแรก: $s-$, $p-$ และ $d-$elements การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม สถานะพื้นดินและความตื่นเต้นของอะตอม
แนวคิดเรื่องอะตอมเกิดขึ้นในโลกยุคโบราณเพื่อแสดงถึงอนุภาคของสสาร แปลจากภาษากรีก อะตอม แปลว่า "แบ่งแยกไม่ได้"
อิเล็กตรอน
จากการทดลองของ Stoney นักฟิสิกส์ชาวไอริช ได้ข้อสรุปว่ากระแสไฟฟ้าถูกพาไปโดยอนุภาคที่เล็กที่สุดที่มีอยู่ในอะตอมของมวลสารทั้งหมด องค์ประกอบทางเคมี. ในปี พ.ศ. 2434 นายสโตนีย์เสนอให้เรียกอนุภาคเหล่านี้ อิเล็กตรอนซึ่งแปลว่า "อำพัน" ในภาษากรีก
ไม่กี่ปีหลังจากที่อิเล็กตรอนได้รับชื่อนี้ นักฟิสิกส์ชาวอังกฤษ โจเซฟ ทอมสัน และนักฟิสิกส์ชาวฝรั่งเศส ฌอง แปร์แรง ได้พิสูจน์ว่าอิเล็กตรอนมีประจุลบ นี่คือประจุลบที่เล็กที่สุด ซึ่งในทางเคมีมีหน่วยเป็น $(–1)$ ทอมสันยังสามารถระบุความเร็วของอิเล็กตรอนได้ (ซึ่งเท่ากับความเร็วแสง - 300,000 ดอลลาร์สหรัฐฯ/วินาที) และมวลของอิเล็กตรอน (ซึ่งน้อยกว่ามวลของอะตอมไฮโดรเจนอยู่ที่ 1,836 ดอลลาร์สหรัฐฯ)
ทอมสันและเพอร์รินเชื่อมต่อขั้วของแหล่งกำเนิดกระแสไฟฟ้าด้วยแผ่นโลหะสองแผ่น ได้แก่ แคโทดและแอโนด บัดกรีเข้ากับหลอดแก้วเพื่อไล่อากาศออก เมื่อใช้แรงดันไฟฟ้าประมาณ 10,000 โวลต์บนแผ่นอิเล็กโทรด การปล่อยแสงจะแวบวับในหลอดและอนุภาคก็บินจากแคโทด (ขั้วลบ) ไปยังขั้วบวก (ขั้วบวก) ซึ่งนักวิทยาศาสตร์เรียกว่าครั้งแรก รังสีแคโทดแล้วพบว่าเป็นกระแสอิเล็กตรอน อิเล็กตรอนกระทบกับสสารพิเศษ เช่น สารบนหน้าจอทีวี ทำให้เกิดการเรืองแสง
สรุปได้ว่า: อิเล็กตรอนหลุดออกจากอะตอมของวัสดุที่ใช้สร้างแคโทด
สามารถรับอิเล็กตรอนอิสระหรือการไหลของพวกมันได้ด้วยวิธีอื่นเช่นโดยการให้ความร้อนกับลวดโลหะหรือโดยการส่องแสงบนโลหะที่เกิดจากองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม I ของตารางธาตุ (เช่น ซีเซียม)
สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอม
สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอมเป็นที่เข้าใจกันว่าเป็นข้อมูลทั้งหมดเกี่ยวกับ พลังงานมีอิเล็กตรอนบางตัวเข้ามา ช่องว่างซึ่งมันตั้งอยู่. เรารู้อยู่แล้วว่าอิเล็กตรอนในอะตอมไม่มีวิถีการเคลื่อนที่ กล่าวคือ เราทำได้แต่พูดถึงเท่านั้น ความน่าจะเป็นตำแหน่งของมันในอวกาศรอบนิวเคลียส มันสามารถอยู่ในส่วนใดก็ได้ของพื้นที่รอบนิวเคลียส และชุดของตำแหน่งที่แตกต่างกันถือเป็นเมฆอิเล็กตรอนที่มีความหนาแน่นประจุลบที่แน่นอน หากเป็นไปได้ในการถ่ายภาพตำแหน่งของอิเล็กตรอนในอะตอมหลังจากหนึ่งในร้อยหรือหนึ่งในล้านของวินาที เช่นเดียวกับในการถ่ายภาพเสร็จสิ้น อิเล็กตรอนในภาพถ่ายดังกล่าวก็จะถูกแสดงเป็นจุด หากภาพถ่ายดังกล่าวซ้อนทับกันนับไม่ถ้วน รูปภาพนั้นจะเป็นเมฆอิเล็กตรอนที่มีความหนาแน่นมากที่สุดซึ่งมีจุดเหล่านี้มากที่สุด
รูปภาพนี้แสดงให้เห็นถึง "การตัด" ของความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในอะตอมไฮโดรเจนที่ผ่านนิวเคลียส และเส้นประจะจำกัดทรงกลมซึ่งความน่าจะเป็นในการตรวจจับอิเล็กตรอนอยู่ที่ 90%$ รูปร่างที่อยู่ใกล้กับนิวเคลียสมากที่สุดครอบคลุมพื้นที่ซึ่งความน่าจะเป็นในการตรวจจับอิเล็กตรอนคือ 10%$ ความน่าจะเป็นที่จะตรวจจับอิเล็กตรอนภายในเส้นชั้นที่ 2 จากนิวเคลียสคือ 20%$ ภายในส่วนที่ 3 คือ $µ30% $ ฯลฯ มีความไม่แน่นอนในสถานะของอิเล็กตรอน เพื่ออธิบายลักษณะพิเศษนี้ นักฟิสิกส์ชาวเยอรมัน ดับบลิว. ไฮเซนเบิร์กได้แนะนำแนวคิดของ หลักความไม่แน่นอน, เช่น. แสดงให้เห็นว่าเป็นไปไม่ได้ที่จะระบุพลังงานและตำแหน่งของอิเล็กตรอนพร้อมกันและแม่นยำ ยิ่งกำหนดพลังงานของอิเล็กตรอนได้แม่นยำมากขึ้นเท่าใด ตำแหน่งที่ไม่แน่นอนก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น และในทางกลับกันเมื่อกำหนดตำแหน่งแล้ว ก็เป็นไปไม่ได้ที่จะกำหนดพลังงานของอิเล็กตรอน ช่วงความน่าจะเป็นในการตรวจจับอิเล็กตรอนไม่มีขอบเขตที่ชัดเจน อย่างไรก็ตาม คุณสามารถเลือกช่องว่างที่มีความน่าจะเป็นในการค้นหาอิเล็กตรอนสูงสุดได้
พื้นที่รอบนิวเคลียสของอะตอมซึ่งมีแนวโน้มที่จะพบอิเล็กตรอนมากที่สุดเรียกว่าออร์บิทัล
ประกอบด้วยเมฆอิเล็กตรอนประมาณ 90%$ ซึ่งหมายความว่าประมาณ 90%$ ของเวลาที่อิเล็กตรอนอยู่ในพื้นที่ส่วนนี้ ขึ้นอยู่กับรูปร่าง มีวงโคจรที่รู้จักอยู่สี่ประเภท ซึ่งกำหนดด้วยตัวอักษรละติน $s, p, d$ และ $f$ ภาพกราฟิกออร์บิทัลของอิเล็กตรอนบางรูปแบบแสดงอยู่ในรูป
ลักษณะที่สำคัญที่สุดของการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนในวงโคจรที่แน่นอนคือพลังงานของการจับกับนิวเคลียส อิเล็กตรอนที่มีค่าพลังงานใกล้เคียงกันจะเกิดเป็นอิเล็กตรอนเดี่ยว ชั้นอิเล็กตรอน, หรือ ระดับพลังงาน. ระดับพลังงานจะถูกกำหนดหมายเลขโดยเริ่มจากนิวเคลียส: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ และ $7$
จำนวนเต็ม $n$ ซึ่งแสดงถึงจำนวนระดับพลังงานเรียกว่าเลขควอนตัมหลัก
เป็นการแสดงลักษณะพลังงานของอิเล็กตรอนที่ครอบครองระดับพลังงานที่กำหนด อิเล็กตรอนระดับพลังงานแรกซึ่งอยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะมีพลังงานต่ำที่สุด เมื่อเปรียบเทียบกับอิเล็กตรอนในระดับแรก อิเล็กตรอนในระดับต่อมาจะมีพลังงานจำนวนมาก ดังนั้นอิเล็กตรอนในระดับชั้นนอกจึงเกาะติดกับนิวเคลียสของอะตอมอย่างแน่นหนาน้อยที่สุด
จำนวนระดับพลังงาน (ชั้นอิเล็กทรอนิกส์) ในอะตอมเท่ากับจำนวนคาบในระบบ D.I. Mendeleev ซึ่งมีองค์ประกอบทางเคมีอยู่: อะตอมขององค์ประกอบของคาบแรกมีระดับพลังงานหนึ่งระดับ ช่วงที่สอง - สอง; ช่วงที่เจ็ด - เจ็ด
จำนวนอิเล็กตรอนที่มากที่สุดในระดับพลังงานถูกกำหนดโดยสูตร:
โดยที่ $N$ คือจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุด $n$ คือหมายเลขระดับหรือหมายเลขควอนตัมหลัก ผลที่ตามมา: ที่ระดับพลังงานแรกที่ใกล้กับนิวเคลียสมากที่สุด จะต้องมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว ครั้งที่สอง - ไม่เกิน $8$; ในวันที่สาม - ไม่เกิน $18$; ในวันที่สี่ - ไม่เกิน $32$ แล้วระดับพลังงาน (ชั้นอิเล็กทรอนิกส์) จะถูกจัดเรียงอย่างไร?
เริ่มต้นจากระดับพลังงานที่สอง $(n = 2)$ แต่ละระดับจะแบ่งออกเป็นระดับย่อย (ชั้นย่อย) ซึ่งแตกต่างกันเล็กน้อยในพลังงานที่ยึดกับนิวเคลียส
จำนวนระดับย่อยเท่ากับค่าของเลขควอนตัมหลัก:ระดับพลังงานแรกมีหนึ่งระดับย่อย ที่สอง - สอง; สาม - สาม; ที่สี่ - สี่ ในทางกลับกันระดับย่อยก็ถูกสร้างขึ้นโดยออร์บิทัล
แต่ละค่าของ $n$ สอดคล้องกับวงโคจรจำนวนหนึ่งที่เท่ากับ $n^2$ จากข้อมูลที่นำเสนอในตาราง เราสามารถติดตามความสัมพันธ์ระหว่างหมายเลขควอนตัมหลัก $n$ กับจำนวนระดับย่อย ชนิดและจำนวนของออร์บิทัล และจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดที่ระดับย่อยและระดับ
จำนวนควอนตัมหลัก ชนิดและจำนวนออร์บิทัล จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในระดับย่อยและระดับ
| ระดับพลังงาน $(n)$ | จำนวนระดับย่อยเท่ากับ $n$ | ประเภทวงโคจร | จำนวนออร์บิทัล | จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุด | ||
| ในระดับย่อย | ในระดับเท่ากับ $n^2$ | ในระดับย่อย | ในระดับเท่ากับ $n^2$ | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $แอล(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $เอ็น(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ | ||||
ระดับย่อยมักจะแสดงด้วยตัวอักษรละติน เช่นเดียวกับรูปร่างของวงโคจรที่ประกอบด้วย: $s, p, d, f$ ดังนั้น:
- $s$-sublevel - ระดับย่อยแรกของแต่ละระดับพลังงานที่อยู่ใกล้กับนิวเคลียสของอะตอมมากที่สุด ประกอบด้วย $s$-orbital หนึ่งอัน
- $p$-sublevel - ระดับย่อยที่สองของแต่ละระดับ ยกเว้นระดับพลังงานแรก ประกอบด้วย $p$-orbitals สามอัน
- $d$-ระดับย่อย - ระดับย่อยที่สามของแต่ละระดับ เริ่มต้นจากระดับพลังงานที่สาม ประกอบด้วย $d$-ออร์บิทัลห้าอัน
- $f$-ระดับย่อยของแต่ละระดับ เริ่มต้นจากระดับพลังงานที่สี่ ประกอบด้วย $f$-ออร์บิทัลเจ็ดอัน
นิวเคลียสของอะตอม
แต่ไม่เพียงแต่อิเล็กตรอนเท่านั้นที่เป็นส่วนหนึ่งของอะตอม นักฟิสิกส์ อองรี เบคเคอเรล ค้นพบว่าแร่ธาตุธรรมชาติที่มีเกลือยูเรเนียมยังปล่อยรังสีที่ไม่รู้จักออกมา เผยให้เห็นฟิล์มภาพถ่ายที่ถูกบังจากแสง ปรากฏการณ์นี้ถูกเรียกว่า กัมมันตภาพรังสี.
รังสีกัมมันตภาพรังสีมีสามประเภท:
- $α$-รังสี ซึ่งประกอบด้วย $α$-อนุภาคที่มีประจุ $2$ มากกว่าประจุของอิเล็กตรอน แต่มีเครื่องหมายบวก และมีมวล $4$ มากกว่ามวลของอะตอมไฮโดรเจน
- $β$-rays แสดงถึงการไหลของอิเล็กตรอน
- $γ$-รังสีคือคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าที่มีมวลเล็กน้อยและไม่มีประจุไฟฟ้า
ดังนั้นอะตอมจึงมีโครงสร้างที่ซับซ้อน - ประกอบด้วยนิวเคลียสและอิเล็กตรอนที่มีประจุบวก
อะตอมมีโครงสร้างอย่างไร?
ในปี 1910 ที่เมืองเคมบริดจ์ ใกล้ลอนดอน เออร์เนสต์ รัทเทอร์ฟอร์ดและนักเรียนและเพื่อนร่วมงานของเขาได้ศึกษาการกระเจิงของอนุภาค $α$ ที่ลอดผ่านแผ่นฟอยล์สีทองบางๆ แล้วตกลงไปบนหน้าจอ อนุภาคอัลฟ่ามักจะเบี่ยงเบนไปจากทิศทางเดิมเพียงระดับเดียว ซึ่งดูเหมือนจะยืนยันความสม่ำเสมอและความสม่ำเสมอของคุณสมบัติของอะตอมทองคำ และทันใดนั้น นักวิจัยสังเกตเห็นว่าอนุภาค $α$ บางอนุภาคเปลี่ยนทิศทางของเส้นทางกะทันหัน ราวกับว่ากำลังเผชิญกับสิ่งกีดขวางบางอย่าง
ด้วยการวางฉากกั้นไว้ด้านหน้าฟอยล์ รัทเทอร์ฟอร์ดสามารถตรวจจับได้แม้กระทั่งกรณีที่หายากเหล่านั้นเมื่ออนุภาค $α$ ซึ่งสะท้อนจากอะตอมทองคำ บินไปในทิศทางตรงกันข้าม
การคำนวณแสดงให้เห็นว่าปรากฏการณ์ที่สังเกตได้อาจเกิดขึ้นได้หากมวลทั้งหมดของอะตอมและทั้งหมดของมัน ประจุบวกรวมตัวกันอยู่ที่แกนกลางเล็กๆ รัศมีของนิวเคลียสตามที่ปรากฏนั้นเล็กกว่ารัศมีของอะตอมทั้งหมด 100,000 เท่าซึ่งเป็นบริเวณที่มีอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุลบอยู่ หากเราใช้การเปรียบเทียบเป็นรูปเป็นร่าง ปริมาตรทั้งหมดของอะตอมก็สามารถเปรียบได้กับสนามกีฬาในลุจนิกิ และนิวเคลียสก็สามารถเปรียบเสมือนลูกฟุตบอลที่อยู่ตรงกลางสนามได้
อะตอมขององค์ประกอบทางเคมีใดๆ ก็เทียบได้กับอะตอมเล็กๆ ระบบสุริยะ. ดังนั้นแบบจำลองอะตอมนี้ที่รัทเทอร์ฟอร์ดเสนอจึงเรียกว่าดาวเคราะห์
โปรตอนและนิวตรอน
ปรากฎว่านิวเคลียสอะตอมเล็ก ๆ ซึ่งมีมวลทั้งหมดของอะตอมเข้มข้นประกอบด้วยอนุภาคสองประเภท - โปรตอนและนิวตรอน
โปรตอนมีประจุเท่ากับประจุของอิเล็กตรอน แต่ตรงข้ามกับเครื่องหมาย $(+1)$ และมีมวลเท่ากับมวลของอะตอมไฮโดรเจน (ถือเป็นเอกภาพในวิชาเคมี) โปรตอนถูกกำหนดด้วยเครื่องหมาย $↙(1)↖(1)p$ (หรือ $p+$) นิวตรอนไม่มีประจุ พวกมันเป็นกลางและมีมวลเท่ากับมวลของโปรตอน กล่าวคือ $1$. นิวตรอนถูกกำหนดด้วยเครื่องหมาย $↙(0)↖(1)n$ (หรือ $n^0$)
โปรตอนและนิวตรอนรวมกันเรียกว่า นิวเคลียส(ตั้งแต่ lat. นิวเคลียส- แกน)
ผลรวมของจำนวนโปรตอนและนิวตรอนในอะตอมเรียกว่า เลขมวล. ตัวอย่างเช่น เลขมวลของอะตอมอะลูมิเนียมคือ:
เนื่องจากมวลของอิเล็กตรอนซึ่งมีขนาดเล็กมากสามารถถูกละเลยได้ จึงเห็นได้ชัดว่ามวลทั้งหมดของอะตอมกระจุกตัวอยู่ในนิวเคลียส อิเล็กตรอนถูกกำหนดไว้ดังนี้: $e↖(-)$
เนื่องจากอะตอมมีความเป็นกลางทางไฟฟ้า จึงเห็นได้ชัดเช่นกัน ว่าจำนวนโปรตอนและอิเล็กตรอนในอะตอมเท่ากัน มีค่าเท่ากับเลขอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีกำหนดไว้ในตารางธาตุ ตัวอย่างเช่น นิวเคลียสของอะตอมเหล็กมีโปรตอน 26 ดอลลาร์ และอิเล็กตรอน 26 ดอลลาร์โคจรรอบนิวเคลียส จะทราบจำนวนนิวตรอนได้อย่างไร?
ดังที่ทราบกันดีว่ามวลของอะตอมประกอบด้วยมวลของโปรตอนและนิวตรอน รู้หมายเลขซีเรียลขององค์ประกอบ $(Z)$ เช่น จำนวนโปรตอน และเลขมวล $(A)$ ซึ่งเท่ากับผลรวมของจำนวนโปรตอนและนิวตรอน สามารถหาจำนวนนิวตรอน $(N)$ ได้โดยใช้สูตร:
ตัวอย่างเช่น จำนวนนิวตรอนในอะตอมของเหล็กคือ:
$56 – 26 = 30$.
ตารางแสดงลักษณะสำคัญของอนุภาคมูลฐาน
ลักษณะพื้นฐานของอนุภาคมูลฐาน
ไอโซโทป
อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันที่มีประจุนิวเคลียร์เท่ากันแต่มีมวลต่างกันเรียกว่าไอโซโทป
คำ ไอโซโทปประกอบด้วยสอง คำภาษากรีก:ไอโซ- เหมือนกันและ โทโพส- สถานที่ หมายถึง "การครอบครองที่เดียว" (เซลล์) ในตารางธาตุ
องค์ประกอบทางเคมีที่พบในธรรมชาติเป็นส่วนผสมของไอโซโทป ดังนั้น คาร์บอนจึงมีไอโซโทป 3 ไอโซโทปที่มีมวล $12, 13, 14$; ออกซิเจน - ไอโซโทปสามชนิดที่มีมวล $16, 17, 18 เป็นต้น
โดยปกติมวลอะตอมสัมพัทธ์ขององค์ประกอบทางเคมีที่กำหนดในตารางธาตุคือค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของส่วนผสมตามธรรมชาติของไอโซโทปขององค์ประกอบที่กำหนดโดยคำนึงถึงความอุดมสมบูรณ์สัมพัทธ์ในธรรมชาติ ดังนั้นค่าของอะตอม มวลมักจะเป็นเศษส่วน ตัวอย่างเช่น อะตอมของคลอรีนธรรมชาติเป็นส่วนผสมของสองไอโซโทป - 35$ (โดยธรรมชาติมี $75%$) และ $37$ (โดยธรรมชาติคือ $25%$) ดังนั้นมวลอะตอมสัมพัทธ์ของคลอรีนคือ 35.5$ ไอโซโทปของคลอรีนเขียนได้ดังนี้:
$↖(35)↙(17)(Cl)$ และ $↖(37)↙(17)(Cl)$
คุณสมบัติทางเคมีของไอโซโทปของคลอรีนเหมือนกันทุกประการ เช่นเดียวกับไอโซโทปขององค์ประกอบทางเคมีส่วนใหญ่ เช่น โพแทสเซียม อาร์กอน:
$↖(39)↙(19)(K)$ และ $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ และ $↖(40)↙(18 )(อาร์)$
อย่างไรก็ตาม ไอโซโทปของไฮโดรเจนมีคุณสมบัติแตกต่างกันอย่างมากเนื่องจากการเพิ่มขึ้นอย่างมากของมวลอะตอมสัมพัทธ์ พวกเขายังได้รับชื่อบุคคลและสัญลักษณ์ทางเคมีอีกด้วย: โปรเทียม - $↖(1)↙(1)(H)$; ดิวทีเรียม - $↖(2)↙(1)(H)$ หรือ $↖(2)↙(1)(D)$; ไอโซโทป - $↖(3)↙(1)(H)$ หรือ $↖(3)↙(1)(T)$
ตอนนี้เราสามารถให้คำจำกัดความที่ทันสมัย เข้มงวดยิ่งขึ้นและเป็นวิทยาศาสตร์ขององค์ประกอบทางเคมีได้
องค์ประกอบทางเคมีคือกลุ่มของอะตอมที่มีประจุนิวเคลียร์เท่ากัน
โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในสี่ช่วงแรก
ลองพิจารณาการแสดงการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบตามช่วงเวลาของระบบ D.I. Mendeleev
องค์ประกอบของยุคแรก
แผนภาพโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนผ่านชั้นอิเล็กทรอนิกส์ (ระดับพลังงาน)
สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนตามระดับพลังงานและระดับย่อย
สูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิกของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนไม่เพียงแต่ข้ามระดับและระดับย่อยเท่านั้น แต่ยังรวมถึงวงโคจรด้วย
ในอะตอมฮีเลียม ชั้นอิเล็กตรอนชั้นแรกจะเสร็จสมบูรณ์ โดยประกอบด้วยอิเล็กตรอนมูลค่า 2$
ไฮโดรเจนและฮีเลียมเป็นองค์ประกอบ $s$ โดยที่ $s$ วงโคจรของอะตอมเหล่านี้เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน
องค์ประกอบของช่วงที่สอง
สำหรับองค์ประกอบช่วงที่สองทั้งหมด ชั้นอิเล็กตรอนชั้นแรกจะถูกเติมเต็ม และอิเล็กตรอนจะเติมวงโคจร $s-$ และ $p$ ของชั้นอิเล็กตรอนที่สองตามหลักการของพลังงานน้อยที่สุด ($s$ แรกแล้วตามด้วย $p$ ) และกฎของเพาลีและฮุนด์
ในอะตอมนีออน ชั้นอิเล็กตรอนชั้นที่ 2 เสร็จสมบูรณ์ ประกอบด้วยอิเล็กตรอน 8$
องค์ประกอบของยุคที่สาม
สำหรับอะตอมของธาตุในช่วงที่สาม ชั้นอิเล็กตรอนที่หนึ่งและสองจะเสร็จสมบูรณ์ ดังนั้นชั้นอิเล็กตรอนที่สามจึงถูกเติมเต็ม ซึ่งอิเล็กตรอนสามารถครอบครองระดับ 3s-, 3p- และ 3d-sub
โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในยุคที่สาม
อะตอมแมกนีเซียมทำให้วงโคจรของอิเล็กตรอนมีค่า $3.5$ สมบูรณ์ $Na$ และ $Mg$ เป็น $s$-องค์ประกอบ
ในอะลูมิเนียมและองค์ประกอบต่อมา ระดับย่อย $3d$ จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน
| $↙(18)(Ar)$ อาร์กอน |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
อะตอมอาร์กอนมีอิเล็กตรอน $8$ ในชั้นนอก (ชั้นอิเล็กตรอนที่สาม) เมื่อชั้นนอกเสร็จสมบูรณ์ แต่โดยรวมแล้วในชั้นอิเล็กตรอนที่สาม ดังที่คุณทราบอยู่แล้วว่าอาจมีอิเล็กตรอนได้ 18 ตัว ซึ่งหมายความว่าองค์ประกอบของคาบที่สามนั้นมีออร์บิทัล $3d$ ที่ยังไม่ได้เติมเต็ม
องค์ประกอบทั้งหมดตั้งแต่ $Al$ ถึง $Ar$ คือ $р$ -องค์ประกอบ
$s-$ และ $p$ -องค์ประกอบรูปร่าง กลุ่มย่อยหลักในตารางธาตุ
องค์ประกอบของยุคที่สี่
อะตอมของโพแทสเซียมและแคลเซียมมีชั้นอิเล็กตรอนที่สี่และระดับย่อย $4s$ ถูกเติมเต็ม เพราะว่า มันมีพลังงานต่ำกว่าระดับย่อย $3d$ เพื่อลดความซับซ้อนของสูตรอิเล็กทรอนิกส์กราฟิกของอะตอมขององค์ประกอบของช่วงเวลาที่สี่:
- ให้เราแสดงสูตรอิเล็กทรอนิกส์เชิงกราฟิกทั่วไปของอาร์กอนดังนี้: $Ar$;
- เราจะไม่พรรณนาถึงระดับย่อยที่ไม่ได้เต็มไปด้วยอะตอมเหล่านี้
$K, Ca$ - $s$ -องค์ประกอบรวมอยู่ในกลุ่มย่อยหลัก สำหรับอะตอมตั้งแต่ $Sc$ ถึง $Zn$ ระดับย่อย 3 มิติจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน เหล่านี้คือองค์ประกอบ $3d$ พวกเขาจะรวมอยู่ใน กลุ่มย่อยด้านข้างชั้นอิเล็กตรอนชั้นนอกถูกเติมเต็ม พวกมันถูกจัดประเภทเป็น องค์ประกอบการนำส่ง
ให้ความสนใจกับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมโครเมียมและทองแดง ในนั้นอิเล็กตรอนตัวหนึ่ง “ล้มเหลว” จากระดับ $4s-$ ถึงระดับย่อย $3d$ ซึ่งอธิบายได้จากความเสถียรทางพลังงานที่มากขึ้นของผลลัพธ์ $3d^5$ และ $3d^(10)$ การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์:
$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$ 
$↙(29)(ลูกบาศ์ก)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$ 
| สัญลักษณ์องค์ประกอบ หมายเลขซีเรียล ชื่อ | แผนภาพโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ | สูตรอิเล็กทรอนิกส์ | สูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิก |
| $↙(19)(K)$ โพแทสเซียม |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ แคลเซียม |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ สแกนเดียม |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ หรือ $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ ไทเทเนียม |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ หรือ $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ วานาเดียม |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ หรือ $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$ |  |
| $↙(24)(Cr)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ หรือ $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$ |  |
| $↙(29)(ลูกบาศ์ก)$ โครเมียม |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ หรือ $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ สังกะสี |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ หรือ $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Ga)$ แกลเลียม |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ หรือ $1s^2(2) ส^2(2)พี^6(3)พี^6(3)ง^(10)(4)ส^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(Kr)$ คริปทอน |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ หรือ $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
ในอะตอมสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนชั้นที่สามจะเสร็จสมบูรณ์ - ระดับย่อย $3s, 3p$ และ $3d$ ทั้งหมดจะถูกเติมเต็มลงไป โดยมีอิเล็กตรอนทั้งหมด $18$
ในองค์ประกอบถัดจากสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ ซึ่งเป็นระดับย่อย $4p$ ยังคงถูกเติมเต็มต่อไป องค์ประกอบตั้งแต่ $Ga$ ถึง $Кr$ - $р$ -องค์ประกอบ
ชั้นนอก (ที่สี่) ของอะตอมคริปทอนเสร็จสมบูรณ์แล้ว และมีอิเล็กตรอน 8$ แต่อย่างที่คุณทราบ โดยรวมแล้วในชั้นอิเล็กตรอนที่สี่อาจมีอิเล็กตรอนได้ $32$; อะตอมของคริปทอนยังคงมีระดับย่อย $4d-$ และ $4f$ ที่ยังไม่ได้ดำเนินการ
สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่ห้า ระดับย่อยจะถูกกรอกตามลำดับต่อไปนี้: $5s → 4d → 5p$ และยังมีข้อยกเว้นที่เกี่ยวข้องกับ "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอนใน $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46 ) Pd$, $↙(47)Ag$ $f$ ปรากฏในช่วงที่หกและเจ็ด -องค์ประกอบ, เช่น. องค์ประกอบที่มีการเติมระดับย่อย $4f-$ และ $5f$ ของเลเยอร์อิเล็กทรอนิกส์ภายนอกชั้นที่สามตามลำดับ
$4f$ -องค์ประกอบเรียกว่า แลนทาไนด์
$5f$ -องค์ประกอบเรียกว่า แอกติไนด์
ลำดับการเติมระดับย่อยอิเล็กทรอนิกส์ในอะตอมขององค์ประกอบในช่วงที่หก: องค์ประกอบ $↙(55)Cs$ และ $↙(56)Ba$ - $6s$ องค์ประกอบ; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-องค์ประกอบ; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-องค์ประกอบ; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-องค์ประกอบ; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-องค์ประกอบ แต่ที่นี่ก็มีองค์ประกอบที่ละเมิดลำดับของการเติมวงโคจรอิเล็กทรอนิกส์ซึ่งตัวอย่างเช่นมีความเกี่ยวข้องกับความมั่นคงทางพลังงานที่มากขึ้นของครึ่งหนึ่งและเติมเต็ม $f$-ระดับย่อยทั้งหมด เช่น $nf^7$ และ $nf^(14)$.
องค์ประกอบทั้งหมดตามที่คุณเข้าใจแล้วนั้นขึ้นอยู่กับระดับย่อยของอะตอมที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนจะแบ่งออกเป็นสี่ตระกูลอิเล็กตรอนหรือบล็อก:
- $s$ -องค์ประกอบ;$s$-ระดับย่อยของระดับภายนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน $s$-ธาตุ ได้แก่ ไฮโดรเจน ฮีเลียม และธาตุของกลุ่มย่อยหลักของหมู่ I และ II;
- $p$ -องค์ประกอบ;$p$-ระดับย่อยของระดับภายนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน $p$-องค์ประกอบ ได้แก่ องค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม III–VIII;
- $d$ -องค์ประกอบ;$d$-ระดับย่อยของระดับก่อนภายนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน $d$-องค์ประกอบ รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยรองของกลุ่ม I–VIII เช่น องค์ประกอบของทศวรรษระหว่างทศวรรษระหว่าง $s-$ และ $p-$elements พวกมันก็ถูกเรียกว่า องค์ประกอบการเปลี่ยนแปลง
- $f$ -องค์ประกอบ;อิเล็กตรอนเติมเต็มระดับย่อย $f-$ ของระดับภายนอกที่สามของอะตอม เหล่านี้รวมถึงแลนทาไนด์และแอกติไนด์
การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม สถานะพื้นดินและความตื่นเต้นของอะตอม
นักฟิสิกส์ชาวสวิส W. Pauli ในปี 1925 พบว่า อะตอมสามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัวในวงโคจรเดียวมีด้านหลังตรงกันข้าม (ขนานกัน) (แปลจากภาษาอังกฤษเป็นแกนหมุน) กล่าวคือ มีคุณสมบัติที่สามารถจินตนาการตามอัตภาพว่าเป็นการหมุนของอิเล็กตรอนรอบแกนจินตนาการตามเข็มนาฬิกาหรือทวนเข็มนาฬิกา หลักการนี้เรียกว่า หลักการของเปาลี
หากมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัวอยู่ในวงโคจรจะเรียกว่า ไม่ได้จับคู่ถ้าสองก็นี่ อิเล็กตรอนที่จับคู่, เช่น. อิเล็กตรอนที่มีการหมุนตรงข้ามกัน
รูปนี้แสดงแผนภาพการแบ่งระดับพลังงานออกเป็นระดับย่อย
$s-$ วงโคจรดังที่คุณทราบแล้วว่ามีรูปร่างเป็นทรงกลม อิเล็กตรอนของอะตอมไฮโดรเจน $(n = 1)$ อยู่ในวงโคจรนี้และไม่มีการจับคู่ ด้วยเหตุนี้เอง สูตรอิเล็กทรอนิกส์, หรือ การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์เขียนไว้ดังนี้: $1s^1$ ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ หมายเลขระดับพลังงานจะระบุด้วยตัวเลขที่อยู่หน้าตัวอักษร $(1...)$, อักษรละตินแสดงถึงระดับย่อย (ประเภทของวงโคจร) และตัวเลขที่เขียนทางด้านขวาเหนือตัวอักษร (เป็นเลขชี้กำลัง) จะแสดงจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อย
สำหรับอะตอมฮีเลียม He ซึ่งมีอิเล็กตรอนคู่กัน 2 ตัวในวงโคจร $s-$ เดียว สูตรนี้คือ: $1s^2$ เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมฮีเลียมมีความสมบูรณ์และเสถียรมาก ฮีเลียมเป็นก๊าซมีตระกูล ที่ระดับพลังงานที่สอง $(n = 2)$ มีวงโคจรสี่วง หนึ่ง $s$ และสาม $p$ อิเล็กตรอนของ $s$-orbital ของระดับที่สอง ($2s$-orbital) มีพลังงานสูงกว่า เนื่องจาก อยู่ในระยะห่างจากนิวเคลียสมากกว่าอิเล็กตรอนของวงโคจร $1s$ $(n = 2)$ โดยทั่วไป สำหรับแต่ละค่าของ $n$ จะมี $s-$orbital หนึ่งวง แต่ด้วยการจ่ายพลังงานอิเล็กตรอนที่สอดคล้องกัน ดังนั้น ด้วยเส้นผ่านศูนย์กลางที่สอดคล้องกันจึงเพิ่มขึ้นเมื่อค่าของ $n$ เพิ่มขึ้น $ s-$Orbital ดังที่คุณทราบแล้วว่า มีรูปร่างเป็นทรงกลม อิเล็กตรอนของอะตอมไฮโดรเจน $(n = 1)$ อยู่ในวงโคจรนี้และไม่มีการจับคู่ ดังนั้น สูตรอิเล็กทรอนิกส์หรือการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์จึงเขียนดังนี้: $1s^1$ ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ จำนวนระดับพลังงานจะระบุด้วยตัวเลขหน้าตัวอักษร $(1...)$ ตัวอักษรละตินหมายถึงระดับย่อย (ประเภทของวงโคจร) และตัวเลขที่เขียนทางด้านขวาเหนือ ตัวอักษร (เป็นเลขชี้กำลัง) แสดงจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อย
สำหรับอะตอมฮีเลียม $He$ ซึ่งมีอิเล็กตรอนคู่กัน 2 ตัวในวงโคจร $s-$ เดียว สูตรนี้คือ: $1s^2$ เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมฮีเลียมมีความสมบูรณ์และเสถียรมาก ฮีเลียมเป็นก๊าซมีตระกูล ที่ระดับพลังงานที่สอง $(n = 2)$ มีวงโคจรสี่วง หนึ่ง $s$ และสาม $p$ อิเล็กตรอนของ $s-$orbitals ระดับที่สอง ($2s$-orbitals) มีพลังงานสูงกว่า เนื่องจาก อยู่ในระยะห่างจากนิวเคลียสมากกว่าอิเล็กตรอนของวงโคจร $1s$ $(n = 2)$ โดยทั่วไป สำหรับแต่ละค่าของ $n$ จะมี $s-$orbital หนึ่งวง แต่ด้วยการจ่ายพลังงานอิเล็กตรอนที่สอดคล้องกัน ดังนั้น ด้วยเส้นผ่านศูนย์กลางที่สอดคล้องกัน จึงเพิ่มขึ้นเมื่อค่าของ $n$ เพิ่มขึ้น 
$พี-$ วงโคจรมีรูปร่างคล้ายดัมเบลหรือมีรูปร่างใหญ่โตแปด $p$-ออร์บิทัลทั้งสามอยู่ในอะตอมตั้งฉากกันตามพิกัดเชิงพื้นที่ที่ลากผ่านนิวเคลียสของอะตอม ควรเน้นย้ำอีกครั้งว่าแต่ละระดับพลังงาน (ชั้นอิเล็กทรอนิกส์) เริ่มต้นจาก $n= 2$ มี $p$-ออร์บิทัลสามอัน เมื่อค่าของ $n$ เพิ่มขึ้น อิเล็กตรอนจะครอบครอง $p$-ออร์บิทัลซึ่งอยู่ห่างจากนิวเคลียสอย่างมากและพุ่งไปตามแกน $x, y, z$
สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่สอง $(n = 2)$ จะมีการเติม $s$-orbital อันแรก จากนั้นจึงเติม $p$-orbitals สามอัน สูตรอิเล็กทรอนิกส์ $Li: 1s^(2)2s^(1)$ อิเล็กตรอน $2s^1$ นั้นจับกับนิวเคลียสของอะตอมได้อ่อนกว่า ดังนั้นอะตอมลิเธียมจึงสามารถยอมแพ้ได้ง่าย (ดังที่คุณจำได้ชัดเจน กระบวนการนี้เรียกว่าออกซิเดชัน) กลายเป็นลิเธียมไอออน $Li^+$ .
ในอะตอมของเบริลเลียม Be อิเล็กตรอนตัวที่สี่ก็อยู่ในวงโคจร $2s$: $1s^(2)2s^(2)$ อิเล็กตรอนชั้นนอกสองตัวของอะตอมเบริลเลียมแยกออกได้ง่าย - $B^0$ ถูกออกซิไดซ์เป็นไอออนบวก $Be^(2+)$
ในอะตอมโบรอน อิเล็กตรอนตัวที่ 5 ครอบครองวงโคจร $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$ ถัดไป อะตอม $C, N, O, F$ จะถูกเติมด้วย $2p$-ออร์บิทัล ซึ่งลงท้ายด้วยนีออนก๊าซมีตระกูล: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$
สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่สาม ออร์บิทัล $3s-$ และ $3p$ จะถูกเติมตามลำดับ $d$-วงโคจรระดับที่สามห้าวงยังคงเป็นอิสระ:
$↙(11)นา 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,
$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,
$↙(18)อาร์ 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
บางครั้งในแผนภาพที่แสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนในอะตอม จะแสดงเฉพาะจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานเท่านั้น กล่าวคือ เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี ตรงกันข้ามกับสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบเต็มที่ให้ไว้ข้างต้น ตัวอย่างเช่น:
$↙(11)นา 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
สำหรับองค์ประกอบที่มีคาบขนาดใหญ่ (ที่สี่และห้า) อิเล็กตรอนสองตัวแรกจะครอบครองวงโคจร $4s-$ และ $5s$ ตามลำดับ: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. เริ่มต้นจากองค์ประกอบที่สามของแต่ละ ระยะเวลายาวนานอิเล็กตรอนสิบตัวถัดไปจะไปที่ $3d-$ และ $4d-$orbitals ก่อนหน้า ตามลำดับ (สำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยด้านข้าง): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙(26) Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. ตามกฎแล้ว เมื่อ $d$-ระดับย่อยก่อนหน้าถูกเติมเต็ม ระดับด้านนอก ($4р-$ และ $5р-$ ตามลำดับ) $р-$ระดับย่อยจะเริ่มถูกเติมเต็ม: $↙(33)เป็น 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)เต้ 2, 8, 18, 18, 6$.
สำหรับองค์ประกอบของคาบขนาดใหญ่ - ที่หกและที่เจ็ดที่ไม่สมบูรณ์ - ระดับอิเล็กทรอนิกส์และระดับย่อยจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ตามกฎดังนี้: อิเล็กตรอนสองตัวแรกเข้าสู่ระดับย่อยภายนอก $s-$: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; อิเล็กตรอนตัวถัดไป (สำหรับ $La$ และ $Ca$) ไปยัง $d$-ระดับย่อยก่อนหน้า: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ และ $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.
จากนั้นอิเล็กตรอน $14$ ถัดไปจะไปที่ระดับพลังงานภายนอกที่สาม ไปยังวงโคจรของแลนทาไนด์และแอกติไนด์ $4f$ และ $5f$ ตามลำดับ: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.
จากนั้นระดับพลังงานภายนอกที่สอง ($d$-ระดับย่อย) ขององค์ประกอบของกลุ่มย่อยด้านข้างจะเริ่มสร้างขึ้นอีกครั้ง: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. และสุดท้าย หลังจากที่ระดับย่อย $d$ เต็มด้วยอิเล็กตรอน 10 ตัวแล้ว ระดับย่อย $p$-จึงจะถูกเติมอีกครั้ง: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$
บ่อยครั้งที่โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมถูกแสดงโดยใช้พลังงานหรือเซลล์ควอนตัม - สิ่งที่เรียกว่า สูตรอิเล็กทรอนิกส์กราฟิก. สำหรับสัญลักษณ์นี้ จะใช้สัญลักษณ์ต่อไปนี้: เซลล์ควอนตัมแต่ละเซลล์ถูกกำหนดโดยเซลล์ที่สอดคล้องกับหนึ่งออร์บิทัล อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะถูกระบุด้วยลูกศรที่สอดคล้องกับทิศทางการหมุน เมื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิก คุณควรจำกฎสองข้อ: หลักการของเปาลีตามที่เซลล์หนึ่งเซลล์ (ออร์บิทัล) สามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว แต่มีการหมุนแบบตรงข้ามกันและ กฎของเอฟฮุนด์โดยที่อิเล็กตรอนจะครอบครองเซลล์อิสระทีละเซลล์ก่อนและมีค่าการหมุนเท่ากัน จากนั้นจึงจับคู่กัน แต่การหมุนตามหลักการของเพาลีจะอยู่ไปในทิศทางตรงกันข้าม
6.6. คุณสมบัติของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของโครเมียม ทองแดง และธาตุอื่นๆ
หากคุณดูภาคผนวก 4 อย่างละเอียด คุณอาจสังเกตเห็นว่าสำหรับอะตอมขององค์ประกอบบางอย่าง ลำดับของการเติมออร์บิทัลด้วยอิเล็กตรอนจะหยุดชะงัก บางครั้งการละเมิดเหล่านี้เรียกว่า "ข้อยกเว้น" แต่ก็ไม่เป็นเช่นนั้น - ไม่มีข้อยกเว้นสำหรับกฎแห่งธรรมชาติ!
องค์ประกอบแรกที่มีความผิดปกตินี้คือโครเมียม มาดูโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของมันให้ละเอียดยิ่งขึ้น (รูปที่ 6.16 ก). อะตอมของโครเมียมมี 4 ส-ไม่มีระดับย่อยสองระดับอย่างที่คาดไว้ แต่มีเพียงอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียวเท่านั้น แต่ตอนตี 3 ง-ระดับย่อยมีอิเล็กตรอน 5 ตัว แต่ระดับย่อยนี้จะเต็มหลังจาก 4 ส-ระดับย่อย (ดูรูปที่ 6.4) เพื่อให้เข้าใจว่าเหตุใดจึงเกิดเหตุการณ์เช่นนี้ มาดูกันว่าเมฆอิเล็กตรอนคือ 3 อย่างไร ง-ระดับย่อยของอะตอมนี้
อย่างละ 5 อัน 3 ง-เมฆในกรณีนี้ประกอบด้วยอิเล็กตรอนตัวเดียว ดังที่คุณทราบแล้วจากมาตรา 4 ของบทนี้ เมฆอิเล็กตรอนทั้งหมดของอิเล็กตรอนทั้งห้าดังกล่าวมีรูปร่างเป็นทรงกลมหรืออย่างที่พวกเขาพูดกันว่าสมมาตรเป็นทรงกลม ตามลักษณะของการกระจายตัวของความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในทิศทางต่างๆ จะคล้ายกับ 1 ส-อีโอ. พลังงานของระดับย่อยที่อิเล็กตรอนก่อตัวเป็นเมฆจะน้อยกว่าในกรณีของเมฆที่มีความสมมาตรน้อยกว่า ใน ในกรณีนี้พลังงานของออร์บิทัล 3 ง-ระดับย่อยเท่ากับพลังงาน 4 ส-ออร์บิทัล เมื่อความสมมาตรเสีย เช่น เมื่อมีอิเล็กตรอนตัวที่ 6 ปรากฏขึ้น พลังงานของออร์บิทัลจะเป็น 3 ง-ระดับย่อยจะยิ่งใหญ่กว่าพลังงาน 4 อีกครั้ง ส-ออร์บิทัล ดังนั้นอะตอมของแมงกานีสจึงมีอิเล็กตรอนตัวที่สองที่ 4 อีกครั้ง ส-เอโอ
เมฆทั่วไปของระดับย่อยใดๆ ที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนไม่ว่าจะครึ่งหนึ่งหรือทั้งหมด มีความสมมาตรทรงกลม การลดลงของพลังงานในกรณีเหล่านี้เป็นเรื่องปกติและไม่ขึ้นอยู่กับว่าระดับย่อยใดมีอิเล็กตรอนเต็มครึ่งหนึ่งหรือทั้งหมด และถ้าเป็นเช่นนั้น เราจะต้องมองหาการละเมิดครั้งต่อไปในอะตอมซึ่งมีอิเล็กตรอนเปลือกที่เก้า “มาถึง” อยู่ลำดับสุดท้าย ง-อิเล็กตรอน. อันที่จริงอะตอมของทองแดงมี 3 ง-ระดับย่อยมี 10 อิเล็กตรอน และ 4 ส- มีเพียงระดับย่อยเดียวเท่านั้น (รูปที่ 6.16 ข).
การลดลงของพลังงานของออร์บิทัลของระดับย่อยที่เต็มหรือครึ่งหนึ่งทำให้เกิดปรากฏการณ์ทางเคมีที่สำคัญหลายประการ ซึ่งบางส่วนคุณจะคุ้นเคย
6.7. อิเล็กตรอนชั้นนอกและเวเลนซ์ ออร์บิทัลและระดับย่อย
ตามกฎแล้วไม่ได้ศึกษาคุณสมบัติของอะตอมที่แยกได้เนื่องจากอะตอมเกือบทั้งหมดเมื่อเป็นส่วนหนึ่งของสารต่าง ๆ ก่อให้เกิดพันธะเคมี พันธะเคมีเกิดขึ้นจากปฏิกิริยาของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอม สำหรับอะตอมทั้งหมด (ยกเว้นไฮโดรเจน) ไม่ใช่ว่าอิเล็กตรอนทั้งหมดจะมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมี โบรอนมีอิเล็กตรอนสามในห้าตัว คาร์บอนมีสี่ในหกตัว และตัวอย่างเช่น แบเรียมมีสองในห้าสิบหก อิเล็กตรอนที่ "แอคทีฟ" เหล่านี้เรียกว่า วาเลนซ์อิเล็กตรอน.
วาเลนซ์อิเล็กตรอนบางครั้งอาจสับสนกับ ภายนอกอิเล็กตรอน แต่นี่ไม่ใช่สิ่งเดียวกัน
เมฆอิเล็กทรอนิกส์ของอิเล็กตรอนชั้นนอกมีรัศมีสูงสุด (และค่าสูงสุดของเลขควอนตัมหลัก)
อิเล็กตรอนชั้นนอกมีส่วนในการก่อตัวของพันธะตั้งแต่แรก เพียงเพราะเมื่ออะตอมเข้าใกล้กัน เมฆอิเล็กตรอนที่เกิดจากอิเล็กตรอนเหล่านี้จะสัมผัสกันเป็นอันดับแรก แต่อิเล็กตรอนบางตัวก็สามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะได้เช่นกัน ก่อนภายนอก(สุดท้าย) ชั้น แต่เฉพาะในกรณีที่พวกมันมีพลังงานไม่แตกต่างจากพลังงานของอิเล็กตรอนชั้นนอกมากนัก อิเล็กตรอนทั้งสองของอะตอมเป็นเวเลนซ์อิเล็กตรอน (ในแลนทาไนด์และแอกติไนด์ แม้แต่อิเล็กตรอน “ภายนอก” บางตัวก็มีเวเลนซ์)
พลังงานของเวเลนซ์อิเล็กตรอนนั้นมากกว่าพลังงานของอิเล็กตรอนอื่น ๆ ของอะตอมมากและเวเลนซ์อิเล็กตรอนจะมีพลังงานจากกันน้อยกว่ามาก
อิเล็กตรอนชั้นนอกจะเป็นเวเลนซ์อิเล็กตรอนเสมอก็ต่อเมื่ออะตอมสามารถสร้างพันธะเคมีได้เลย ดังนั้นอิเล็กตรอนทั้งสองของอะตอมฮีเลียมจึงอยู่ภายนอก แต่ไม่สามารถเรียกว่าเวเลนซ์ได้เนื่องจากอะตอมฮีเลียมไม่ก่อให้เกิดพันธะเคมีใด ๆ เลย
วาเลนซ์อิเล็กตรอนครอบครอง วงโคจรวาเลนซ์ซึ่งก็จะเกิดเป็นรูปร่างขึ้นมา ระดับย่อยของวาเลนซ์.
ตัวอย่างเช่น พิจารณาอะตอมของเหล็ก ซึ่งมีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ดังแสดงในรูปที่ 1 6.17. ของอิเล็กตรอนของอะตอมเหล็ก จำนวนควอนตัมหลักสูงสุด ( n= 4) มีเพียง 2 4 เท่านั้น ส-อิเล็กตรอน. ดังนั้นพวกมันจึงเป็นอิเล็กตรอนชั้นนอกของอะตอมนี้ วงโคจรด้านนอกของอะตอมเหล็กล้วนเป็นวงโคจรด้วย n= 4 และระดับย่อยด้านนอกคือระดับย่อยทั้งหมดที่เกิดจากออร์บิทัลเหล่านี้ นั่นคือ 4 ส-,
4พี-, 4ง- และ 4 ฉ-อีพียู.
อิเล็กตรอนชั้นนอกจะเป็นเวเลนซ์อิเล็กตรอนเสมอ ดังนั้น 4 ส-อิเล็กตรอนของอะตอมเหล็กคือเวเลนซ์อิเล็กตรอน และถ้าเป็นเช่นนั้นก็ 3 ง-อิเล็กตรอนที่มีพลังงานสูงกว่าเล็กน้อยก็จะเป็นเวเลนซ์อิเล็กตรอนเช่นกัน ที่ระดับภายนอกของอะตอมเหล็ก นอกเหนือจากการเติม 4 แล้ว ส-AO ยังมีฟรี 4 อัน พี-, 4ง- และ 4 ฉ-เอโอ ทั้งหมดเป็นธาตุภายนอก แต่มีเพียง 4 ธาตุเท่านั้นที่เป็นวาเลนซ์ ร-AO เนื่องจากพลังงานของออร์บิทัลที่เหลือนั้นสูงกว่ามากและการปรากฏตัวของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลเหล่านี้ไม่เป็นประโยชน์ต่ออะตอมของเหล็ก
ดังนั้นอะตอมเหล็ก
ระดับอิเล็กทรอนิกส์ภายนอก - ที่สี่
ระดับย่อยภายนอก – 4 ส-, 4พี-, 4ง- และ 4 ฉ-อีพียู,
วงโคจรด้านนอก – 4 ส-, 4พี-, 4ง- และ 4 ฉ-เอโอ
อิเล็กตรอนชั้นนอก - สอง 4 ส-อิเล็กตรอน (4 ส 2),
ชั้นอิเล็กทรอนิกส์ด้านนอก - ที่สี่
เมฆอิเล็กตรอนภายนอก – 4 ส-อีโอ
ระดับย่อยของวาเลนซ์ – 4 ส-, 4พี- และ 3 ง-อีพียู,
วงโคจรวาเลนซ์ – 4 ส-, 4พี- และ 3 ง-เอโอ
เวเลนซ์อิเล็กตรอน - สอง 4 ส-อิเล็กตรอน (4 ส 2) และหก 3 ง-อิเล็กตรอน (3 ง 6).
ระดับย่อยของวาเลนซ์สามารถเติมอิเล็กตรอนบางส่วนหรือทั้งหมดได้ หรืออาจคงความเป็นอิสระโดยสมบูรณ์ก็ได้ เมื่อประจุนิวเคลียร์เพิ่มขึ้น ค่าพลังงานของระดับย่อยทั้งหมดจะลดลง แต่เนื่องจากปฏิสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนซึ่งกันและกัน พลังงานของระดับย่อยที่แตกต่างกันจะลดลงที่ "ความเร็ว" ที่แตกต่างกัน พลังงานเต็มเปี่ยม ง- และ ฉ-ระดับย่อยลดลงมากจนหยุดเป็นวาเลนซ์
ตัวอย่างเช่น พิจารณาอะตอมของไทเทเนียมและสารหนู (รูปที่ 6.18)
ในกรณีของไทเทเนียมอะตอม 3 ง-EPU เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนเพียงบางส่วนเท่านั้น และมีพลังงานมากกว่าพลังงาน 4 ส-EPU และ 3 ง-อิเล็กตรอนเป็นเวเลนซ์ อะตอมของสารหนูมี 3 ง-EPU เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนโดยสมบูรณ์ และพลังงานของมันก็น้อยกว่าพลังงาน 4 อย่างมาก ส-EPU และดังนั้น 3 ง-อิเล็กตรอนไม่ใช่เวเลนซ์
ในตัวอย่างที่ให้มา เราได้วิเคราะห์ การกำหนดค่าเวเลนซ์อิเล็กตรอนอะตอมไทเทเนียมและสารหนู
การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมจะแสดงเป็น สูตรเวเลนซ์อิเล็กตรอนหรือในรูปแบบ แผนภาพพลังงานของระดับย่อยของเวเลนซ์.
วาเลนซ์อิเล็กตรอน, อิเล็กตรอนภายนอก, วาเลนซ์ EPU, วาเลนซ์ AO, การกำหนดค่าวาเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอม, สูตรวาเลนซ์อิเล็กตรอน, ไดอะแกรมระดับย่อยของวาเลนซ์
1. ในแผนภาพพลังงานที่คุณได้รวบรวมและในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่สมบูรณ์ของอะตอม Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar ระบุถึงอิเล็กตรอนด้านนอกและเวเลนซ์ เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์เวเลนซ์ของอะตอมเหล่านี้ ในแผนภาพพลังงาน ให้เน้นส่วนที่สอดคล้องกับแผนภาพพลังงานของระดับย่อยของเวเลนซ์
2. โครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมมีอะไรเหมือนกัน: ก) Li และ Na, B และ Al, O และ S, Ne และ Ar; b) Zn และ Mg, Sc และ Al, Cr และ S, Ti และ Si; c) H และ He, Li และ O, K และ Kr, Sc และ Ga ความแตกต่างของพวกเขาคืออะไร
3. มีกี่ระดับย่อยของเวเลนซ์ในเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมของธาตุแต่ละธาตุ: ก) ไฮโดรเจน ฮีเลียม และลิเธียม ข) ไนโตรเจน โซเดียม และซัลเฟอร์ ค) โพแทสเซียม โคบอลต์ และเจอร์เมเนียม
4. a) โบรอน, b) ฟลูออรีน, c) โซเดียมอะตอมเต็มไปด้วยวาเลนซ์ออร์บิทัลจำนวนเท่าใด
5. อะตอมมีออร์บิทัลที่มีอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่จำนวนเท่าใด: ก) โบรอน, ข) ฟลูออรีน, ค) เหล็ก
6. อะตอมแมงกานีสมีออร์บิทัลอิสระจำนวนเท่าใด วาเลนซ์อิสระกี่อัน?
7.สำหรับบทเรียนถัดไป ให้เตรียมแถบกระดาษกว้าง 20 มม. แบ่งเป็นเซลล์ (20 × 20 มม.) แล้วใช้ชุดองค์ประกอบตามธรรมชาติ (ตั้งแต่ไฮโดรเจนถึงไมต์เนเรียม) กับแถบนี้
8. ในแต่ละเซลล์ ให้วางสัญลักษณ์ของธาตุ เลขอะตอม และสูตรเวเลนซ์อิเล็กตรอน ดังแสดงในรูป 6.19 (ใช้ภาคผนวก 4)
6.8. การจัดระบบอะตอมตามโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอน
การจัดระบบองค์ประกอบทางเคมีขึ้นอยู่กับชุดองค์ประกอบตามธรรมชาติ
และ หลักการความคล้ายคลึงกันของเปลือกอิเล็กตรอนอะตอมของพวกเขา
คุณคุ้นเคยกับชุดองค์ประกอบทางเคมีตามธรรมชาติแล้ว ทีนี้มาทำความรู้จักกับหลักการของความคล้ายคลึงกันของกระสุนอิเล็กทรอนิกส์กันดีกว่า
เมื่อพิจารณาจากสูตรอิเล็กทรอนิกส์เวเลนซ์ของอะตอมใน ERE เป็นเรื่องง่ายที่จะค้นพบว่าสำหรับอะตอมบางอะตอมจะแตกต่างกันในค่าของเลขควอนตัมหลักเท่านั้น ตัวอย่างเช่น 1 ส 1 สำหรับไฮโดรเจน 2 ส 1 สำหรับลิเธียม 3 ส 1 สำหรับโซเดียม เป็นต้น หรือ 2 ส 2 2พี 5 สำหรับฟลูออรีน 3 ส 2 3พี 5 สำหรับคลอรีน 4 ส 2 4พี 5 สำหรับโบรมีน ฯลฯ ซึ่งหมายความว่าบริเวณด้านนอกของเมฆเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมดังกล่าวมีรูปร่างคล้ายกันมากและมีขนาดแตกต่างกันเท่านั้น (และแน่นอนว่ามีความหนาแน่นของอิเล็กตรอน) และถ้าเป็นเช่นนั้นก็สามารถเรียกเมฆอิเล็กตรอนของอะตอมดังกล่าวและการกำหนดค่าความจุที่สอดคล้องกันได้ คล้ายกัน. สำหรับอะตอมของธาตุต่าง ๆ ที่มีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์คล้ายกันเราสามารถเขียนได้ สูตรอิเล็กทรอนิกส์เวเลนซ์ทั่วไป: ns 1 ในกรณีแรกและ ns 2 n.p. 5 ในวินาที เมื่อคุณเคลื่อนที่ไปตามชุดธาตุตามธรรมชาติ คุณจะพบกลุ่มอะตอมอื่นๆ ที่มีการกำหนดค่าเวเลนซ์คล้ายกัน
ดังนั้น, อะตอมที่มีการกำหนดค่าเวเลนซ์อิเล็กตรอนคล้ายกันมักพบอยู่ในชุดธาตุตามธรรมชาติ.
นี่คือหลักการของความคล้ายคลึงกันของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์
ลองระบุประเภทของความสม่ำเสมอนี้ ในการทำเช่นนี้ เราจะใช้ชุดองค์ประกอบตามธรรมชาติที่คุณสร้างขึ้น
ERE เริ่มต้นด้วยไฮโดรเจน ซึ่งมีสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของวาเลนซ์คือ 1 ส 1. ในการค้นหาการกำหนดค่าเวเลนซ์ที่คล้ายกัน เราได้ตัดลำดับอนุกรมตามธรรมชาติขององค์ประกอบที่อยู่ด้านหน้าองค์ประกอบด้วยสูตรอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์ทั่วไป ns 1 (เช่น ก่อนลิเธียม ก่อนโซเดียม ฯลฯ) เราได้รับสิ่งที่เรียกว่า "คาบ" ขององค์ประกอบต่างๆ มาเพิ่ม "จุด" ที่ได้เพื่อให้กลายเป็นแถวของตาราง (ดูรูปที่ 6.20) เป็นผลให้เฉพาะอะตอมในสองคอลัมน์แรกของตารางเท่านั้นที่จะมีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่คล้ายกัน
เรามาลองทำให้การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ของวาเลนซ์มีความคล้ายคลึงกันในคอลัมน์อื่นของตารางกัน ในการทำเช่นนี้ เราตัดองค์ประกอบช่วงที่ 6 และ 7 ที่มีตัวเลข 58 – 71 และ 90 –103 ออกจากองค์ประกอบ (เติม 4) ฉ- และ 5 ฉ-ระดับย่อย) และวางไว้ใต้โต๊ะ เราจะย้ายสัญลักษณ์ขององค์ประกอบที่เหลือในแนวนอนดังแสดงในรูป หลังจากนี้ อะตอมขององค์ประกอบที่อยู่ในคอลัมน์เดียวกันของตารางจะมีการกำหนดค่าเวเลนซ์ที่คล้ายกัน ซึ่งสามารถแสดงได้ด้วยสูตรอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์ทั่วไป: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)ง 1 , ns 2 (n–1)ง 2 และต่อๆ ไปจนกระทั่ง ns 2 n.p. 6. การเบี่ยงเบนทั้งหมดจากสูตรเวเลนซ์ทั่วไปอธิบายได้ด้วยเหตุผลเดียวกันกับในกรณีของโครเมียมและทองแดง (ดูย่อหน้าที่ 6.6)
อย่างที่คุณเห็น การใช้ ERE และใช้หลักการของความคล้ายคลึงกันของเปลือกอิเล็กตรอน ทำให้เราสามารถจัดระบบองค์ประกอบทางเคมีได้ ระบบองค์ประกอบทางเคมีดังกล่าวเรียกว่า เป็นธรรมชาติเนื่องจากมันขึ้นอยู่กับกฎแห่งธรรมชาติเท่านั้น ตารางที่เราได้รับ (รูปที่ 6.21) เป็นหนึ่งในวิธีในการพรรณนาระบบองค์ประกอบตามธรรมชาติแบบกราฟิกและเรียกว่า ตารางองค์ประกอบทางเคมีระยะยาว
หลักการของความคล้ายคลึงกันของเปลือกอิเล็กตรอน, ระบบธรรมชาติขององค์ประกอบทางเคมี (ระบบ "งวด"), ตารางองค์ประกอบทางเคมี
6.9. ตารางธาตุเคมีคาบยาว
มาดูโครงสร้างของตารางองค์ประกอบทางเคมีคาบยาวกันดีกว่า
ดังที่คุณทราบแล้วว่าแถวของตารางนี้เรียกว่า "จุด" ขององค์ประกอบ คาบจะมีเลขอารบิคตั้งแต่ 1 ถึง 7 คาบแรกมีเพียงสององค์ประกอบเท่านั้น เรียกว่าช่วงที่สองและสาม แต่ละช่วงมีแปดองค์ประกอบ สั้นระยะเวลา เรียกว่าช่วงที่สี่และห้า แต่ละช่วงมี 18 ธาตุ ยาวระยะเวลา เรียกว่าช่วงที่หกและเจ็ด แต่ละช่วงมี 32 องค์ประกอบ ยาวเป็นพิเศษระยะเวลา
คอลัมน์ของตารางนี้เรียกว่า กลุ่มองค์ประกอบ หมายเลขกลุ่มระบุด้วยเลขโรมันพร้อมตัวอักษรละติน A หรือ B
องค์ประกอบของกลุ่มบางกลุ่มมีชื่อสามัญ (กลุ่ม) เป็นของตัวเอง: องค์ประกอบของกลุ่ม IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – องค์ประกอบอัลคาไลน์(หรือ องค์ประกอบของโลหะอัลคาไล); องค์ประกอบกลุ่ม IIA (Ca, Sr, Ba และ Ra) – ธาตุอัลคาไลน์เอิร์ธ(หรือ ธาตุโลหะอัลคาไลน์เอิร์ธ)(ชื่อ "โลหะอัลคาไล" และโลหะอัลคาไลน์เอิร์ธ" หมายถึงสารอย่างง่ายที่เกิดจากธาตุที่เกี่ยวข้องและไม่ควรใช้เป็นชื่อกลุ่มของธาตุ) ธาตุ กลุ่ม VIA (O, S, Se, Te, Po) – ชาลโคเจน, องค์ประกอบกลุ่ม VIIA (F, Cl, Br, I, At) – ฮาโลเจน, องค์ประกอบกลุ่ม VIII (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – องค์ประกอบของก๊าซมีตระกูล.(ชื่อดั้งเดิม "ก๊าซมีตระกูล" ยังหมายถึงสารธรรมดาด้วย)
องค์ประกอบที่มีเลขลำดับ 58 – 71 (Ce – Lu) มักจะวางไว้ที่ด้านล่างของตารางเรียกว่า แลนทาไนด์(“แลนทานัมตาม”) และองค์ประกอบที่มีหมายเลขลำดับ 90 – 103 (Th – Lr) – แอกติไนด์("ตามดอกไม้ทะเล") มีตารางคาบยาวบางเวอร์ชัน ซึ่งแลนทาไนด์และแอกติไนด์ไม่ได้ถูกตัดออกจาก ERE แต่ยังคงอยู่ในตำแหน่งเดิมในช่วงเวลาที่ยาวนานเป็นพิเศษ บางครั้งเรียกว่าตารางนี้ ระยะเวลายาวนานเป็นพิเศษ.
ตารางคาบยาวแบ่งออกเป็นสี่ตาราง ปิดกั้น(หรือส่วน)
เอส-บล็อครวมองค์ประกอบของกลุ่ม IA และ IIA ด้วยสูตรอิเล็กทรอนิกส์เวเลนซ์ทั่วไป ns 1 และ ns 2
(s-องค์ประกอบ).
r-บล็อกรวมองค์ประกอบจากกลุ่ม IIIA ถึง VIIIA ด้วยสูตรอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์ทั่วไปจาก ns 2 n.p. 1 ถึง ns 2 n.p. 6 (p-องค์ประกอบ).
ดี-บล็อครวมองค์ประกอบจากกลุ่ม IIIB ถึง IIB ด้วยสูตรอิเล็กทรอนิกส์ความจุทั่วไปจาก ns 2 (n–1)ง 1 ถึง ns 2 (n–1)ง 10 (d-องค์ประกอบ).
f-บล็อกรวมถึงแลนทาไนด์และแอกติไนด์ ( องค์ประกอบ f).
องค์ประกอบ ส- และ พี-บล็อกรูปแบบ A-group และองค์ประกอบ ง-block – กลุ่ม B ของระบบองค์ประกอบทางเคมี ทั้งหมด ฉ-องค์ประกอบจะรวมอยู่ในกลุ่ม IIIB อย่างเป็นทางการ
องค์ประกอบของคาบแรก ได้แก่ ไฮโดรเจนและฮีเลียม ส-องค์ประกอบและสามารถจัดอยู่ในกลุ่ม IA และ IIA แต่ฮีเลียมมักถูกจัดอยู่ในกลุ่ม VIIIA มากกว่าซึ่งเป็นองค์ประกอบที่ช่วงเวลาสิ้นสุดลงซึ่งสอดคล้องกับคุณสมบัติของมันอย่างสมบูรณ์ (ฮีเลียมเช่นเดียวกับสารธรรมดาอื่น ๆ ที่เกิดจากองค์ประกอบของกลุ่มนี้คือก๊าซมีตระกูล) ไฮโดรเจนมักถูกจัดอยู่ในกลุ่ม VIIA เนื่องจากคุณสมบัติของมันใกล้กับฮาโลเจนมากกว่าธาตุอัลคาไลน์มาก
แต่ละคาบของระบบเริ่มต้นด้วยองค์ประกอบที่มีการกำหนดค่าเวเลนซ์ของอะตอม ns 1 เนื่องจากมาจากอะตอมเหล่านี้ที่การก่อตัวของชั้นอิเล็กทรอนิกส์ถัดไปเริ่มต้นและสิ้นสุดด้วยองค์ประกอบที่มีการกำหนดค่าความจุของอะตอม ns 2 n.p. 6 (ยกเว้นช่วงแรก) ทำให้ง่ายต่อการระบุกลุ่มแผนภาพพลังงานของระดับย่อยที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนในอะตอมของแต่ละคาบ (รูปที่ 6.22) ดำเนินการนี้กับระดับย่อยทั้งหมดที่แสดงในสำเนาที่คุณสร้างไว้ในรูปที่ 6.4 ระดับย่อยที่เน้นไว้ในรูปที่ 6.22 (ยกเว้นระดับที่เต็มแล้ว) ง- และ ฉ-ระดับย่อย) คือความจุของอะตอมขององค์ประกอบทั้งหมดในช่วงเวลาที่กำหนด
การปรากฏตัวในช่วงเวลา ส-, พี-, ง- หรือ ฉ-องค์ประกอบสอดคล้องกับลำดับการเติมอย่างสมบูรณ์ ส-, พี-, ง- หรือ ฉ-ระดับย่อยที่มีอิเล็กตรอน คุณลักษณะของระบบองค์ประกอบนี้ช่วยให้ทราบช่วงเวลาและกลุ่มที่องค์ประกอบที่กำหนดอยู่สามารถเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของความจุได้ทันที
ตารางธาตุเคมีระยะยาว บล็อก พีเรียด กลุ่ม ธาตุอัลคาไลน์ ธาตุอัลคาไลน์เอิร์ธ ชาลโคเจน ฮาโลเจน ธาตุโนเบิลแก๊ส แลนทานอยด์ แอกทิโนอิด
เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์เวเลนซ์ทั่วไปของอะตอมขององค์ประกอบของ a) หมู่ IVA และ IVB, b) หมู่ IIIA และ VIIB?
2. การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบของกลุ่ม A และ B มีอะไรเหมือนกัน? พวกเขาแตกต่างกันอย่างไร?
3. มีองค์ประกอบกี่กลุ่มรวมอยู่ในก) ส-บล็อก ข) ร-บล็อกค) ง-ปิดกั้น?
4.ต่อรูปที่ 30 ทิศทางการเพิ่มพลังงานของระดับย่อยและเน้นกลุ่มของระดับย่อยที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนในช่วงที่ 4, 5 และ 6
5. ทำรายการระดับย่อยของเวเลนซ์ของ a) แคลเซียม, b) ฟอสฟอรัส, c) ไทเทเนียม, d) คลอรีน, e) อะตอมของโซเดียม 6. ระบุว่าองค์ประกอบ s-, p- และ d ต่างกันอย่างไร
7.อธิบายว่าเหตุใดความเป็นสมาชิกของอะตอมในองค์ประกอบใดๆ จึงถูกกำหนดโดยจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส ไม่ใช่โดยมวลของอะตอมนี้
8. สำหรับอะตอมของลิเธียม อลูมิเนียม สตรอนเซียม ซีลีเนียม เหล็กและตะกั่ว ให้เขียนเวเลนซ์ สูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบเต็มและแบบย่อ และวาดแผนภาพพลังงานของระดับย่อยของเวเลนซ์ 9.อะตอมของธาตุใดตรงกับสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของวาเลนซ์ต่อไปนี้: 3 ส 1 , 4ส 1 3ง 1 , 2 วินาที 2 2 พี 6 , 5ส 2 5พี 2 , 5ส 2 4ง 2 ?
6.10. ประเภทของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม อัลกอริทึมสำหรับการรวบรวม
เพื่อวัตถุประสงค์ที่แตกต่างกัน เราจำเป็นต้องทราบการกำหนดค่าทั้งหมดหรือเวเลนซ์ของอะตอม การกำหนดค่าอิเล็กตรอนแต่ละแบบสามารถแสดงได้ด้วยสูตรหรือแผนภาพพลังงาน นั่นคือ, การจัดเรียงอิเล็กตรอนเต็มรูปแบบของอะตอมถูกแสดงออกมา สูตรอิเล็กทรอนิกส์เต็มรูปแบบของอะตอม, หรือ แผนภาพพลังงานที่สมบูรณ์ของอะตอม. ในทางกลับกัน การจัดเรียงเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมถูกแสดงออกมา ความจุ(หรือที่มักเรียกกันว่า “ สั้น") สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม, หรือ แผนภาพแสดงระดับย่อยของเวเลนซ์ของอะตอม(รูปที่ 6.23)
ก่อนหน้านี้ เราได้สร้างสูตรอิเล็กทรอนิกส์สำหรับอะตอมโดยใช้เลขอะตอมของธาตุต่างๆ ในเวลาเดียวกัน เราได้กำหนดลำดับของการเติมระดับย่อยด้วยอิเล็กตรอนตามแผนภาพพลังงาน: 1 ส, 2ส,
2พี, 3ส, 3พี, 4ส, 3ง, 4พี, 5ส, 4ง, 5พี,
6ส, 4ฉ, 5ง, 6พี, 7สและอื่น ๆ และมีเพียงการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่สมบูรณ์เท่านั้นที่เราจะสามารถเขียนสูตรเวเลนซ์ได้
สะดวกกว่าในการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์เวเลนซ์ของอะตอมซึ่งใช้บ่อยที่สุดโดยพิจารณาจากตำแหน่งขององค์ประกอบในระบบองค์ประกอบทางเคมีโดยใช้พิกัดกลุ่มช่วงเวลา
มาดูกันว่าสิ่งนี้ทำกับองค์ประกอบอย่างไร ส-, พี- และ ง-บล็อก
สำหรับธาตุ ส-บล็อกเวเลนซ์ สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมประกอบด้วยสัญลักษณ์ 3 ตัว โดยทั่วไปสามารถเขียนได้ดังนี้:
ในตอนแรก (แทนที่เซลล์ขนาดใหญ่) จะมีการวางหมายเลขช่วงเวลา (เท่ากับจำนวนควอนตัมหลักของสิ่งเหล่านี้ ส-อิเล็กตรอน) และอันที่สาม (ในตัวยก) - หมายเลขกลุ่ม (เท่ากับจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน) ยกตัวอย่างอะตอมแมกนีเซียม (ช่วงที่ 3 กลุ่ม IIA) เราได้รับ:
สำหรับธาตุ พี-บล็อกเวเลนซ์ สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมประกอบด้วยสัญลักษณ์ 6 ตัว คือ
ในที่นี้ แทนที่เซลล์ขนาดใหญ่ จะมีการวางหมายเลขคาบด้วย (เท่ากับจำนวนควอนตัมหลักของเซลล์เหล่านี้ ส- และ พี-อิเล็กตรอน) และหมายเลขกลุ่ม (เท่ากับจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน) จะเท่ากับผลรวมของตัวยก สำหรับอะตอมออกซิเจน (ช่วงที่ 2 หมู่ VIA) เราจะได้:
2ส 2 2พี 4 .
สูตรอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์ขององค์ประกอบส่วนใหญ่ ง-block สามารถเขียนได้ดังนี้:
เช่นเดียวกับในกรณีก่อนหน้านี้ หมายเลขงวดจะถูกใส่แทนเซลล์แรก (เท่ากับจำนวนควอนตัมหลักของสิ่งเหล่านี้ ส-อิเล็กตรอน) ตัวเลขในเซลล์ที่สองจะน้อยกว่าหนึ่ง เนื่องจากจำนวนควอนตัมหลักของสิ่งเหล่านี้ ง-อิเล็กตรอน หมายเลขกลุ่มที่นี่ก็เท่ากับผลรวมของดัชนีด้วย ตัวอย่าง – สูตรอิเล็กทรอนิกส์เวเลนซ์ของไทเทเนียม (ช่วงที่ 4, กลุ่ม IVB): 4 ส 2 3ง 2 .
หมายเลขกลุ่มเท่ากับผลรวมของดัชนีสำหรับองค์ประกอบของกลุ่ม VIB แต่อย่างที่คุณจำได้ในความจุของพวกเขา ส-ระดับย่อยมีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียว และสูตรอิเล็กทรอนิกส์เวเลนซ์ทั่วไปคือ ns 1 (n–1)ง 5. ดังนั้น สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของเวเลนซ์ เช่น โมลิบดีนัม (คาบที่ 5) คือ 5 ส 1 4ง 5 .
นอกจากนี้ยังง่ายต่อการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์ขององค์ประกอบใดๆ ของกลุ่ม IB เช่น ทองคำ (ช่วงที่ 6)>–>6 ส 1 5ง 10 แต่ในกรณีนี้คุณต้องจำไว้ว่า ง- อิเล็กตรอนของอะตอมขององค์ประกอบของกลุ่มนี้ยังคงมีความจุอยู่และบางส่วนสามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมีได้
สูตรอิเล็กทรอนิกส์เวเลนซ์ทั่วไปของอะตอมขององค์ประกอบกลุ่ม IIB คือ ns 2 (n – 1)ง 10. ดังนั้น สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของเวเลนซ์ของอะตอมสังกะสีคือ 4 ส 2 3ง 10 .
กฎทั่วไปสูตรอิเล็กทรอนิกส์ความจุขององค์ประกอบของกลุ่มแรก (Fe, Co และ Ni) ก็ปฏิบัติตามเช่นกัน เหล็ก ซึ่งเป็นองค์ประกอบของหมู่ VIIIB มีสูตรทางอิเล็กทรอนิกส์ของวาเลนซ์เท่ากับ 4 ส 2 3ง 6. อะตอมโคบอลต์มีอะตอมหนึ่ง ง-อิเล็กตรอน เพิ่มเติม (4 ส 2 3ง 7) และสำหรับอะตอมนิกเกิล - สอง (4 ส 2 3ง 8).
การใช้กฎเหล่านี้ในการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของวาเลนซ์เท่านั้น จึงเป็นไปไม่ได้ที่จะเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์สำหรับอะตอมของบางอะตอม ง-องค์ประกอบ (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt) เนื่องจากในนั้นเนื่องจากความต้องการเปลือกอิเล็กตรอนที่มีความสมมาตรสูงการเติมระดับย่อยของวาเลนซ์ด้วยอิเล็กตรอนจึงมีคุณสมบัติเพิ่มเติมบางประการ
เมื่อทราบสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของเวเลนซ์แล้ว คุณสามารถเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ทั้งหมดของอะตอมได้ (ดูด้านล่าง)
บ่อยครั้งแทนที่จะเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่สมบูรณ์ยุ่งยาก สูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่ออะตอม เพื่อรวบรวมไว้ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ อิเล็กตรอนทั้งหมดของอะตอมยกเว้นเวเลนซ์จะถูกแยกออก สัญลักษณ์ของพวกมันจะอยู่ในวงเล็บเหลี่ยม และส่วนของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่สอดคล้องกับสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบสุดท้ายของ คาบก่อนหน้า (ธาตุที่ก่อตัวเป็นก๊าซมีตระกูล) จะถูกแทนที่ด้วยสัญลักษณ์ของอะตอมนี้
ตัวอย่างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ประเภทต่างๆ แสดงไว้ในตารางที่ 14
ตารางที่ 14. ตัวอย่างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม
สูตรอิเล็กทรอนิกส์ |
|||
ย่อ |
วาเลนซ์ |
||
1ส 2 2ส 2 2พี 3 |
2ส 2 2พี 3 |
2ส 2 2พี 3 |
|
1ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 5 |
3ส 2 3พี 5 |
3ส 2 3พี 5 |
|
1ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 4ส 2 3ง 5 |
4ส 2 3ง 5 |
4ส 2 3ง 5 |
|
1ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 3ง 10 4ส 2 4พี 3 |
4ส 2 4พี 3 |
4ส 2 4พี 3 |
|
1ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 3ง 10 4ส 2 4พี 6 |
4ส 2 4พี 6 |
4ส 2 4พี 6 |
|
อัลกอริทึมในการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม (ใช้ตัวอย่างอะตอมไอโอดีน)
№ |
การดำเนินการ |
ผลลัพธ์ |
|
กำหนดพิกัดของอะตอมในตารางองค์ประกอบ |
ช่วงที่ 5 กลุ่ม VIIA |
||
เขียนสูตรเวเลนซ์อิเล็กตรอน |
5ส 2 5พี 5 |
||
กรอกสัญลักษณ์สำหรับอิเล็กตรอนชั้นในตามลำดับที่เติมเต็มระดับย่อย |
1ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 4ส 2 3ง 10 4พี 6 5ส 2 4ง 10 5พี 5 |
||
เมื่อพิจารณาถึงพลังงานที่ลดลงจนเต็มแล้ว ง- และ ฉ-ระดับย่อย ให้เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ให้ครบถ้วน |
|
||
ติดป้ายกำกับเวเลนซ์อิเล็กตรอน |
1ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 3ง 10 4ส 2 4พี 6 4ง 10 5ส 2 5พี 5 |
||
ระบุโครงสร้างอิเล็กตรอนของอะตอมก๊าซมีตระกูลที่อยู่ก่อนหน้า |
|||
เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อโดยการรวมทุกอย่างไว้ในวงเล็บเหลี่ยม ไม่มีค่าอิเล็กตรอน |
5ส 2 5พี 5 |
หมายเหตุ
1. สำหรับองค์ประกอบของช่วงเวลาที่ 2 และ 3 การดำเนินการครั้งที่ 3 (โดยไม่มีช่วงที่ 4) จะนำไปสู่สูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่สมบูรณ์ทันที
2. (n – 1)ง 10 -อิเล็กตรอนยังคงมีความจุบนอะตอมของธาตุกลุ่ม IB
สูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่สมบูรณ์, สูตรอิเล็กทรอนิกส์วาเลนซ์, สูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อ, อัลกอริทึมสำหรับการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม
1. สร้างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของเวเลนซ์ของอะตอมขององค์ประกอบ a) คาบที่สองของกลุ่ม A ที่สาม b) คาบที่สามของกลุ่ม A ที่สอง c) คาบที่สี่ของกลุ่ม A ที่สี่
2.สร้างสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อสำหรับอะตอมของแมกนีเซียม ฟอสฟอรัส โพแทสเซียม เหล็ก โบรมีน และอาร์กอน
6.11. ตารางธาตุเคมีช่วงสั้น
กว่า 100 ปีที่ผ่านมานับตั้งแต่การค้นพบระบบองค์ประกอบทางธรรมชาติ มีการเสนอตารางต่างๆ หลายร้อยตารางที่สะท้อนถึงระบบนี้อย่างชัดเจน นอกเหนือจากตารางคาบยาวแล้ว ตารางองค์ประกอบคาบสั้นที่แพร่หลายมากที่สุดโดย D. I. Mendeleev ตารางช่วงสั้นได้มาจากตารางช่วงยาวหากช่วงที่ 4, 5, 6 และ 7 ถูกตัดต่อหน้าองค์ประกอบของกลุ่ม IB ย้ายออกจากกันและแถวผลลัพธ์จะพับในลักษณะเดียวกับที่เราเคยทำมาก่อน พับช่วงเวลา ผลลัพธ์ดังแสดงในรูปที่ 6.24
แลนทาไนด์และแอกติไนด์ก็อยู่ใต้ตารางหลักเช่นกัน
ใน กลุ่มตารางนี้มีองค์ประกอบที่มีอะตอม จำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากันไม่ว่าอิเล็กตรอนเหล่านี้จะอยู่ในวงโคจรใดก็ตาม ดังนั้น ธาตุ คลอรีน (ธาตุทั่วไปที่ก่อตัวเป็นอโลหะ 3 ส 2 3พี 5) และแมงกานีส (องค์ประกอบที่ขึ้นรูปโลหะ; 4 ส 2 3ง 5) ไม่มีเปลือกอิเล็กตรอนเหมือนกัน จึงจัดอยู่ในกลุ่มที่ 7 เดียวกัน ความจำเป็นในการแยกแยะองค์ประกอบดังกล่าวบังคับให้เราแยกแยะองค์ประกอบเหล่านั้นออกเป็นกลุ่ม กลุ่มย่อย: หลัก– ความคล้ายคลึงของกลุ่ม A ของตารางคาบยาวและ ด้านข้าง– ความคล้ายคลึงของกลุ่ม B ในรูปที่ 34 สัญลักษณ์ขององค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักจะเลื่อนไปทางซ้าย และสัญลักษณ์ขององค์ประกอบของกลุ่มย่อยรองจะเลื่อนไปทางขวา
จริงอยู่ การจัดเรียงองค์ประกอบในตารางนี้มีข้อดีเช่นกัน เนื่องจากเป็นจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่กำหนดความสามารถของความจุของอะตอมเป็นหลัก
ตารางคาบยาวสะท้อนถึงรูปแบบของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม ความคล้ายคลึงและรูปแบบของการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติ สารง่ายๆและสารประกอบตามกลุ่มของธาตุ การเปลี่ยนแปลงอย่างสม่ำเสมอในปริมาณทางกายภาพที่กำหนดลักษณะของอะตอม สารและสารประกอบอย่างง่ายทั่วทั้งระบบของธาตุ และอื่นๆ อีกมากมาย ตารางช่วงเวลาสั้นจะสะดวกน้อยกว่าในเรื่องนี้
ตารางระยะสั้น กลุ่มย่อยหลัก กลุ่มย่อยด้านข้าง
1. แปลงตารางคาบยาวที่คุณสร้างจากชุดองค์ประกอบตามธรรมชาติให้เป็นตารางคาบสั้น ทำการแปลงย้อนกลับ
2. เป็นไปได้หรือไม่ที่จะรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์เวเลนซ์ทั่วไปสำหรับอะตอมขององค์ประกอบของตารางคาบสั้นกลุ่มหนึ่ง? ทำไม
6.12. ขนาดอะตอม รัศมีวงโคจร
.อะตอมไม่มีขอบเขตที่ชัดเจน อะตอมที่แยกได้จะมีขนาดเท่าใด นิวเคลียสของอะตอมล้อมรอบด้วยเปลือกอิเล็กตรอน และเปลือกประกอบด้วยเมฆอิเล็กตรอน ขนาดของ EO นั้นมีลักษณะเป็นรัศมี รอีโอ เมฆทั้งหมดในชั้นนอกมีรัศมีเท่ากันโดยประมาณ ดังนั้นรัศมีนี้สามารถกำหนดขนาดของอะตอมได้ มันถูกเรียกว่า รัศมีวงโคจรของอะตอม(ร 0).
ค่ารัศมีวงโคจรของอะตอมแสดงไว้ในภาคผนวก 5
รัศมีของ EO ขึ้นอยู่กับประจุของนิวเคลียสและวงโคจรซึ่งมีอิเล็กตรอนที่ก่อตัวเป็นเมฆนี้อยู่ ดังนั้นรัศมีวงโคจรของอะตอมจึงขึ้นอยู่กับคุณลักษณะเดียวกันนี้
ลองพิจารณาเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมไฮโดรเจนและฮีเลียม ทั้งในอะตอมไฮโดรเจนและอะตอมฮีเลียม อิเล็กตรอนจะอยู่ที่ 1 ส-AO และเมฆของพวกมันจะมีขนาดเท่ากันถ้าประจุของนิวเคลียสของอะตอมเหล่านี้เท่ากัน แต่ประจุบนนิวเคลียสของอะตอมฮีเลียมมีขนาดใหญ่เป็นสองเท่าของประจุบนนิวเคลียสของอะตอมไฮโดรเจน ตามกฎของคูลอมบ์ แรงดึงดูดที่กระทำต่ออิเล็กตรอนแต่ละตัวของอะตอมฮีเลียมจะเป็นสองเท่าของแรงดึงดูดของอิเล็กตรอนต่อนิวเคลียสของอะตอมไฮโดรเจน ดังนั้นรัศมีของอะตอมฮีเลียมจึงต้องน้อยกว่ารัศมีของอะตอมไฮโดรเจนมาก นี่เป็นเรื่องจริง: ร 0 (เขา) / ร 0 (H) = 0.291 อี / 0.529 อี 0.55
อะตอมลิเธียมมีอิเล็กตรอนชั้นนอกอยู่ที่ 2 ส-AO นั่นคือก่อตัวเป็นเมฆชั้นที่สอง โดยธรรมชาติแล้วรัศมีของมันควรจะใหญ่กว่านี้ จริงหรือ: ร 0 (หลี่) = 1.586 จ.
อะตอมของธาตุที่เหลือในคาบที่ 2 มีอิเล็กตรอนชั้นนอก (และ 2 สและ 2 พี) ตั้งอยู่ในชั้นอิเล็กตรอนชั้นที่สองเดียวกัน และประจุนิวเคลียร์ของอะตอมเหล่านี้จะเพิ่มขึ้นตามเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้น อิเล็กตรอนจะถูกดึงดูดเข้าสู่นิวเคลียสอย่างรุนแรงมากขึ้น และโดยธรรมชาติแล้ว รัศมีของอะตอมจะลดลง เราสามารถทำซ้ำข้อโต้แย้งเหล่านี้สำหรับอะตอมขององค์ประกอบในช่วงเวลาอื่น แต่ด้วยการชี้แจงประการหนึ่ง: รัศมีวงโคจรจะลดลงอย่างน่าเบื่อก็ต่อเมื่อแต่ละระดับย่อยถูกเติมเต็มเท่านั้น
แต่ถ้าเราเพิกเฉยรายละเอียดลักษณะทั่วไปของการเปลี่ยนแปลงขนาดของอะตอมในระบบองค์ประกอบจะเป็นดังนี้: เมื่อเลขลำดับเพิ่มขึ้นในช่วงเวลาหนึ่งรัศมีการโคจรของอะตอมจะลดลงและในกลุ่มพวกมัน เพิ่มขึ้น. อะตอมที่ใหญ่ที่สุดคืออะตอมซีเซียม และอะตอมที่เล็กที่สุดคืออะตอมฮีเลียม แต่ในบรรดาอะตอมของธาตุที่ก่อให้เกิดสารประกอบทางเคมี (ฮีเลียมและนีออนไม่ได้ก่อตัวขึ้น) อะตอมที่เล็กที่สุดคืออะตอมฟลูออรีน
อะตอมของธาตุส่วนใหญ่ในอนุกรมธรรมชาติหลังจากแลนทาไนด์มีรัศมีวงโคจรที่ค่อนข้างเล็กกว่าที่คาดไว้ตามกฎทั่วไป นี่เป็นเพราะความจริงที่ว่าระหว่างแลนทานัมและแฮฟเนียมในระบบองค์ประกอบมีแลนทาไนด์ 14 ตัวดังนั้นประจุของนิวเคลียสของอะตอมแฮฟเนียมคือ 14 จมากกว่าแลนทานัม ดังนั้นอิเล็กตรอนชั้นนอกของอะตอมเหล่านี้จึงถูกดึงดูดเข้าสู่นิวเคลียสอย่างแรงมากกว่าที่จะเป็นในกรณีที่ไม่มีแลนทาไนด์ (ผลกระทบนี้มักเรียกว่า "การหดตัวของแลนทาไนด์")
โปรดทราบว่าเมื่อย้ายจากอะตอมขององค์ประกอบกลุ่ม VIIIA ไปยังอะตอมขององค์ประกอบกลุ่ม IA รัศมีวงโคจรจะเพิ่มขึ้นอย่างกะทันหัน ด้วยเหตุนี้ การเลือกองค์ประกอบแรกของแต่ละช่วงเวลา (ดูมาตรา 7) ของเราจึงปรากฏว่าถูกต้อง
รัศมีวงโคจรของอะตอม การเปลี่ยนแปลงในระบบองค์ประกอบ
1. ตามข้อมูลที่ให้ไว้ในภาคผนวก 5 ให้วาดกราฟของการพึ่งพารัศมีวงโคจรของอะตอมบนกระดาษกราฟบนกระดาษกราฟบนเลขอะตอมขององค์ประกอบสำหรับองค์ประกอบที่มี ซีตั้งแต่ 1 ถึง 40 ความยาวของแกนนอนคือ 200 มม. ความยาวของแกนตั้งคือ 100 มม.
2. คุณจะอธิบายลักษณะที่ปรากฏของเส้นประที่เกิดขึ้นได้อย่างไร?
6.13. พลังงานอะตอมไอออไนเซชัน
หากคุณให้พลังงานเพิ่มเติมแก่อิเล็กตรอนในอะตอม (คุณจะได้เรียนรู้วิธีการทำสิ่งนี้ในหลักสูตรฟิสิกส์) อิเล็กตรอนก็สามารถเคลื่อนที่ไปยัง AO อื่นได้นั่นคืออะตอมจะจบลงใน รัฐตื่นเต้น. สถานะนี้ไม่เสถียร และอิเล็กตรอนจะกลับสู่สถานะเดิมเกือบจะในทันที และพลังงานส่วนเกินจะถูกปล่อยออกมา แต่หากพลังงานที่ให้แก่อิเล็กตรอนมีมากเพียงพอ อิเล็กตรอนก็สามารถแยกตัวออกจากอะตอมได้อย่างสมบูรณ์ในขณะที่อะตอม แตกตัวเป็นไอออนกล่าวคือ กลายเป็นไอออนที่มีประจุบวก ( ไอออนบวก). พลังงานที่จำเป็นสำหรับสิ่งนี้เรียกว่า พลังงานไอออไนเซชันของอะตอม(อีและ).
มันค่อนข้างยากที่จะเอาอิเล็กตรอนออกจากอะตอมเดี่ยวและวัดพลังงานที่ต้องการสำหรับสิ่งนี้ ดังนั้นจึงถูกกำหนดและนำไปใช้จริง พลังงานไอออไนเซชันของฟันกราม(จ และ ม).
พลังงานไอออไนเซชันของฟันกรามแสดงค่าพลังงานขั้นต่ำที่จำเป็นในการดึงอิเล็กตรอน 1 โมลออกจากอะตอม 1 โมล (อิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากแต่ละอะตอม) โดยทั่วไปค่านี้จะวัดเป็นกิโลจูลต่อโมล ค่าของพลังงานไอออไนเซชันฟันกรามของอิเล็กตรอนตัวแรกสำหรับองค์ประกอบส่วนใหญ่ได้รับในภาคผนวก 6
พลังงานไอออไนเซชันของอะตอมขึ้นอยู่กับตำแหน่งขององค์ประกอบในระบบขององค์ประกอบอย่างไร กล่าวคือ มันเปลี่ยนแปลงในกลุ่มและคาบอย่างไร
ในความหมายทางกายภาพ พลังงานไอออไนเซชันเท่ากับงานที่ต้องใช้จ่ายเพื่อเอาชนะแรงดึงดูดระหว่างอิเล็กตรอนกับอะตอมเมื่อเคลื่อนอิเล็กตรอนจากอะตอมไปยังระยะห่างที่ไม่สิ้นสุดจากอะตอมนั้น
ที่ไหน ถาม– ประจุอิเล็กตรอน ถามคือประจุของแคตไอออนที่เหลือหลังจากการเอาอิเล็กตรอนออก และ ร o คือรัศมีวงโคจรของอะตอม
และ ถาม, และ ถาม– ปริมาณคงที่ และเราสามารถสรุปได้ว่างานกำจัดอิเล็กตรอน กและด้วยพลังงานไอออไนเซชัน อีและแปรผกผันกับรัศมีการโคจรของอะตอม
โดยการวิเคราะห์ค่ารัศมีการโคจรของอะตอมขององค์ประกอบต่าง ๆ และค่าพลังงานไอออไนเซชันที่สอดคล้องกันซึ่งกำหนดไว้ในภาคผนวก 5 และ 6 คุณสามารถตรวจสอบให้แน่ใจว่าความสัมพันธ์ระหว่างปริมาณเหล่านี้ใกล้เคียงกับสัดส่วน แต่แตกต่างออกไปบ้าง . เหตุผลที่ข้อสรุปของเราไม่เห็นด้วยกับข้อมูลการทดลองเป็นอย่างดีเพราะเราใช้แบบจำลองที่หยาบมากซึ่งไม่ได้คำนึงถึงปัจจัยสำคัญหลายประการ แต่ถึงแม้แบบจำลองคร่าวๆ นี้ทำให้เราสามารถสรุปได้ถูกต้องว่าเมื่อรัศมีวงโคจรเพิ่มขึ้น พลังงานไอออไนเซชันของอะตอมจะลดลง และในทางกลับกัน เมื่อรัศมีลดลง พลังงานก็จะเพิ่มขึ้น
เนื่องจากในช่วงเวลาที่เลขอะตอมเพิ่มขึ้น รัศมีวงโคจรของอะตอมจะลดลง พลังงานไอออไนเซชันจึงเพิ่มขึ้น ในกลุ่ม เมื่อเลขอะตอมเพิ่มขึ้น รัศมีการโคจรของอะตอมจะเพิ่มขึ้นตามกฎ และพลังงานไอออไนเซชันจะลดลง พลังงานไอออไนเซชันของฟันกรามสูงสุดพบได้ในอะตอมที่เล็กที่สุด อะตอมฮีเลียม (2372 กิโลจูล/โมล) และอะตอมที่สามารถสร้างพันธะเคมีได้ อะตอมฟลูออรีน (1,681 กิโลจูล/โมล) อะตอมที่เล็กที่สุดคืออะตอมที่ใหญ่ที่สุด นั่นคืออะตอมซีเซียม (376 กิโลจูล/โมล) ในระบบองค์ประกอบ ทิศทางของพลังงานไอออไนเซชันที่เพิ่มขึ้นสามารถแสดงเป็นแผนผังได้ดังนี้ 
ในวิชาเคมี สิ่งสำคัญคือพลังงานไอออไนเซชันจะแสดงลักษณะเฉพาะของแนวโน้มที่อะตอมจะยอมให้อิเล็กตรอน "ของมัน" ออกไป ยิ่งพลังงานไอออไนเซชันสูงเท่าใด อะตอมก็จะยิ่งยอมให้อิเล็กตรอนน้อยลงเท่านั้น และในทางกลับกัน
สถานะที่ตื่นเต้น, ไอออนไนซ์, แคตไอออน, พลังงานไอออไนซ์, พลังงานไอออไนเซชันกราม, การเปลี่ยนแปลงของพลังงานไอออไนซ์ในระบบขององค์ประกอบ
1. ใช้ข้อมูลที่ให้ไว้ในภาคผนวก 6 พิจารณาว่าต้องใช้พลังงานเท่าใดเพื่อเอาอิเล็กตรอนหนึ่งตัวออกจากอะตอมโซเดียมทั้งหมดที่มีมวลรวม 1 กรัม
2. จากข้อมูลที่ให้ไว้ในภาคผนวก 6 พิจารณาว่าจำเป็นต้องใช้พลังงานมากกว่าจำนวนเท่าใดในการดึงอิเล็กตรอนหนึ่งตัวออกจากอะตอมโซเดียมทั้งหมดที่มีน้ำหนัก 3 กรัม ซึ่งมากกว่าจากอะตอมโพแทสเซียมทั้งหมดที่มีมวลเท่ากัน เหตุใดอัตราส่วนนี้จึงแตกต่างจากอัตราส่วนของพลังงานไอออไนเซชันโมลของอะตอมเดียวกัน
3.ตามข้อมูลที่ให้ไว้ในภาคผนวก 6 ให้พล็อตการพึ่งพาพลังงานไอออไนเซชันของโมลาร์กับเลขอะตอมสำหรับองค์ประกอบที่มี ซีตั้งแต่ 1 ถึง 40 ขนาดของกราฟจะเหมือนกับในการมอบหมายให้กับย่อหน้าก่อนหน้า ตรวจสอบว่ากราฟนี้สอดคล้องกับการเลือก "ช่วงเวลา" ของระบบองค์ประกอบหรือไม่
6.14. พลังงานสัมพัทธ์ของอิเล็กตรอน
.ลักษณะพลังงานที่สำคัญที่สุดอันดับที่สองของอะตอมคือ พลังงานสัมพรรคภาพอิเล็กตรอน(อีกับ).
ในทางปฏิบัติ เช่นเดียวกับในกรณีของพลังงานไอออไนเซชัน โดยปกติจะใช้ปริมาณโมลที่สอดคล้องกัน - พลังงานสัมพรรคภาพของอิเล็กตรอนกราม().
พลังงานสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนของโมลแสดงพลังงานที่ปล่อยออกมาเมื่อเพิ่มอิเล็กตรอนหนึ่งโมลลงในอะตอมที่เป็นกลางหนึ่งโมล (หนึ่งอิเล็กตรอนสำหรับแต่ละอะตอม) เช่นเดียวกับพลังงานไอออไนเซชันของโมลาร์ ปริมาณนี้ก็วัดเป็นกิโลจูลต่อโมลเช่นกัน
เมื่อมองแวบแรก อาจดูเหมือนว่าไม่ควรปล่อยพลังงานในกรณีนี้ เนื่องจากอะตอมเป็นอนุภาคที่เป็นกลาง และไม่มีแรงดึงดูดทางไฟฟ้าสถิตระหว่างอะตอมที่เป็นกลางกับอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ ในทางตรงกันข้าม เมื่อเข้าใกล้อะตอม ดูเหมือนว่าอิเล็กตรอนควรถูกผลักไสด้วยอิเล็กตรอนที่มีประจุลบแบบเดียวกันกับที่ก่อตัวเป็นเปลือกอิเล็กตรอน จริงๆแล้วสิ่งนี้ไม่เป็นความจริง จำไว้ว่าถ้าคุณเคยต้องรับมือกับอะตอมคลอรีน ไม่แน่นอน ท้ายที่สุดแล้วมันมีอยู่ที่อุณหภูมิที่สูงมากเท่านั้น แม้แต่คลอรีนโมเลกุลที่เสถียรกว่าก็แทบจะไม่เกิดขึ้นในธรรมชาติ หากจำเป็น จะต้องได้รับโดยใช้ปฏิกิริยาเคมี และคุณต้องจัดการกับโซเดียมคลอไรด์ (เกลือแกง) อย่างต่อเนื่อง ท้ายที่สุดมนุษย์บริโภคเกลือแกงทุกวันพร้อมกับอาหาร และในธรรมชาติก็เกิดขึ้นค่อนข้างบ่อย แต่เกลือแกงมีคลอไรด์ไอออนซึ่งก็คืออะตอมของคลอรีนที่เพิ่มอิเล็กตรอน "พิเศษ" หนึ่งตัว สาเหตุหนึ่งที่คลอไรด์ไอออนมีอยู่ทั่วไปก็คืออะตอมของคลอรีนมีแนวโน้มที่จะได้รับอิเล็กตรอน กล่าวคือ เมื่อคลอไรด์ไอออนเกิดขึ้นจากอะตอมของคลอรีนและอิเล็กตรอน พลังงานจะถูกปล่อยออกมา
คุณทราบเหตุผลประการหนึ่งของการปลดปล่อยพลังงานแล้ว - มันเกี่ยวข้องกับการเพิ่มความสมมาตรของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมคลอรีนในระหว่างการเปลี่ยนเป็นประจุเดี่ยว ประจุลบ. ในขณะเดียวกัน อย่างที่คุณจำได้ พลังงาน 3 พี-ระดับย่อยลดลง มีเหตุผลอื่นที่ซับซ้อนกว่านี้
เนื่องจากความจริงที่ว่าค่าของพลังงานสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนได้รับอิทธิพลจากปัจจัยหลายประการ ธรรมชาติของการเปลี่ยนแปลงในปริมาณนี้ในระบบองค์ประกอบจึงมีความซับซ้อนมากกว่าธรรมชาติของการเปลี่ยนแปลงพลังงานไอออไนเซชันมาก คุณสามารถมั่นใจในสิ่งนี้ได้โดยการวิเคราะห์ตารางที่ให้ไว้ในภาคผนวก 7 แต่เนื่องจากค่าของปริมาณนี้ถูกกำหนดก่อนอื่นโดยปฏิกิริยาไฟฟ้าสถิตแบบเดียวกับค่าของพลังงานไอออไนเซชันจากนั้นจึงเปลี่ยนแปลงในระบบของ องค์ประกอบ (อย่างน้อยก็ในกลุ่ม A-) ใน โครงร่างทั่วไปคล้ายกับการเปลี่ยนแปลงของพลังงานไอออไนเซชัน กล่าวคือ พลังงานของความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนในกลุ่มจะลดลง และจะเพิ่มขึ้นในช่วงเวลาหนึ่ง ค่านี้สูงสุดสำหรับอะตอมของฟลูออรีน (328 kJ/mol) และคลอรีน (349 kJ/mol) ธรรมชาติของการเปลี่ยนแปลงพลังงานสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนในระบบองค์ประกอบมีลักษณะคล้ายกับธรรมชาติของการเปลี่ยนแปลงพลังงานไอออไนเซชัน กล่าวคือ ทิศทางการเพิ่มขึ้นของพลังงานสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนสามารถแสดงเป็นแผนผังได้ดังนี้
2. ในระดับเดียวกันตามแนวแกนนอนเช่นเดียวกับงานก่อนหน้า ให้สร้างกราฟการพึ่งพาพลังงานโมลาร์ของสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนกับเลขอะตอมสำหรับอะตอมของธาตุที่มี ซีจาก 1 ถึง 40 โดยใช้แอป 7
3.อันไหน ความหมายทางกายภาพมีพลังงานสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนเป็นลบใช่ไหม?
4. เหตุใดอะตอมทั้งหมดขององค์ประกอบในช่วงที่ 2 จึงมีเพียงเบริลเลียม ไนโตรเจน และนีออนเท่านั้นที่มีค่าลบของพลังงานโมลของความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน
6.15. แนวโน้มของอะตอมที่จะสูญเสียและรับอิเล็กตรอน
คุณรู้อยู่แล้วว่าแนวโน้มของอะตอมที่จะปล่อยอิเล็กตรอนของตัวเองและเพิ่มอิเล็กตรอนของผู้อื่นนั้นขึ้นอยู่กับลักษณะพลังงานของมัน (พลังงานไอออไนเซชันและพลังงานความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน) อะตอมใดมีแนวโน้มที่จะยอมแพ้อิเล็กตรอนมากกว่า และอะตอมใดมีแนวโน้มที่จะยอมรับอะตอมอื่นมากกว่า
เพื่อตอบคำถามนี้ เราจะสรุปทุกสิ่งที่เรารู้เกี่ยวกับการเปลี่ยนแปลงความโน้มเอียงในระบบองค์ประกอบในตารางที่ 15
ตารางที่ 15. การเปลี่ยนแปลงแนวโน้มของอะตอมที่จะให้อิเล็กตรอนของตัวเองและรับอิเล็กตรอนจากต่างประเทศ
องค์ประกอบของอะตอม
อะตอมประกอบด้วย นิวเคลียสของอะตอมและ เปลือกอิเล็กตรอน.
นิวเคลียสของอะตอมประกอบด้วยโปรตอน ( พี+) และนิวตรอน ( n 0) อะตอมไฮโดรเจนส่วนใหญ่มีนิวเคลียสประกอบด้วยโปรตอนหนึ่งตัว
จำนวนโปรตอน เอ็น(พี+) เท่ากับประจุนิวเคลียร์ ( ซี) และเลขลำดับของธาตุในชุดธาตุธรรมชาติ (และในตารางธาตุ)
เอ็น(พี +) = ซี
ผลรวมของนิวตรอน เอ็น(n 0) เขียนแทนด้วยตัวอักษร เอ็นและจำนวนโปรตอน ซีเรียกว่า เลขมวลและถูกกำหนดโดยจดหมาย ก.
ก = ซี + เอ็น
เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมประกอบด้วยอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่รอบนิวเคลียส ( จ -).
จำนวนอิเล็กตรอน เอ็น(จ-) ในเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมที่เป็นกลางจะเท่ากับจำนวนโปรตอน ซีที่แกนกลางของมัน
มวลของโปรตอนมีค่าประมาณเท่ากับมวลของนิวตรอนและ 1,840 เท่าของมวลอิเล็กตรอน ดังนั้นมวลของอะตอมจึงเกือบเท่ากับมวลของนิวเคลียส
รูปร่างของอะตอมเป็นทรงกลม รัศมีของนิวเคลียสมีขนาดเล็กกว่ารัศมีของอะตอมประมาณ 100,000 เท่า
องค์ประกอบทางเคมี- ประเภทของอะตอม (กลุ่มอะตอม) ที่มีประจุนิวเคลียร์เท่ากัน (โดยมีจำนวนโปรตอนในนิวเคลียสเท่ากัน)
ไอโซโทป- กลุ่มของอะตอมของธาตุเดียวกันโดยมีจำนวนนิวตรอนในนิวเคลียสเท่ากัน (หรืออะตอมชนิดหนึ่งที่มีจำนวนโปรตอนเท่ากันและจำนวนนิวตรอนในนิวเคลียสเท่ากัน)
ไอโซโทปที่แตกต่างกันมีความแตกต่างกันในเรื่องจำนวนนิวตรอนในนิวเคลียสของอะตอม
การกำหนดอะตอมหรือไอโซโทปแต่ละรายการ: (สัญลักษณ์องค์ประกอบ E) ตัวอย่างเช่น: .
โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอม
วงโคจรของอะตอม- สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอม สัญลักษณ์ของวงโคจรคือ แต่ละวงโคจรมีเมฆอิเล็กตรอนที่สอดคล้องกัน
วงโคจรของอะตอมจริงในสถานะพื้นดิน (ไม่ตื่นเต้น) มีสี่ประเภท: ส, พี, งและ ฉ.
คลาวด์อิเล็กทรอนิกส์- ส่วนของปริภูมิที่สามารถพบอิเล็กตรอนได้ด้วยความน่าจะเป็นร้อยละ 90 (หรือมากกว่า)
บันทึก: บางครั้งแนวคิดของ "การโคจรของอะตอม" และ "เมฆอิเล็กตรอน" ไม่สามารถแยกความแตกต่างได้ เรียกทั้งสอง "การโคจรของอะตอม"
เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมมีชั้นต่างๆ ชั้นอิเล็กทรอนิกส์เกิดจากเมฆอิเล็กตรอนที่มีขนาดเท่ากัน วงโคจรของชั้นเดียวก่อตัวขึ้น ระดับอิเล็กทรอนิกส์ ("พลังงาน")พลังงานของพวกมันเท่ากันสำหรับอะตอมไฮโดรเจน แต่ต่างกันสำหรับอะตอมอื่น
ออร์บิทัลประเภทเดียวกันจะถูกจัดกลุ่มเป็น อิเล็กทรอนิกส์ (พลังงาน)ระดับย่อย:
ส-ระดับย่อย (ประกอบด้วยหนึ่ง ส-ออร์บิทัล) สัญลักษณ์ - .
พี-ระดับย่อย (ประกอบด้วยสาม พี
ง-ระดับย่อย (ประกอบด้วยห้า ง-ออร์บิทัล) สัญลักษณ์ - .
ฉ-ระดับย่อย (ประกอบด้วยเจ็ด ฉ-ออร์บิทัล) สัญลักษณ์ - .
พลังงานของออร์บิทัลในระดับย่อยเดียวกันจะเท่ากัน
เมื่อกำหนดระดับย่อย จำนวนเลเยอร์ (ระดับอิเล็กทรอนิกส์) จะถูกเพิ่มเข้าไปในสัญลักษณ์ระดับย่อย เช่น: 2 ส, 3พี, 5งวิธี ส-ระดับย่อยของระดับที่สอง พี-ระดับย่อยของระดับที่สาม ง-ระดับย่อยของระดับที่ห้า
จำนวนระดับย่อยทั้งหมดในระดับหนึ่งจะเท่ากับจำนวนระดับ n. จำนวนออร์บิทัลทั้งหมดในระดับหนึ่งมีค่าเท่ากับ n 2. ดังนั้น จำนวนทั้งหมดเมฆชั้นเดียวก็เท่ากัน n 2 .
การกำหนด: - วงโคจรอิสระ (ไม่มีอิเล็กตรอน) - วงโคจรที่มีอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่ - วงโคจรที่มีคู่อิเล็กตรอน (มีอิเล็กตรอนสองตัว)
ลำดับที่อิเล็กตรอนเต็มวงโคจรของอะตอมถูกกำหนดโดยกฎธรรมชาติสามข้อ (สูตรมีให้ในรูปแบบง่าย ๆ ):
1. หลักการของพลังงานน้อยที่สุด - อิเล็กตรอนมาเติมเต็มออร์บิทัลเพื่อเพิ่มพลังงานของออร์บิทัล
2. หลักการของเพาลี - ในวงโคจรเดียวจะมีอิเล็กตรอนเกินสองตัวไม่ได้
3. กฎของฮุนด์ - ภายในระดับย่อย อิเล็กตรอนจะเติมออร์บิทัลว่างลงไปก่อน (ทีละอัน) และหลังจากนั้นจะเกิดคู่อิเล็กตรอนเท่านั้น
จำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในระดับอิเล็กทรอนิกส์ (หรือชั้นอิเล็กตรอน) คือ 2 n 2 .
การกระจายระดับย่อยด้วยพลังงานแสดงดังต่อไปนี้ (ตามลำดับพลังงานที่เพิ่มขึ้น):
1ส, 2ส, 2พี, 3ส, 3พี, 4ส, 3ง, 4พี, 5ส, 4ง, 5พี, 6ส, 4ฉ, 5ง, 6พี, 7ส, 5ฉ, 6ง, 7พี ...
ลำดับนี้แสดงไว้อย่างชัดเจนด้วยแผนภาพพลังงาน:
การกระจายตัวของอิเล็กตรอนของอะตอมในระดับ ระดับย่อย และออร์บิทัล (การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม) สามารถแสดงเป็นสูตรอิเล็กตรอน แผนภาพพลังงาน หรือพูดง่ายๆ ก็คือ เป็นแผนภาพของชั้นอิเล็กตรอน ("แผนภาพอิเล็กตรอน")
ตัวอย่างโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม:
วาเลนซ์อิเล็กตรอน- อิเล็กตรอนของอะตอมที่สามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมีได้ สำหรับอะตอมใดๆ สิ่งเหล่านี้คืออิเล็กตรอนชั้นนอกทั้งหมดบวกกับอิเล็กตรอนก่อนชั้นนอกซึ่งมีพลังงานมากกว่าอิเล็กตรอนชั้นนอก ตัวอย่างเช่น อะตอม Ca มีอิเล็กตรอนชั้นนอก 4 ตัว ส 2 พวกเขายังเป็นวาเลนซ์; อะตอม Fe มีอิเล็กตรอนชั้นนอก 4 ตัว ส 2 แต่เขามี 3 ง 6 ดังนั้นอะตอมเหล็กจึงมีเวเลนซ์อิเล็กตรอน 8 ตัว สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของวาเลนซ์ของอะตอมแคลเซียมคือ 4 ส 2 และอะตอมของเหล็ก - 4 ส 2 3ง 6 .
ตารางธาตุองค์ประกอบทางเคมีโดย D. I. Mendeleev
(ระบบธรรมชาติขององค์ประกอบทางเคมี)
กฎธาตุเคมีเป็นงวด(สูตรสมัยใหม่) : คุณสมบัติขององค์ประกอบทางเคมีเช่นเดียวกับความเรียบง่ายและ สารที่ซับซ้อนที่เกิดจากพวกมันนั้นจะขึ้นอยู่กับค่าของประจุจากนิวเคลียสของอะตอมเป็นระยะ
ตารางธาตุ- การแสดงออกทางกราฟิกของกฎหมายเป็นระยะ
องค์ประกอบทางเคมีตามธรรมชาติ- ชุดขององค์ประกอบทางเคมีที่จัดเรียงตามจำนวนโปรตอนที่เพิ่มขึ้นในนิวเคลียสของอะตอมหรือสิ่งที่เหมือนกันตามประจุที่เพิ่มขึ้นของนิวเคลียสของอะตอมเหล่านี้ เลขอะตอมของธาตุในชุดนี้เท่ากับจำนวนโปรตอนในนิวเคลียสของอะตอมใดๆ ของธาตุนี้
ตารางองค์ประกอบทางเคมีสร้างขึ้นโดยการ "ตัด" ชุดองค์ประกอบทางเคมีตามธรรมชาติลงไป ระยะเวลา(แถวแนวนอนของตาราง) และการจัดกลุ่ม (คอลัมน์แนวตั้งของตาราง) ขององค์ประกอบที่มีโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ที่คล้ายกันของอะตอม
ตารางอาจเป็นได้ทั้งนี้ขึ้นอยู่กับวิธีที่คุณรวมองค์ประกอบออกเป็นกลุ่ม ระยะยาว(องค์ประกอบที่มีจำนวนและประเภทเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากันจะถูกรวบรวมเป็นกลุ่ม) และ ช่วงสั้น ๆ(องค์ประกอบที่มีจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากันจะถูกรวบรวมเป็นกลุ่ม)
กลุ่มตารางช่วงสั้นแบ่งออกเป็นกลุ่มย่อย ( หลักและ ด้านข้าง) ตรงกับกลุ่มของตารางคาบยาว
อะตอมของธาตุทุกอะตอมในช่วงเวลาเดียวกันมีจำนวนชั้นอิเล็กตรอนเท่ากัน เท่ากับจำนวนคาบ
จำนวนองค์ประกอบในช่วงเวลา: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32 องค์ประกอบส่วนใหญ่ในช่วงที่แปดได้มาจากการประดิษฐ์ องค์ประกอบสุดท้ายของช่วงเวลานี้ยังไม่ได้ถูกสังเคราะห์ ทุกช่วงเวลายกเว้นช่วงแรกจะเริ่มต้นด้วยองค์ประกอบที่ทำให้เกิดโลหะอัลคาไล (Li, Na, K ฯลฯ) และสิ้นสุดด้วยองค์ประกอบที่ก่อให้เกิดก๊าซมีตระกูล (He, Ne, Ar, Kr ฯลฯ)
ในตารางคาบสั้นมี 8 กลุ่ม แต่ละกลุ่มแบ่งออกเป็น 2 กลุ่มย่อย (หลักและรอง) ในตารางคาบยาวมี 16 กลุ่ม ซึ่งมีตัวเลขเป็นเลขโรมันพร้อมตัวอักษร A หรือ B สำหรับ ตัวอย่าง: IA, IIIB, VIA, VIIB กลุ่ม IA ของตารางช่วงยาวสอดคล้องกับกลุ่มย่อยหลักของกลุ่มแรกของตารางช่วงสั้น กลุ่ม VIIB - กลุ่มย่อยรองของกลุ่มที่เจ็ด: ส่วนที่เหลือ - ในทำนองเดียวกัน
ลักษณะขององค์ประกอบทางเคมีเปลี่ยนแปลงไปตามธรรมชาติในกลุ่มและคาบ
ในช่วงเวลา (โดยมีหมายเลขประจำเครื่องเพิ่มขึ้น)
- ประจุนิวเคลียร์เพิ่มขึ้น
- จำนวนอิเล็กตรอนชั้นนอกเพิ่มขึ้น
- รัศมีของอะตอมลดลง
- ความแข็งแรงของพันธะระหว่างอิเล็กตรอนและนิวเคลียสเพิ่มขึ้น (พลังงานไอออไนเซชัน)
- อิเลคโตรเนกาติวีตี้เพิ่มขึ้น
- คุณสมบัติการออกซิไดซ์ของสารอย่างง่ายได้รับการปรับปรุง ("อโลหะ")
- คุณสมบัติการลดของสารธรรมดาลดลง ("ความเป็นโลหะ")
- ทำให้ลักษณะพื้นฐานของไฮดรอกไซด์และออกไซด์ที่เกี่ยวข้องอ่อนลง
- ลักษณะที่เป็นกรดของไฮดรอกไซด์และออกไซด์ที่เกี่ยวข้องจะเพิ่มขึ้น
เป็นกลุ่ม (โดยมีหมายเลขซีเรียลเพิ่มขึ้น)
- ประจุนิวเคลียร์เพิ่มขึ้น
- รัศมีของอะตอมเพิ่มขึ้น (เฉพาะในกลุ่ม A)
- ความแข็งแรงของพันธะระหว่างอิเล็กตรอนกับนิวเคลียสลดลง (พลังงานไอออไนเซชันเฉพาะในกลุ่ม A)
- อิเลคโตรเนกาติวีตี้ลดลง (เฉพาะในกลุ่ม A)
- คุณสมบัติการออกซิไดซ์ของสารธรรมดาอ่อนลง ("อโลหะ" เฉพาะในกลุ่ม A)
- คุณสมบัติการลดของสารธรรมดาได้รับการปรับปรุง ("ความเป็นโลหะ" เฉพาะในกลุ่ม A)
- ลักษณะพื้นฐานของไฮดรอกไซด์และออกไซด์ที่เกี่ยวข้องเพิ่มขึ้น (เฉพาะในกลุ่ม A)
- ทำให้ลักษณะที่เป็นกรดของไฮดรอกไซด์และออกไซด์ที่เกี่ยวข้องอ่อนลง (เฉพาะในกลุ่ม A)
- ความเสถียรของสารประกอบไฮโดรเจนลดลง (กิจกรรมการรีดิวซ์เพิ่มขึ้นเฉพาะในกลุ่ม A)
งานและการทดสอบในหัวข้อ "หัวข้อที่ 9" โครงสร้างของอะตอม กฎธาตุและระบบธาตุเคมีเป็นระยะโดย D. I. Mendeleev (PSHE) ""
- กฎหมายเป็นระยะ - กฎธาตุและโครงสร้างของอะตอมเกรด 8–9
คุณต้องรู้: กฎของการเติมออร์บิทัลด้วยอิเล็กตรอน (หลักการของพลังงานน้อยที่สุด, หลักการของเพาลี, กฎของฮุนด์), โครงสร้างของตารางธาตุคุณต้องสามารถ: กำหนดองค์ประกอบของอะตอมตามตำแหน่งของธาตุในตารางธาตุ และในทางกลับกัน ค้นหาธาตุในระบบธาตุ โดยรู้องค์ประกอบของธาตุนั้น แสดงถึงแผนภาพโครงสร้าง การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม ไอออน และในทางกลับกัน กำหนดตำแหน่งขององค์ประกอบทางเคมีใน PSCE จากแผนภาพและการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ ระบุลักษณะองค์ประกอบและสารที่เกิดขึ้นตามตำแหน่งใน PSCE กำหนดการเปลี่ยนแปลงในรัศมีของอะตอม คุณสมบัติขององค์ประกอบทางเคมี และสารที่เกิดขึ้นภายในคาบเดียวและกลุ่มย่อยหลักหนึ่งกลุ่มของระบบธาตุ
ตัวอย่างที่ 1กำหนดจำนวนออร์บิทัลในระดับอิเล็กตรอนที่สาม วงโคจรเหล่านี้คืออะไร?
เพื่อกำหนดจำนวนออร์บิทัล เราใช้สูตร เอ็นออร์บิทัล = n 2 ที่ไหน n- หมายเลขระดับ เอ็นออร์บิทัล = 3 2 = 9 หนึ่ง 3 ส- สาม 3 พี- และห้า 3 ง-ออร์บิทัลตัวอย่างที่ 2พิจารณาว่าอะตอมของธาตุใดมีสูตรอิเล็กทรอนิกส์ 1 ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 1 .
ในการพิจารณาว่าเป็นธาตุใด คุณจำเป็นต้องค้นหาเลขอะตอมของมัน ซึ่งเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดของอะตอม ในกรณีนี้: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13 นี่คืออะลูมิเนียมหลังจากแน่ใจว่าทุกสิ่งที่คุณต้องการได้เรียนรู้แล้ว ให้ดำเนินการงานให้เสร็จสิ้น เราหวังว่าคุณจะประสบความสำเร็จ
การอ่านที่แนะนำ:- O. S. Gabrielyan และคนอื่น ๆ เคมีเกรด 11 ม. , อีแร้ง 2545;
- G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. เคมีเกรด 11 ม., การศึกษา, 2544.
