Химийн энергийн түвшинг хэрхэн бичих вэ. Эрчим хүчний түвшин, дэд түвшин ба тойрог замууд. Хүлээн авсан материалыг бид юу хийх вэ?

Цахим тохиргооатом нь түүний электрон орбиталуудын тоон дүрслэл юм. Электрон орбиталууд нь атомын цөмийг тойрон байрлах янз бүрийн хэлбэрийн мужууд бөгөөд тэдгээрээс электрон олдох нь математикийн хувьд боломжтой байдаг. Цахим тохиргоо нь уншигчдад атом хэдэн электрон орбиталтай болохыг хурдан бөгөөд хялбар хэлэх, түүнчлэн тойрог бүрийн электроны тоог тодорхойлоход тусалдаг. Энэ өгүүллийг уншсаны дараа та цахим тохиргоог эмхэтгэх аргыг эзэмших болно.

Алхам

Д.И.Менделеевийн үечилсэн системийг ашиглан электронуудын тархалт

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

   ADOMAH үечилсэн хүснэгтийг ашиглах

   1. ADOMAH-ын үечилсэн хүснэгтийг эзэмш.Цахим тохиргоог бүртгэх энэ арга нь цээжлэх шаардлагагүй, гэхдээ энэ нь өөрчлөгдсөн үечилсэн хүснэгтийг шаарддаг, учир нь уламжлалт үелэх хүснэгтэд дөрөвдүгээр үеэс эхлэн хугацааны дугаар нь электрон бүрхүүлтэй тохирохгүй байна. Эрдэмтэн Валерий Циммерманы бүтээсэн үелэх системийн тусгай төрөл болох ADOMAH-ийн үелэх хүснэгтийг олоорой. Богино интернет хайлтаар үүнийг олоход хялбар байдаг.

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

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

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

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

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

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

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

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

2. Атомын цөм ба электрон бүрхүүлийн бүтэц

2.6. Эрчим хүчний түвшин ба дэд түвшин

Атом дахь электроны төлөв байдлын хамгийн чухал шинж чанар бол квант механикийн хуулиудын дагуу тасралтгүй өөрчлөгддөггүй, харин гэнэт өөрчлөгддөг электроны энерги юм. зөвхөн сайн тодорхойлсон утгыг авч чадна. Тиймээс бид атом дахь энергийн түвшний багц байгаа тухай ярьж болно.

Эрчим хүчний түвшин- эрчим хүчний ойролцоо утгатай AO-ийн багц.

Эрчим хүчний түвшнийг дугаарласан үндсэн квант тоо n, зөвхөн эерэг бүхэл утгыг авч болно (n = 1, 2, 3, ...). n-ийн утга их байх тусам электроны энерги болон өгөгдсөн энергийн түвшин өндөр байна. Атом бүр хязгааргүй тооны энергийн түвшинг агуулдаг бөгөөд тэдгээрийн зарим нь атомын үндсэн төлөвт электронуудаар дүүрсэн байдаг бол зарим нь байдаггүй (эдгээр энергийн түвшин нь атомын өдөөгдсөн төлөвт амьдардаг).

Цахим давхарга- өгөгдсөн энергийн түвшинд байгаа электронуудын багц.

Өөрөөр хэлбэл электрон давхарга нь электрон агуулсан энергийн түвшин юм.

Электрон давхаргын багц нь атомын электрон бүрхүүлийг бүрдүүлдэг.

Нэг электрон давхаргад электронууд энергийн хувьд бага зэрэг ялгаатай байж болох тул тэд ингэж хэлдэг энергийн түвшинг эрчим хүчний дэд түвшинд хуваадаг(дэд давхарга). Өгөгдсөн энергийн түвшинг хуваах дэд түвшний тоо нь энергийн түвшний үндсэн квант тооны тоотой тэнцүү байна.

N (захын) \u003d n (түвшин) . (2.4)

Дэд түвшнийг тоо, үсэг ашиглан дүрсэлсэн: тоо нь эрчим хүчний түвшний тоо (цахим давхарга), үсэг нь дэд түвшинг бүрдүүлдэг AO-ийн шинж чанартай тохирч байна (s -, p -, d -, f -), жишээ нь: 2p - дэд түвшин (2p -AO, 2p -электрон).

Тиймээс эхний эрчим хүчний түвшин (Зураг 2.5) нь нэг дэд түвшнээс (1s), хоёр дахь нь хоёр (2s ба 2p), гурав дахь нь гурав (3s, 3p ба 3d), дөрөв дэх дөрөв (4s, 4p, 4d ба 4f ) гэх мэт. Дэд түвшин бүр тодорхой тооны AO агуулдаг:

N (AO) = n 2 . (2.5)

Цагаан будаа. 2.5. Эхний гурван электрон давхаргын энергийн түвшин ба дэд түвшний схем

1. s төрлийн АО нь энергийн бүх түвшинд байдаг, p-төрөл нь хоёр дахь энергийн түвшнээс эхлэн, d-төрөл - гурав дахь, f-төрөл - дөрөв дэх гэх мэт.

2. Өгөгдсөн энергийн түвшинд нэг s -, гурван p -, таван d -, долоон f - орбитал байж болно.

3. Үндсэн квант тоо том байх тусам АО-ийн хэмжээ их байна.

Нэг АО-д хоёроос илүү электрон байх боломжгүй тул өгөгдсөн энергийн түвшний нийт электрон (хамгийн их) тоо нь AO-ийн тооноос 2 дахин их байх ба дараахтай тэнцүү байна.

N (e) = 2n 2. (2.6)

Тиймээс өгөгдсөн энергийн түвшинд хамгийн ихдээ 2 s төрлийн электрон, 6 p төрлийн электрон, 10 d төрлийн электрон байж болно. Нийтдээ эхний энергийн түвшинд электроны хамгийн их тоо 2, хоёрдугаарт - 8 (2 s-төрөл ба 6 p-төрөл), гуравдугаарт - 18 (2 s-төрөл, 6 p-төрөл ба 10 d-төрөл). Эдгээр үр дүнг 1-р хүснэгтэд нэгтгэн үзүүлэв. 2.2.

Хүснэгт 2.2

Үндсэн квант тоон хоорондын хамаарал e

Атом дахь электроны төлөвийг тодорхойлохын тулд квант тооноос гадна дараахь зүйлийг ашигладаг.

• атомын энергийн түвшний диаграмм;
• электрон томъёо эсвэл тохиргоо.

Эрчим хүчний түвшний график

Цагаан будаа. Атомын энергийн түвшин ба дэд түвшин.

Зураг дээр атомын түвшний диаграммыг харуулсан бөгөөд энэ нь ямар ч атомын электроныг дүрслэх боломжтой.

Эрчим хүчний түвшинатомуудыг (электрон атомын давхаргыг бүрдүүлдэг электрон үүл) тоогоор тэмдэглэнэ 1, 2, 3, 4 ...

Эрчим хүчний дэд түвшинатом (атомын цөмтэй электроныг холбох энергийг тодорхойлдог энергийн түвшин) үсгээр тэмдэглэгдсэн байна. s, p, d, f.

Эрчим хүчний дэд түвшнийг квант эс хэлбэрээр харуулж болно (баруун талд байгаа зураг): чөлөөтэй (хоосон нүд); хэсэгчлэн дүүргэсэн (дээш эсвэл доош чиглэсэн нэг босоо сум, хосгүй электроныг заана); бүрэн дүүргэсэн (хосолсон электроныг илэрхийлсэн босоо чиглэлд өөр өөр чиглэлтэй хоёр сум).

Атомын электрон томъёо

Эрчим хүчний түвшний диаграммууд дээр байгаа бүх зүйл маш тодорхой бөгөөд харагдахуйц боловч төвөгтэй байдаг. Цахим тохиргоог ашиглан диаграммыг нэг богино мөрөнд илэрхийлж болно.

Зөвхөн 6 электронтой (дотоод талдаа 2, гадна талдаа 4) энергийн хоёр түвшинтэй нүүрстөрөгчийн атомыг авч үзье.

Доорх зурагт нүүрстөрөгч ба натрийн атомын электрон томъёо (электрон бүрхүүлийн загвар) ба тэдгээрийн график дүрслэлийн жишээг харуулав.

Цагаан будаа. Нүүрстөрөгчийн электрон томъёо.

Цагаан будаа. Натрийн электрон томъёо.

Цахим тохиргоонд энергийн түвшний орбиталын нэрийг дээд тэмдэгтээр нь энэ тойрог замд байрлах электронуудын тоог зааж өгсөн болно.

Атомын электрон бүрхүүл нь дараах зарчмын дагуу үүсдэг.

• хамгийн бага эрчим хүчний зарчим- хамгийн бага энергитэй (атомын цөмд хамгийн ойрхон) орбиталууд эхлээд дүүрдэг.
  1с; 2 секунд; 2p; 3 секунд; 3p; 4с (3D); 4p; 5 секунд (4 өдөр); 5p; 6s(4f)(5d); 6p; 7 секунд;
• Паули зарчим- нэг атомын тойрог замд эсрэг талын спинтэй 2-оос илүүгүй электрон (хосолсон электрон) байж болно;
• зуун дүрэм- атомын орбиталууд нь тэдний эргэлтийн нийлбэр хамгийн их байхаар дүүргэгдсэн байдаг.

Жишээлбэл, хлорын электрон томъёо нь: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 .

Хүснэгт дэх хлорын серийн дугаар нь 17. Энэ нь хлорын атом нь 17 протон, 17 электрон агуулдаг гэсэн үг юм. Өөрөөр хэлбэл, бид диаграмм дээр 17 электрон байрлуулах хэрэгтэй (дүрмийн дагуу).

Дээр дурьдсанчлан схемийн дагуу электроныг сум хэлбэрээр харуулав. Хэрэв тойрог замд хоёр электрон байгаа бол тэдгээрийг хоёр өөр чиглэлтэй сум (өөр өөр эргэлттэй электрон) хэлбэрээр харуулна.

• Эхлээд бид хамгийн бага энергийн түвшинг дүүргэдэг: 1s тойрог зам. Үүн дээр 2 электрон байдаг.
• Дараагийн 2 электрон нь 2s тойрог замыг эзэлнэ.
• Дараагийн эрчим хүчний түвшин: 2p орбитал - 6 электрон.
• Дараагийн 2 электрон нь 3s орбитал юм.
• Үлдсэн 5 электрон нь 3p тойрог замд байрладаг бөгөөд хоёр спин хос үүсгэдэг (сүүлийн электрон нь хосгүй).

Тиймээс хлорын энергийн түвшний диаграмм дараах байдалтай байна.

Анхааралтай уншигч атом дахь электрон энергийн дэд түвшинг дүүргэх дараалал бага зэрэг эвдэрч байгааг анзаарсан байх, жишээлбэл, 4s дэд түвшинг эхлээд дүүргэж, зөвхөн дараа нь 3d дүүргэдэг. Энэ зөрчлийг тайлбарлаж байна Клечковскийн дүрэм, үүнийг хэлдэг электронууд атомын түвшинг (дэд түвшний) нийлбэрийн (n + l) өсөх дарааллаар дүүргэдэг, хэрэв үндсэн ба орбитал квант тоонуудын нийлбэр тэнцүү бол дүүргэлт n нэмэгдэх дарааллаар явагдана.(Атомын бүтцийн квант-механик загварыг үзнэ үү).

• 4-р дэд түвшний хувьд: n+l = 4+0 = 4;
• 3d дэд түвшний хувьд; n+l = 3+2 = 5.

3d, 4p, 5s дэд түвшин нь n+l=5 тэнцүү нийлбэртэй тул дүүргэлт үндсэн квант тооны өсөх дарааллаар явагдана: 3d→4p→5s.

Клечковскийн дүрэмд хэд хэдэн үл хамаарах зүйлүүд байдаг бөгөөд энэ нь хоорондоо ойрхон дэд түвшний энергийн хувьд бага зэрэг ялгаатай байдаг бөгөөд энэ тохиолдолд электрон "давхардсан" ч гэсэн бага энергитэй дэд түвшнийг эзлэх хандлагатай байдаг бол "доод" түвшин нь дүүргэгдээгүй хэвээр байна. Жишээлбэл, 5d 1-ийг 4f-ээс өмнө бөглөнө.

• s-элементүүд(14): электронууд гадаад түвшний s-дэд түвшнийг дүүргэдэг - устөрөгч, гели + үе бүрийн эхний 2 элемент;
• p-элементүүд(30): электронууд гадаад түвшний p-дэд түвшнийг дүүргэдэг - үе бүрийн сүүлийн 6 элемент;
• d-элементүүд(32): электронууд хоёр дахь түвшний d-дэд түвшинг гаднаас нь дүүргэдэг - s- ба p-элементүүдийн хооронд байдаг том хугацааны олон арван жилийн элементүүд;
• f-элементүүд(28): электронууд гурав дахь түвшний f-дэд түвшнийг гаднаас нь дүүргэдэг - лантанид ба актинид.

Валент электронууд

Бид өмнө нь атомыг саармаг цэнэгтэй бөөмс гэж хэлсэн, учир нь түүний доторх электрон ба протоны тоо ижил байдаг. Харин хамгийн гадна талын орбиталууд дахь электронууд атомын цөм дэх эерэг протонуудад сул татагддаг. Тиймээс элементийн атомууд электрон өгч, хавсаргах чадвартай байдаг.

МЭДЭХ ХЭРЭГТЭЙ!Валентийн электронууд нь гаднах электронууд болон гаднахаас илүү энергитэй өмнөх гадаад электронуудыг агуулдаг.

Ижил утгатай атом дахь электроны төлөвийн багц nдуудсан эрчим хүчний түвшин. Атомын үндсэн төлөвт электронууд байх түвшний тоо нь тухайн элементийн байрлах үеийн тоотой давхцдаг. Эдгээр түвшний тоог тоогоор тэмдэглэнэ: 1, 2, 3, ... (бага тохиолдолд - үсгээр) К, Л, М, ...).

Эрчим хүчний дэд түвшин- квант тоонуудын ижил утгуудаар тодорхойлогддог атом дахь электроны энергийн төлөв байдлын багц nболон л. Дэд түвшнийг үсгээр тэмдэглэсэн: с, х, г, е... Эхний энергийн түвшин нь нэг дэд түвшинтэй, хоёр дахь нь хоёр дэд түвшинтэй, гурав дахь нь гурван дэд түвшинтэй гэх мэт.

Диаграммд тойрог замыг эсүүд (дөрвөлжин хүрээ), электронуудыг сумаар (эсвэл ↓) тэмдэглэсэн бол үндсэн квант тоо нь энергийн түвшинг (ЕХ), үндсэн ба тойрог замын квантуудын хослолыг тодорхойлдог болохыг харж болно. тоонууд - энергийн дэд түвшин (EPL), үндсэн, тойрог зам, соронзон квант тоонуудын багц - атомын тойрог зам, мөн бүх дөрвөн квант тоо нь электрон юм.

Орбитал бүр нь тодорхой энергитэй тохирдог. Тойрог замын тэмдэглэгээ нь энергийн түвшний тоо, харгалзах дэд түвшинд харгалзах үсгийг агуулдаг: 1 с, 3х, 4ггэх мэт. Эрчим хүчний түвшин бүрийн хувьд хоёр дахь шатнаас эхлэн эрчим хүчний хувьд гурван тэнцүү байдаг ххарилцан перпендикуляр гурван чиглэлд байрладаг тойрог замууд. Эрчим хүчний түвшин бүрт гурав дахь шатнаас эхлэн тав байна г- илүү төвөгтэй дөрвөн навч хэлбэртэй тойрог замууд. Дөрөв дэх энергийн түвшнээс эхлэн бүр илүү төвөгтэй хэлбэрүүд гарч ирдэг. е- тойрог замууд; Түвшин бүрт долоон байна. Түүн дээр тархсан электрон цэнэг бүхий атомын орбиталыг ихэвчлэн электрон үүл гэж нэрлэдэг.

Асуулт 12.

Хэвтээ үе үе

Иончлолын энерги, электроны хамаарал гэх мэт физик шинж чанаруудын хувьд хэвтээ үечлэл нь хамгийн сүүлийн энергийн дэд түвшний электронуудын тоо үе үе өөрчлөгдөхтэй холбоотой байдаг.

Асуулт 13.

Асуулт 14.

Атомын соронзон шинж чанар

Электрон нь өөрийн гэсэн соронзон моменттэй бөгөөд энэ нь хэрэглэсэн соронзон оронтой параллель эсвэл эсрэг чиглэлд квантлагдсан байдаг. Хэрэв ижил тойрог замыг эзэлдэг хоёр электрон нь эсрэг чиглэлтэй спинтэй бол (Паули зарчмын дагуу) тэд бие биенээ үгүйсгэдэг. Энэ тохиолдолд электронуудыг хосолсон гэж нэрлэдэг. Зөвхөн хос электронтой атомууд соронзон ороноос шахагдана. Ийм атомуудыг диамагнит гэж нэрлэдэг. Нэг буюу хэд хэдэн хосгүй электронтой атомууд соронзон орон руу татагддаг. Тэдгээрийг диамагнит гэж нэрлэдэг.

Соронзон оронтой атомын харилцан үйлчлэлийн эрчмийг тодорхойлдог атомын соронзон момент нь хосгүй электронуудын тоотой бараг пропорциональ байдаг.

Янз бүрийн элементийн атомын электрон бүтцийн онцлог нь иончлолын энерги, электроны хамаарал зэрэг энергийн шинж чанарт тусгагдсан байдаг.

Ионжуулалтын энерги

Атомын иончлолын энерги (потенциал). Eiтэгшитгэлийн дагуу атомаас электроныг хязгааргүйд хүргэхэд шаардагдах хамгийн бага энерги юм

X = X + + д− . Түүний утгууд нь үечилсэн системийн бүх элементийн атомуудад мэдэгддэг. Жишээлбэл, устөрөгчийн атомын иончлолын энерги нь 1-ээс электрон шилжилттэй тохирч байна с- энергийн дэд түвшин (−1312.1 кЖ/моль) тэг энергитэй дэд түвшинд, +1312.1 кЖ/моль-тэй тэнцүү.

Атомын нэг электроныг зайлуулахтай холбоотой анхны иончлолын потенциалын өөрчлөлтөд үе үе нь атомын дарааллын тоо нэмэгдэхэд тодорхой илэрхийлэгддэг.

Хугацааны дагуу зүүнээс баруун тийш шилжих үед иончлолын энерги аажмаар нэмэгдэж, бүлгийн дотор серийн дугаар нэмэгдэх тусам буурдаг. Шүлтлэг металлын анхны иончлолын потенциал хамгийн бага, эрхэм хий хамгийн их байна.

Ижил атомын хувьд электроныг эерэг цэнэгтэй ионоос салгах шаардлагатай тул хоёр дахь, гурав дахь болон дараагийн иончлох энерги үргэлж нэмэгддэг. Жишээлбэл, литийн атомын хувьд нэг, хоёр, гурав дахь иончлох энерги нь 520.3, 7298.1, 11814.9 кЖ/моль байна.

Электронуудыг салгах дараалал нь ихэвчлэн хамгийн бага энергийн зарчмын дагуу орбиталуудын электронуудын популяцийн дарааллын урвуу байдаг. Гэсэн хэдий ч, хүн амтай байдаг элементүүд гОрбиталууд нь үл хамаарах зүйл юм - юуны түрүүнд тэд алддаггүй г-, а с- электронууд.

электрон хамаарал

Атомын электронтой холбоотой байдал А e - атомуудын нэмэлт электроныг холбож, сөрөг ион болгон хувиргах чадвар. Электрон ойрын хэмжүүр нь процесст ялгарсан эсвэл шингэсэн энерги юм. Электроны хамаарал нь сөрөг ионы иончлох энергитэй тэнцүү байна X − : X − = X + д −

Галоген атомууд нь электроны хамгийн өндөр харьцаатай байдаг. Жишээлбэл, фторын атомын хувьд электрон нэмэхэд 327.9 кЖ/моль энерги ялгардаг. Хэд хэдэн элементийн хувьд электроны хамаарал нь тэгтэй ойролцоо буюу сөрөг байдаг бөгөөд энэ нь энэ элементийн хувьд тогтвортой анион байхгүй гэсэн үг юм.

Ихэвчлэн янз бүрийн элементийн атомуудын электроны хамаарал нь тэдгээрийн иончлолын энерги нэмэгдэхтэй зэрэгцэн буурдаг. Гэсэн хэдий ч зарим хос элементүүдэд үл хамаарах зүйлүүд байдаг:

Үүний тайлбарыг эхний атомуудын жижиг хэмжээтэй, тэдгээрийн доторх электрон-электроны түлхэлт ихэссэнд үндэслэн өгч болно.

Асуулт 15.

Асуулт 16.

Хэвтээ үе үе

Хэвтээ үечлэл нь үе бүрт энгийн бодис, нэгдлүүдийн шинж чанарын хамгийн их ба хамгийн бага утгыг илэрхийлэхээс бүрдэнэ. Энэ нь ялангуяа VIIIB бүлгийн элементүүд болон лантанидын хувьд мэдэгдэхүйц юм (жишээлбэл, тэгш серийн дугаартай лантанидын тоо сондгойгоос илүү түгээмэл байдаг).

Иончлолын энерги, электроны хамаарал зэрэг физик шинж чанаруудын хувьд хэвтээ үечлэл нь мөн илэрдэг бөгөөд энэ нь хамгийн сүүлийн энергийн дэд түвшний электронуудын тоо үе үе өөрчлөгдөхтэй холбоотой юм.

Орбитын квант тоо 0-ээс (n-1) хүртэлх өөрчлөлтийн хязгаарын дагуу эрчим хүчний түвшин бүрт хатуу хязгаарлагдмал тооны дэд түвшний боломжтой байдаг, тухайлбал: дэд түвшний тоо нь түвшний тоотой тэнцүү байна.

Үндсэн (n) ба тойрог замын (l) квант тоонуудын хослол нь электроны энергийг бүрэн тодорхойлдог.Электроны энергийн нөөцийг нийлбэрээр (n+l) тусгана.

Жишээлбэл, 3d дэд түвшний электронууд нь 4s дэд түвшний электронуудаас илүү өндөр энергитэй байдаг.

Атом дахь түвшин ба дэд түвшнийг электроноор дүүргэх дарааллыг тодорхойлно дүрэм V.M. Клечковский:атомын электрон түвшинг дүүргэх нь нийлбэр нэмэгдэх (n + 1) дарааллаар явагддаг.

Үүний дагуу дэд түвшний бодит энергийн хуваарийг тодорхойлсон бөгөөд үүний дагуу бүх атомын электрон бүрхүүлүүд баригдсан болно.

1s ï 2s2p ï 3s3p ï 4s3d4p ï 5s4d5p ï 6s4f5d6p ï 7s5f6d…

3. Соронзон квант тоо (м л)орон зай дахь электрон үүл (орбитал) чиглэлийг тодорхойлдог.

Электрон үүлний хэлбэр нь нарийн төвөгтэй байх тусам (жишээ нь, l-ийн утга өндөр байх тусам энэ үүлний орон зай дахь чиг баримжаа нь илүү их өөрчлөгддөг бөгөөд электроны бие даасан энергийн төлөвүүд байдаг бөгөөд энэ нь соронзон долгионы тодорхой утгаараа тодорхойлогддог. квант тоо.

Математикийн хувьд м л-1-ээс +1 хүртэлх бүхэл утгыг авна, үүнд 0 орно. нийт (21+1) утгууд.

Сансар огторгуй дахь атомын тойрог бүрийг энергийн эс гэж нэрлэе гэвэл дэд түвшний ийм эсийн тоо дараах байдалтай байна.

дэд түвшин	Боломжит утгууд m л	Дэд түвшний бие даасан энергийн төлөвүүдийн тоо (орбитал, эс).
с (l=0)		нэг
p (l=1)	-1, 0, +1	гурав
d (l=2)	-2, -1, 0, +1, +2	тав
f (l=3)	-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	Долоо

Жишээлбэл, бөмбөрцөг хэлбэртэй s-орбитал нь огторгуйд өвөрмөц байдлаар чиглэгддэг. p-дэд түвшин бүрийн дамббелл хэлбэртэй тойрог замууд нь гурван координатын тэнхлэгийн дагуу чиглэгддэг

4. Спин квант тоо m sэлектрон тэнхлэгээ тойрон эргэхийг тодорхойлдог бөгөөд нэг чиглэлд эсвэл өөр чиглэлд эргэх чиглэлээс хамааран + 1/2 ба - 1/2 гэсэн хоёр утгыг авна. Паули зарчмын дагуу эсрэг чиглэлтэй (эсрэг параллель) нэг тойрог замд 2-оос илүүгүй электрон байрлаж болно.

p- дэд түвшний эргэлт: .

Ийм электронуудыг хосолсон гэж нэрлэдэг.Хослогдоогүй электроныг бүдүүвчээр нэг сумаар дүрсэлсэн: .

Нэг тойрог замын (2 электрон) багтаамж ба дэд түвшний энергийн төлөвийн тоог (m s) мэдсэнээр бид дэд түвшний электронуудын тоог тодорхойлж болно.

Та үр дүнг өөрөөр бичиж болно: s 2 p 6 d 10 f 14 .

Атомын электрон томъёог зөв бичихийн тулд эдгээр тоонуудыг сайн санаж байх ёстой.

Тэгэхээр n, l, m l, m s гэсэн дөрвөн квант тоо нь атом дахь электрон бүрийн төлөвийг бүрэн тодорхойлдог. Атом дахь n-тэй ижил утгатай бүх электронууд нь энергийн түвшинг бүрдүүлдэг бөгөөд n ба l-ийн ижил утгатай энергийн дэд түвшин, n, l, m-ийн ижил утгатай байдаг. л- тусдаа атомын тойрог зам (квант эс). Нэг тойрог замд байгаа электронууд өөр өөр эргэлттэй байдаг.

Бүх дөрвөн квант тооны утгыг харгалзан бид энергийн түвшний (цахим давхарга) электронуудын хамгийн их тоог тодорхойлно.

Их хэмжээний электрон (18.32) нь зөвхөн атомын гүн дэх электрон давхаргад агуулагддаг бөгөөд гаднах электрон давхарга нь 1-ээс (устөрөгч ба шүлтлэг металлын хувьд) 8 электрон (инертийн хий) хүртэл агуулж болно.

Электрон бүрхүүлийг электроноор дүүргэх нь дагуу явагддаг гэдгийг санах нь чухал юм хамгийн бага энергийн зарчим: Хамгийн бага энергийн утгатай дэд түвшнийг эхлээд дүүргэж, дараа нь илүү өндөр утгатай. Энэ дараалал нь V.M-ийн энергийн масштабтай тохирч байна. Клечковский.

Атомын электрон бүтцийг энергийн түвшин, дэд түвшин, дэд түвшний электронуудын тоог харуулсан электрон томъёогоор харуулдаг.

Жишээлбэл, устөрөгчийн атом 1 H нь зөвхөн 1 электронтой бөгөөд энэ нь s-дэд түвшинд цөмөөс эхний давхаргад байрладаг; устөрөгчийн атомын электрон томъёо нь 1s 1 байна.

Лити атом 3 Li нь зөвхөн 3 электронтой бөгөөд тэдгээрийн 2 нь эхний давхаргын s-дэд түвшинд, 1 нь s-дэд түвшнээс эхэлдэг хоёрдугаар давхаргад байрладаг. Лити атомын электрон томъёо нь 1s 2 2s 1 байна.

Фосфорын атом 15 P нь гурван электрон давхаргад байрладаг 15 электронтой. s-дэд түвшинд 2-оос илүүгүй электрон, p-дэд түвшинд 6-аас ихгүй электрон агуулагддаг гэдгийг санаж, бүх электронуудыг аажмаар дэд түвшинд байрлуулж, фосфорын атомын электрон томъёог бүрдүүлнэ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s. 2 3p 3.

25 Mn манганы атомын электрон томъёог бүрдүүлэхдээ дэд түвшний энергийг нэмэгдүүлэх дарааллыг харгалзан үзэх шаардлагатай: 1s2s2p3s3p4s3d...

Бид бүх 25 Mn электроныг аажмаар хуваарилдаг: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 .

Манганы атомын эцсийн электрон томъёо (цөмөөс электронуудын зайг харгалзан үзэх) дараах байдалтай байна.

1s2

2с 2 2х 6

3с 2 3х 6 3г 5

4с 2

Манганы цахим томъёо нь түүний үечилсэн систем дэх байрлалд бүрэн нийцдэг: электрон давхаргын тоо (энергийн түвшин) - 4 нь тухайн үеийн тоотой тэнцүү; гадна давхаргад 2 электрон байдаг, эцсийн өмнөх давхарга нь дуусаагүй байгаа нь хоёрдогч дэд бүлгийн металлын хувьд ердийн зүйл юм; хөдөлгөөнт, валентын электронуудын нийт тоо (3d 5 4s 2) - 7 нь бүлгийн дугаартай тэнцүү байна.

Атом дахь энергийн дэд түвшний аль нь -s-, p-, d- эсвэл f- хамгийн сүүлд баригдсанаас хамааран бүх химийн элементүүдийг электрон гэр бүлд хуваадаг. s-элементүүд(H, He, шүлтлэг металлууд, үечилсэн системийн 2-р бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн металлууд); p-элементүүд(Үечилсэн системийн 3, 4, 5, 6, 7, 8-р бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүд); d-элементүүд(хоёрдогч дэд бүлгийн бүх металлууд); f-элементүүд(лантанид ба актинид).

Атомын электрон бүтэц нь үечилсэн системийн бүтцийн онолын гүн үндэслэл бөгөөд хугацааны урт (жишээ нь, үе дэх элементүүдийн тоо) нь электрон давхаргын багтаамж, дэд түвшний энергийг нэмэгдүүлэх дарааллаас шууд хамаардаг.

Үе бүр нь s 1 (шүлтлэг металл) гадна давхаргын бүтэцтэй s элементээр эхэлж, …s 2 p 6 (инертийн хий) гаднах давхаргын бүтэцтэй p элементээр төгсдөг. 1-р үе нь зөвхөн хоёр s-элемент (H ба He), 2-р ба 3-р жижиг үеүүд тус бүр нь хоёр s-элемент, зургаан p-элементийг агуулна. s- ба p-элементүүдийн хоорондох 4 ба 5-р том үеүүдэд 10 d-элемент тус бүр нь "шаантаг" - шилжилтийн металлууд нь хажуугийн дэд бүлгүүдэд хуваагддаг. VI ба VII үед ижил төстэй бүтцэд өөр 14 f-элемент нэмэгдсэн бөгөөд тэдгээр нь лантан ба актиниумтай ижил шинж чанартай бөгөөд лантанид ба актинидын дэд бүлэг хэлбэрээр тусгаарлагдсан байдаг.

Атомын электрон бүтцийг судлахдаа тэдгээрийн график дүрслэлд анхаарлаа хандуулаарай, жишээлбэл:

13 Аль 1с 2 2с 2 2х 6 3с 2 3х 1

N=2 1s 2s 2p 3s 3p

Зургийн хоёр хувилбарыг ашигласан: a) ба b):

Орбитал дахь электронуудыг зөв байрлуулахын тулд үүнийг мэдэх шаардлагатай Гундын дүрэм:Дэд түвшний электронууд нь тэдгээрийн нийт эргэлт нь хамгийн их байхаар байрладаг. Өөрөөр хэлбэл, электронууд эхлээд өгөгдсөн дэд түвшний бүх чөлөөт эсүүдийг нэг нэгээр нь эзэлдэг.

Жишээлбэл, хэрэв үргэлж гурван тойрог замтай байдаг p-дэд түвшинд гурван p-электроныг (p 3) байрлуулах шаардлагатай бол хоёр боломжит хувилбараас эхний хувилбар нь Хундын дүрэмд тохирно.

Жишээ болгон нүүрстөрөгчийн атомын график электрон хэлхээг авч үзье.

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Атом дахь хосгүй электронуудын тоо нь маш чухал шинж чанар юм. Ковалентын бондын онолоор бол зөвхөн хосгүй электронууд л химийн холбоо үүсгэж, атомын валентын чадварыг тодорхойлж чаддаг.

Хэрэв дэд түвшинд чөлөөт энергийн төлөвүүд (ажилгүй орбиталууд) байвал атом өдөөх үед "уур" болж, хос электронуудыг салгаж, түүний валентийн чадвар нэмэгддэг.

6 C 1s 2 2s 2 2p 3

Хэвийн төлөвт нүүрстөрөгч 2 валент, өдөөгдсөн төлөвт 4 валент байна. Фторын атом нь өдөөх ямар ч боломж байхгүй (гадна электрон давхаргын бүх тойрог замууд эзэлдэг) тиймээс түүний нэгдэл дэх фтор нь нэг валент юм.

Жишээ 1Квантын тоо гэж юу вэ? Тэд ямар үнэ цэнийг авч чадах вэ?

Шийдэл.Атом дахь электроны хөдөлгөөн нь магадлалын шинж чанартай байдаг. Хамгийн их магадлалтай (0.9-0.95) электрон байрлаж болох тойргийн орон зайг атомын тойрог (AO) гэж нэрлэдэг. Аливаа геометрийн дүрстэй адил атомын тойрог зам нь квант тоо (n, l, m) гэж нэрлэгддэг гурван параметрээр (координат) тодорхойлогддог. л). Квантын тоо нь ямар ч, гэхдээ тодорхой, салангид (тасралтгүй) утгыг авдаг. Квантын тоонуудын хөрш зэргэлдээх утгууд нэгээр ялгаатай байна. Квантын тоо нь орон зай дахь атомын тойрог замын хэмжээ (n), хэлбэр (l) болон чиг баримжаа (m l) -ийг тодорхойлдог. Нэг буюу өөр атомын тойрог замыг эзэлдэг электрон нь электрон үүл үүсгэдэг бөгөөд энэ нь ижил атомын электронуудын хувьд өөр хэлбэртэй байж болно (Зураг 1). Электрон үүлний хэлбэрүүд нь AO-тэй төстэй. Тэдгээрийг электрон эсвэл атомын орбитал гэж нэрлэдэг. Электрон үүл нь дөрвөн тоогоор тодорхойлогддог (n, l, m 1 ба m 5).