Атомын электрон тохиргоо нь a. Үелэх системийн элементүүдийн атомуудын электрон тохиргоо
Элементийн электрон тохиргоо нь түүний атом дахь электронуудын бүрхүүл, дэд бүрхүүл, тойрог замд тархсан бичлэг юм. Цахим тохиргоог ихэвчлэн үндсэн төлөвт байгаа атомуудад зориулж бичдэг. Нэг буюу хэд хэдэн электрон өдөөгдсөн төлөвт байгаа атомын электрон тохиргоог өдөөгдсөн тохиргоо гэнэ. Үндсэн төлөвт байгаа элементийн тодорхой цахим тохиргоог тодорхойлохын тулд дараах гурван дүрмийг баримтална: Дүрэм 1: дүүргэх зарчим. Бөглөх зарчмын дагуу атомын үндсэн төлөвт байгаа электронууд тойрог замын энергийн түвшинг нэмэгдүүлэх дарааллаар тойрог замыг дүүргэдэг. Хамгийн бага энергийн тойрог замууд үргэлж эхлээд дүүрдэг.
устөрөгч; атомын дугаар = 1; электронуудын тоо = 1
Устөрөгчийн атом дахь энэ ганц электрон нь K бүрхүүлийн s тойрог замыг эзлэх ёстой, учир нь энэ нь бүх боломжит тойрог замын хамгийн бага энергитэй байдаг (1.21-р зургийг үз). Энэ s орбитал дахь электроныг ls электрон гэж нэрлэдэг. Устөрөгч нь үндсэн төлөвт нь Is1 гэсэн электрон тохиргоотой байдаг.
Дүрэм 2: Паулигийн гадуурхах зарчим. Энэ зарчмын дагуу аливаа тойрог замд хоёроос илүүгүй электрон агуулагдах боломжтой бөгөөд дараа нь зөвхөн эсрэг талын спинтэй (тэгш бус эргэлтийн тоо) байвал л болно.
Лити; атомын дугаар = 3; электронуудын тоо = 3
Хамгийн бага энергитэй тойрог зам нь 1s орбитал юм. Энэ нь зөвхөн хоёр электрон хүлээн авах боломжтой. Эдгээр электронууд нь тэгш бус эргэлттэй байх ёстой. Хэрэв бид спин +1/2-ийг сумаар дээш, харин -1/2-ыг сумаар доош нь зааж байвал ижил тойрог замд эсрэгээр (эсрэг параллель) спинтэй хоёр электроныг тэмдэглэгээгээр схемээр дүрсэлж болно (Зураг 1.27). )
Нэг тойрог замд ижил (параллель) спинтэй хоёр электрон байж болохгүй:
Литийн атом дахь гурав дахь электрон нь хамгийн бага тойрог замд эрчим хүчний хувьд дараагийн тойрог замыг эзлэх ёстой, өөрөөр хэлбэл. 2b-орбитал. Тиймээс лити нь Is22s1 электрон тохиргоотой.
Дүрэм 3: Хундын дүрэм. Энэ дүрмийн дагуу нэг дэд бүрхүүлийн орбиталыг дүүргэх нь параллель (тэнцүү тэмдэгт) ээрэх дан электронуудаас эхэлдэг бөгөөд зөвхөн нэг электронууд бүх орбиталуудыг эзэлсний дараа л эсрэг талын эргэлттэй хос электронуудаар орбиталуудыг эцсийн дүүргэх боломжтой.
Азотын; атомын дугаар = 7; электроны тоо = 7 Азот нь ls22s22p3 электрон тохиргоотой. 2p дэд бүрхүүл дээр байрлах гурван электрон нь гурван 2p орбитал тус бүрд дангаар байрласан байх ёстой. Энэ тохиолдолд бүх гурван электрон нь параллель спинтэй байх ёстой (Зураг 1.22).
Хүснэгтэнд Зураг 1.6-д 1-ээс 20 хүртэлх атомын дугаартай элементүүдийн электрон тохиргоог үзүүлэв.
Хүснэгт 1.6. Цахим тохиргоо 1-ээс 20 хүртэлх атомын дугаартай элементүүдийн үндсэн төлөв
Эрчим хүчний түвшин ба тойрог замд электронуудын байрлалыг электрон тохиргоо гэж нэрлэдэг. Тохиргоог электрон томъёо гэж нэрлэгдэх хэлбэрээр дүрсэлж болох бөгөөд урд талын тоо нь энергийн түвшний тоог, дараа нь үсэг нь дэд түвшинг, үсгийн баруун дээд талд байгаа электронуудын тоог заана. дэд түвшин. нийлбэр сүүлийн тоонуудатомын цөмийн эерэг цэнэгтэй тохирч байна. Жишээлбэл, хүхэр, кальцийн электрон томъёо нь дараах хэлбэртэй байна: S (+ 16) - ls22s22p63s23p\ Ca (+ 20) - ls22s22p63s23p64s2. Электрон түвшинг дүүргэх нь хамгийн бага энергийн зарчмын дагуу явагддаг: атом дахь электроны хамгийн тогтвортой төлөв нь дараах төлөвтэй тохирч байна. хамгийн бага утгаэрчим хүч. Тиймээс давхаргууд нь хамгийн бага утгууд эрчим хүч. Зөвлөлтийн эрдэмтэн В.Клечковский үндсэн ба орбитын квант тоонуудын нийлбэр ихсэх тусам электроны энерги нэмэгддэг (n + /)> иймээс электрон давхаргыг дүүргэх нь үндсэн нийлбэрийг нэмэгдүүлэх дарааллаар явагддаг гэж тодорхойлсон. ба тойрог замын квант тоо. Хэрэв хоёр дэд түвшний нийлбэрүүд (n -f1) тэнцүү бол эхлээд хамгийн бага n ба хамгийн том l9-тэй дэд түвшнийг дүүргэж, дараа нь том n ба бага L-тэй дэд түвшнийг дүүргэнэ. Жишээлбэл, нийлбэр (n +) гэж үзье. /) « 5. Энэ нийлбэр нь дараах I хослолуудтай тохирч байна: n = 3; / 2; n *» 4; 1-1; l = / - 0. Үүний үндсэн дээр эхлээд эрчим хүчний 3-р түвшний d-дэд түвшнийг, дараа нь 4р-дэд түвшнийг дүүргэж, зөвхөн дараа нь 5-р энергийн түвшний s-дэд түвшнийг бөглөнө. Дээрх бүх зүйл нь атом дахь электронуудыг дүүргэх дараах дарааллыг тодорхойлдог: Жишээ 1 Натрийн атомын электрон томъёог зур. Шийдэл Үелэх систем дэх байрлал дээр үндэслэн натри нь гурав дахь үеийн элемент болохыг тогтоожээ. Энэ нь натрийн атом дахь электронууд энергийн гурван түвшинд байрлаж байгааг харуулж байна. Элементийн серийн дугаараар эдгээр гурван түвшний электронуудын нийт тоог арван нэгэн гэж тодорхойлдог. Эхний энергийн түвшинд (ls1, / = 0; s-дэд түвшин) электронуудын хамгийн их тоо // « 2n2, N = 2. Эхний энергийн түвшний s-дэд түвшний электронуудын тархалтыг тэмдэглэгээгээр илэрхийлнэ. - Is2, хоёр дахь энергийн түвшинд n = 2, I « 0 (s-дэд түвшин) ба I = 1 (p-дэд түвшин) электроны хамгийн их тоо найман байна. Хамгийн ихдээ 2е нь S-дэд түвшинд байрладаг тул p-дэд түвшинд 6е байх болно. Хоёр дахь энергийн түвшинд электронуудын тархалтыг тэмдэглэгээгээр илэрхийлнэ - 2s22p6. Гурав дахь эрчим хүчний түвшинд S-, p-, d-дэд түвшний түвшин боломжтой. Натрийн атом нь энергийн гурав дахь түвшинд зөвхөн нэг электронтой бөгөөд энэ нь хамгийн бага энергийн зарчмын дагуу Sv дэд түвшинг эзэлнэ. Давхарга бүр дээрх электронуудын тархалтын бүртгэлийг нэгтгэснээр бид натрийн атомын электрон томъёог олж авна: ls22s22p63s1. Натрийн атомын эерэг цэнэгийг (+11) нийт электрон (11) тоогоор нөхдөг. Нэмж дурдахад электрон бүрхүүлийн бүтцийг эрчим хүч эсвэл квант эсүүд (орбиталууд) ашиглан дүрсэлсэн байдаг - эдгээр нь график электрон томъёо гэж нэрлэгддэг. Ийм нүд бүрийг Q тэгш өнцөгтөөр тэмдэглэсэн бөгөөд электрон t> сумны чиглэл нь электроны эргэлтийг тодорхойлдог. Паули зарчмын дагуу нэг (хосгүй) эсвэл хоёр (хосолсон) электроныг үүрэнд (орбит) байрлуулна. Натрийн атомын электрон бүтцийг диаграммаар дүрсэлж болно: Квантын эсийг дүүргэхдээ Хундын дүрмийг мэдэх шаардлагатай: атомын тогтвортой төлөв нь энергийн дэд түвшний (p, d, f) электронуудын ийм хуваарилалттай тохирч байна. ), атомын нийт эргэлтийн үнэмлэхүй утга хамгийн их байх болно. Тэгэхээр, хэрэв хоёр электрон нэг тойрог замд орбитал \]j\ \ \ байвал тэдгээрийн нийт спин тэг болно. 1 t 111 I-ийн хоёр орбиталыг электроноор дүүргэх нь нэгдэлтэй тэнцүү нийт спин өгнө. Хундын зарчимд үндэслэн жишээлбэл 6С ба 7N атомуудын хувьд электронуудын тархалт дараах байдалтай байна. Бие даасан шийдлийн асуултууд 1. Атом дахь электроныг дүүргэхэд шаардлагатай бүх онолын үндсэн зарчмуудыг жагсаа. 2. Кальци ба сканди, стронци, иттри, индий атомуудад электрон дүүргэх жишээг ашиглан хамгийн бага энергийн зарчмын үнэн зөвийг харуул. 3. Фосфорын атомын (өдөөгдөөгүй төлөв) график электрон томъёоны аль нь зөв бэ? Хундын дүрмийг ашиглан хариултаа идэвхжүүл. 4. Атомын электронуудын бүх квант тоог бичнэ үү: a) натри, цахиур; б) фосфор, хлор; в) хүхэр, аргон. 5. Нэг ба гуравдугаар үеийн s-элементийн атомуудын электрон томьёо зохио. 6. Гадна энергийн түвшин 5s25p5 байх тавдугаар үеийн р элементийн атомын электрон томьёог зохио. Түүний химийн шинж чанарууд юу вэ? 7. Цахиур, фтор, криптоны атом дахь орбитал дахь электронуудын тархалтыг зур. 8. Гадаад түвшний хоёр электроны энергийн төлөвийг дараах квант тоогоор тодорхойлсон атом дахь элементийн электрон томьёог зохио: n - 5; 0; t1 = 0; ta = + 1/2; та « -1/2. 9. Атомын гадаад ба эцсийн өмнөх энергийн түвшин дараах хэлбэртэй байна: a) 3d24s2; б) 4d105s1; в) 5s25p6. Элементүүдийн атомын электрон томьёо бичнэ үү. p- ба d-элементүүдийг зааж өгнө үү. 10. d дэд түвшинд 5 электронтой d элементийн атомуудын электрон томьёог зохио. 11. Кали, хлор, неон атомын квант эсүүд дээрх электронуудын тархалтыг зур. 12. Гадна электрон давхаргаэлементийг 3s23p4 томъёогоор илэрхийлнэ. Тодорхойлох серийн дугаармөн элементийн нэр. 13. Дараах ионуудын электрон тохиргоог бич: 14. O, Mg, Ti атомууд нь М түвшний электрон агуулдаг уу? 15. Атомын аль бөөмс нь изоэлектроник, өөрөөр хэлбэл ижил тооны электрон агуулдаг: 16. S2", S4+, S6+ төлөвт атомууд хэдэн электрон түвшинтэй вэ? 17. Sc, Ti-д хэдэн чөлөөт d-орбиталь байдаг вэ? , V атомууд Эдгээр элементүүдийн атомуудын электрон томъёог бичнэ үү: a) 4c1 дэд түвшнийг электроноор дүүргэх нь а Тогтвортой төлөв 20. Цахиурын атом нь хөдөлгөөнгүй болон өдөөгдсөн төлөвт хэдэн сул орбитальтай вэ?
Атомын электрон тохиргоо
Атом дахь электронууд дараах дүрмийн дагуу түвшин, дэд түвшин, орбиталуудыг эзэлдэг.
Паулигийн дүрэм. Нэг атом дахь хоёр электрон дөрвөн ижил квант тоотой байж болохгүй. Тэд дор хаяж нэг квант тоогоор ялгаатай байх ёстой.
Орбитал нь тодорхой тооны n, l, m l электронуудыг агуулдаг бөгөөд дээрх электронууд нь зөвхөн +1/2 ба -1/2 гэсэн хоёр утгатай m s квантын тоогоор ялгаатай байж болно. Тиймээс тойрог замд хоёроос илүү электрон байрлаж болохгүй.
Дэд түвшинд электронууд тодорхой n ба l-тэй бөгөөд m l ба m s тоогоор ялгаатай байдаг. m l нь 2l+1 утгыг, m s - 2 утгыг авах боломжтой тул дэд түвшин нь 2(2l+1)-ээс ихгүй электрон агуулж болно. Тиймээс s-, p-, d-, f-дэд түвшний электронуудын хамгийн их тоо нь 2, 6, 10, 14 электрон байна.
Үүний нэгэн адил түвшин нь 2n 2-оос ихгүй электрон агуулдаг бөгөөд эхний дөрвөн түвшний электронуудын хамгийн их тоо нь 2, 8, 18, 32 электроноос хэтрэхгүй байх ёстой.
Хамгийн бага энергийн дүрэм.Түвшинг дараалан дүүргэх нь атомын хамгийн бага энергийг хангахуйц байдлаар явагдах ёстой. Электрон бүр хамгийн бага энергитэй сул тойрог замыг эзэлдэг.
Клечковскийн дүрэм. Цахим дэд түвшинг дүүргэх нь нийлбэрийн (n+l) нэмэгдэх дарааллаар, ижил нийлбэр (n+l) тохиолдолд n тооны өсөлтийн дарааллаар явагдана.
Клечковскийн дүрмийн график хэлбэр.
Клечковскийн дүрмийн дагуу дэд түвшнийг дараах дарааллаар бөглөнө: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p. , 8с, ...
Хэдийгээр дэд түвшинг дүүргэх нь Клечковскийн дүрмийн дагуу явагддаг цахим томъёодэд түвшнийг түвшингээр нь дараалан бичнэ: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f гэх мэт. Энэ нь дүүргэсэн түвшний энерги нь n квант тоогоор тодорхойлогддогтой холбоотой юм: n их байх тусам энерги их байх ба бүрэн дүүргэсэн түвшний хувьд бид E 3d байна. Бага n ба түүнээс дээш l-тэй дэд түвшний энерги буурах, хэрэв тэдгээр нь бүрэн эсвэл хагасаар дүүргэгдсэн бол хэд хэдэн атомыг Клечковскийн дүрмээр урьдчилан таамаглаж байснаас ялгаатай электрон тохиргоонд хүргэдэг. Тиймээс Cr ба Cu-ийн хувьд бид валентын түвшинд тархалттай байна: Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 and Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1, биш Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 ба Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Хундын дүрэм. Өгөгдсөн дэд түвшний тойрог замыг дүүргэх нь нийт эргэлтийг хамгийн их байлгахын тулд хийгддэг. Өгөгдсөн дэд түвшний орбиталууд эхлээд нэг электроноор дүүрдэг. Жишээлбэл, p 2 тохиргооны хувьд нийт эргэх s = 1 p x 2 мэргэжлээс s = 1/2 + 1/2 = 1 бүхий p x 1 p y 1 мэргэжлийг илүүд үздэг (өөрөөр хэлбэл энэ нь бага энергитэй тохирч байна). /2 - 1/2 = 0. - илүү ашигтай, ¯ - ашиг багатай. Атомын электрон тохиргоог түвшин, дэд түвшин, орбиталаар бичиж болно. Сүүлчийн тохиолдолд тойрог замыг ихэвчлэн квант эсээр, электронуудыг сумаар тэмдэглэдэг бөгөөд энэ нь m s-ийн утгаас хамааран нэг эсвэл өөр чиглэлтэй байдаг. Жишээлбэл, P(15e) электрон томъёог дараах байдлаар бичиж болно. a) түвшингээр)2)8)5 б) дэд түвшний дагуу 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 в) орбиталаар 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 3s 2 3p x 1 3p y 1 3p z 1 эсвэл ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ Жишээ. Ti(22e) ба As(33e)-ийн электрон томьёог дэд түвшний дагуу бич. Титан нь 4-р үе шатанд байгаа тул бид 4p хүртэлх дэд түвшнийг бичнэ: 1s2s2p3s3p3d4s4p, нийт тоо нь 22 болтол нь электроноор дүүргэх ба эцсийн томъёонд дүүргэгдээгүй дэд түвшинг оруулаагүй болно. Бид ойлголоо. Өдөөгдөөгүй нүүрстөрөгчийн атом нь электрон хосолсон, нэг нь донор хүлээн авагч механизмаар дамжин хоёр ковалент холбоо үүсгэж болно. Ийм нэгдлийн жишээ бол нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (II) бөгөөд CO томьёотой бөгөөд нүүрстөрөгчийн дутуу исэл гэж нэрлэгддэг. Түүний бүтцийг 2.1.2-р хэсэгт илүү дэлгэрэнгүй авч үзэх болно. Өдөөгдсөн нүүрстөрөгчийн атом нь өвөрмөц юм: түүний гаднах квант давхаргын бүх тойрог замууд хосгүй электронуудаар дүүрсэн байдаг. Энэ нь ижил тооны валентын орбитал ба валентын электронтой. Түүний хамгийн тохиромжтой хамтрагч нь цорын ганц тойрог замд нэг электронтой устөрөгчийн атом юм. Энэ нь тэдний нүүрсустөрөгч үүсгэх чадварыг тайлбарладаг. Дөрвөн хосгүй электронтой нүүрстөрөгчийн атом нь CH4, CF4, CO2 гэсэн дөрвөн химийн холбоо үүсгэдэг. Органик нэгдлүүдийн молекулуудад нүүрстөрөгчийн атом нь үргэлж өдөөгдсөн төлөвт байдаг. Энэхүү хүхрийн атом нь SO3 ба H2SO4 нэгдлүүдэд зургаан химийн холбоо үүсгэдэг. Энэ хугацаа нь кали (19К) электрон тохиргооноос эхэлдэг: 1s22s22p63s23p64s1 эсвэл 4s1, кальци (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 эсвэл 4s2. Ийнхүү Клечковскийн дүрмийн дагуу Ar-ийн p-орбиталуудын дараа гаднах 4-ийн дэд түвшнийг дүүргэдэг бөгөөд энэ нь бага энергитэй байдаг. 4s тойрог зам нь цөмд ойртдог; 3d дэд түвшин хоосон хэвээр байна (3d0). Скандиумаас эхлэн 3d дэд түвшний тойрог замууд нь 10 элементэд байрладаг. Тэднийг дууддаг d-элементүүд. Орбиталуудыг дараалан дүүргэх зарчмын дагуу хромын атом нь 4s23d4 электрон тохиргоотой байх ёстой, гэхдээ энэ нь электроны "үсрэлт" -ийг харуулдаг бөгөөд энэ нь 4s электроныг 3d орбитал руу шилжүүлэхээс бүрддэг. эрчим хүч (Зураг 11). p-, d-, f-орбиталууд хагас дүүрсэн (p3, d5, f7), бүрэн (p6, d10, f14) эсвэл чөлөөтэй (p0, d0, f0) атомын төлөвүүд ихэссэн нь туршилтаар тогтоогдсон. тогтвортой байдал. Тиймээс, хэрэв атомд хагас дутуу буюу дэд түвшнийг дуусгахаас өмнө нэг электрон дутагдаж байвал түүний өмнө дүүргэсэн орбиталаас "үсрэлт" (энэ тохиолдолд 4 секунд) ажиглагддаг. Cr ба Cu-аас бусад нь Ca-аас Zn хүртэлх бүх элементүүд гаднах бүрхүүлд ижил тооны электронтой байдаг - хоёр. Энэ нь шилжилтийн металлын цувралын шинж чанарын харьцангуй бага өөрчлөлтийг тайлбарладаг. Гэсэн хэдий ч жагсаасан элементүүдийн хувьд гадна талын 4s электрон ба гадаад дэд түвшний өмнөх 3d электрон хоёулаа валентийн электронууд (гурав дахь энергийн түвшин бүрэн дууссан цайрын атомыг эс тооцвол). 31 Га 4s23d104p1 32 Ге 4s23d104p2 33Ас 4s23d104p3 34Se 4s23d104p4 35 Бр 4s23d104p5 36Kr 4s23d104p6 Дөрөв дэх үе дууссан ч 4d ба 4f орбиталууд чөлөөтэй хэвээр байв. ТАВДУГААР ҮЕ Орбиталуудыг дүүргэх дараалал нь өмнөх үеийнхтэй ижил байна: эхлээд 5s орбитал дүүрсэн байна ( 37 руб 5s1), дараа нь 4d ба 5p ( 54Xe 5s24d105p6). 5s ба 4d орбиталууд нь энергийн хувьд илүү ойрхон байдаг тул ихэнх 4d элементүүд (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) 5s-ээс 4d дэд түвшинд электрон шилжилтийг мэдэрдэг. ЗУРГАА, ДОЛДУГААР ҮЕ Өмнөх үеэс ялгаатай нь зургаа дахь үе нь 32 элементийг агуулдаг. Цезий ба бари нь 6s элемент юм. Дараагийн эрчим хүчний таатай төлөвүүд нь 6p, 4f, 5d юм. Клечковскийн дүрмийн эсрэг лантан нь 4f биш харин 5d орбиталаар дүүрдэг ( 57Ла 6s25d1), гэхдээ дагах элементүүдийн хувьд 4f-дэд түвшнийг дүүргэсэн байна ( 58 МЭ 6s24f2), үүн дээр арван дөрвөн боломжит электрон төлөв байдаг. Церийн (Ce) -ээс лютети (Lu) хүртэлх атомуудыг лантанид гэж нэрлэдэг - эдгээр нь f-элементүүд юм. Лантанидын цувралд заримдаа d-элементүүдийн цуваа шиг электрон "алдагдах" тохиолдол гардаг. 4f-дэд түвшнийг дуусгахад 5d-дэд түвшин (есөн элемент)-ийг үргэлжлүүлэн дүүргэх ба зургаа дахь үе нь эхнийхээс бусадтай адил зургаан p-элементээр төгсдөг. Долдугаар үеийн эхний хоёр элемент нь франций ба радий, дараа нь нэг 6d элемент болох актиниум ( 89Ac 7s26d1). Актинийн араас арван дөрвөн 5f элемент - актинид орно. Актинидын араас есөн 6d элемент байх ёстой бөгөөд зургаан p элемент нь үеийг дуусгах ёстой. Долоо дахь үе нь бүрэн бус байна. Системийн үеийг элементүүдээр үүсгэх, атомын орбиталуудыг электроноор дүүргэх тухай авч үзсэн загвар нь атомын электрон бүтцийн цөмийн цэнэгээс үе үе хамааралтай болохыг харуулж байна. Хугацаа
гэдэг нь атомын цөмийн цэнэгийн өсөлтийн дарааллаар байрласан элементүүдийн багц бөгөөд гаднах электронуудын үндсэн квант тооны ижил утгатай тодорхойлогддог. Хугацааны эхэнд бөглөсөн байна ns
-, эцэст нь - n.p.
-орбиталууд (эхний үеэс бусад). Эдгээр элементүүд нь Д.И.-ийн үечилсэн системийн найман үндсэн (A) дэд бүлгийг бүрдүүлдэг. Менделеев. Үндсэн дэд бүлэг
нь босоо байрлалтай, гаднах энергийн түвшинд ижил тооны электронтой химийн элементүүдийн багц юм. Энэ хугацаанд цөмийн цэнэг нэмэгдэж, гадны электронуудыг зүүнээс баруун тийш татах хүч нэмэгдэхийн хэрээр атомын радиус багасч, улмаар металлын шинж чанар суларч, бусдаас ихсэх шалтгаан болдог. металл шинж чанар. Ард нь атомын радиусцөмөөс гадна квант давхаргын хамгийн их электрон нягт хүртэл онолын хувьд тооцоолсон зайг авна. Бүлгүүдэд, дээрээс доошоо эрчим хүчний түвшний тоо нэмэгдэж, улмаар атомын радиус нэмэгддэг. Үүний зэрэгцээ металлын шинж чанар нэмэгддэг. Атомын цөмийн цэнэгээс хамаарч үе үе өөрчлөгддөг атомуудын чухал шинж чанарууд нь иончлолын энерги ба электроны хамаарлыг 2.2-р хэсэгт авч үзэх болно. Химийн элементийн электрон тохиргоо нь түүний атом дахь электронуудын байршлыг хянах явдал юм. Электронууд бүрхүүл, дэд бүрхүүл, тойрог замд байж болно. Электронуудын тархалт нь элементийн валент, түүний химийн идэвхжил, бусад бодисуудтай харилцах чадварыг тодорхойлдог. Атомуудын зохион байгуулалтыг ихэвчлэн үндсэн төлөвт байгаа химийн элементүүдийн хэсгүүдэд тэмдэглэдэг. Хэрэв атом өдөөгдөж байвал оруулгыг өдөөгдсөн тохиргоо гэж нэрлэнэ. Тодорхой тохиолдолд хэрэглэх цахим тохиргоог тодорхойлох нь бүх химийн элементийн атомуудад хүчинтэй гурван дүрмээс хамаарна. Атомын цахим тохиргоо нь дүүргэх зарчимтай тохирч байх ёстой бөгөөд үүний дагуу атомын электронууд тойрог замд өсөн нэмэгдэж буй дарааллаар - хамгийн бага энергийн түвшнээс хамгийн дээд хүртэл нь дүүргэдэг. Аливаа атомын хамгийн доод тойрог замууд үргэлж эхлээд дүүрдэг. Дараа нь электронууд нь хоёр дахь энергийн түвшний одоо байгаа орбиталуудыг дүүргэж, дараа нь s орбитал, зөвхөн төгсгөлд нь - p-дэд түвшний орбитал. Бичгээр химийн элементүүдийн цахим тохиргоог томъёогоор дамжуулж, элементийн нэрний хажууд электронуудын байрлалд тохирох тоо, үсгийн хослолыг зааж өгсөн болно. Дээд тоо нь эдгээр орбитал дахь электронуудын тоог заана. Жишээлбэл, устөрөгчийн атом нь нэг электронтой. Бөглөх зарчмын дагуу энэ электрон s тойрог замд байна. Тиймээс устөрөгчийн электрон тохиргоо 1s1 болно. Орбиталуудыг дүүргэх хоёр дахь дүрэм бол Швейцарийн физикч Ф.Паули нээсэн илүү ерөнхий хуулийн онцгой тохиолдол юм. Энэ дүрмийн дагуу аливаа химийн элементэд ижил квант тоотой хос электрон байдаггүй. Тиймээс аль ч тойрог замд хоёроос илүүгүй электрон нэгэн зэрэг байж болохгүй, дараа нь тэд тэгш бус эргэлттэй байвал л болно. Паули гадуурхах зарчмыг тодорхой жишээгээр дүрсэлж болно. Бериллий атомын электрон тохиргоог 1s 2 2s 2 гэж бичиж болно. Энергийн квант атомыг цохиход атом нь өдөөгдсөн төлөвт ордог. Үүнийг дараах байдлаар бичиж болно. 1с 2 2с 2 (хэвийн төлөв) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (өдөөх байдал). Хэрэв та бериллийн электрон тохиргоог хэвийн ба өдөөгдсөн төлөвт харьцуулж үзвэл тэдгээрийн доторх хосгүй электронуудын тоо ижил биш байгааг анзаарах болно. Бериллиний электрон тохиргоо нь хэвийн төлөвт хосгүй электронууд байхгүй байгааг харуулж байна. Атомд квант энерги орсны дараа хосгүй хоёр электрон гарч ирнэ. Зарчмын хувьд аливаа химийн элементэд электронууд илүү их энергитэй тойрог замд шилжиж чаддаг боловч химийн хувьд зөвхөн ижил төстэй энергийн утгатай дэд түвшний хооронд тохиолддог шилжилтүүд л сонирхолтой байдаг. Энэ загварыг дараах байдлаар тайлбарлаж болно. Химийн холбоо үүсэх нь үргэлж энерги ялгарах дагалддаг, учир нь атомууд энергийн хувьд таатай төлөвт шилждэг. Нэг энергийн түвшинд электрон хосолсон нь химийн холбоо үүссэний дараа бүрэн нөхөгддөг эрчим хүчний зардлыг бий болгодог. Химийн янз бүрийн түвшний электронуудыг хослуулах эрчим хүчний зардал маш их байдаг тул химийн холбоо нь тэдгээрийг нөхөж чадахгүй. Хэрэв химийн хамтрагч байхгүй бол өдөөгдсөн атом нь квант энерги ялгаруулж, хэвийн байдалдаа буцаж ирдэг - үүнийг эрдэмтэд амралт гэж нэрлэдэг. Атомын электрон тохиргоо нь Хундын хуулийг дагаж мөрддөг бөгөөд үүний дагуу нэг дэд бүрхүүлийн тойрог замыг дүүргэх нь ижил эргэлттэй электронуудаас эхэлдэг. Зөвхөн бүх электронууд тогтсон тойрог замыг эзэлсний дараа эсрэгээр эргэлддэг цэнэгтэй бөөмсүүд нийлдэг. Хундын дүрэм нь азотын электрон тохиргоогоор тодорхой батлагдсан. Азотын атом нь 7 электронтой. Энэхүү химийн элементийн цахим тохиргоо дараах байдалтай байна: ls22s22p3. 2p дэд бүрхүүлд байрлах гурван электрон бүгд дангаараа байрлах ба гурван 2p орбитал тус бүрийг эзлэх ёстой бөгөөд тэдгээрийн бүх эргэлт параллель байх ёстой. Эдгээр дүрмүүд нь үечилсэн системийн элементүүдийн цахим тохиргоог юу тодорхойлдогийг ойлгоход төдийгүй атомын доторх процессуудыг ойлгоход тусалдаг.
Бериллий
Цахим тохиргоо - 2s2. Гадаад квант давхаргын электрон диаграмм:
Бор
Цахим тохиргоо - 2s22р1. Борын атом нь өдөөгдсөн төлөвт орж болно. Гадаад квант давхаргын электрон диаграмм:
Өдөөгдсөн төлөвт борын атом гурван хосгүй электронтой бөгөөд ВF3, B2O3 гэсэн гурван химийн холбоо үүсгэж болно. Энэ тохиолдолд борын атом нь донор-хүлээн авагч механизмын дагуу холбоо үүсэхэд оролцох боломжтой чөлөөт тойрог замд үлддэг. Нүүрстөрөгч
Цахим тохиргоо - 2s22р2. Газар дээрх нүүрстөрөгчийн атомын гаднах квант давхаргын электрон диаграмм ба өдөөгдсөн төлөвүүд: 
Учир нь азотын атомыг өдөөдөггүй түүний гаднах квант давхаргад чөлөөт тойрог зам байхгүй. Энэ нь электрон хосолсоны улмаас гурван ковалент холбоо үүсгэдэг.
Хүчилтөрөгчийн атом нь гаднах давхаргад хоёр хосгүй электронтой бөгөөд хоёр ковалент холбоо үүсгэдэг.
Неон
Цахим тохиргоо - 2s22р6. Льюисын тэмдэг: Гадаад квант давхаргын электрон диаграмм:
Неон атом нь бүрэн гадаад энергийн түвшинтэй бөгөөд ямар ч атомтай химийн холбоо үүсгэдэггүй. Энэ бол хоёр дахь сайн хий юм. ГУРАВДУГААР ҮЕГурав дахь үеийн бүх элементийн атомууд нь гурван квант давхаргатай байдаг. Хоёр дотоод энергийн түвшний цахим тохиргоог дараах байдлаар дүрсэлж болно. Гаднах электрон давхарга нь ерөнхий хуулиудад захирагддаг электронуудаар дүүрсэн есөн орбитал агуулдаг. Тиймээс натрийн атомын хувьд электрон тохиргоо нь: 3s1, кальцийн хувьд - 3s2 (өдөөгдөх төлөвт - 3s13р1), хөнгөн цагааны хувьд - 3s23р1 (өдөөгдөх төлөвт - 3s13р2). Хоёр дахь үеийн элементүүдээс ялгаатай нь гурав дахь үеийн V - VII бүлгийн элементүүдийн атомууд газар болон өдөөгдсөн төлөвт хоёуланд нь байж болно. Фосфор
Фосфор бол 5-р бүлгийн элемент юм. Түүний цахим тохиргоо нь 3s23р3 юм. Энэ нь азотын нэгэн адил хамгийн гаднах энергийн түвшинд гурван хосгүй электронтой бөгөөд гурван ковалент холбоо үүсгэдэг. Жишээ нь PH3 томьёотой фосфин (аммиактай харьцуулах). Гэхдээ фосфор нь азотоос ялгаатай нь гаднах квант давхаргад чөлөөт d-орбитал агуулдаг бөгөөд өдөөгдсөн төлөвт шилжих боломжтой - 3s13р3d1: 
Энэ нь P2O5, H3PO4 зэрэг нэгдлүүдэд таван ковалент холбоо үүсгэх боломжийг олгодог.
Гэсэн хэдий ч эхлээд электрон дамжуулснаар өдөөж болно Р- дээр г-орбиталь (эхний сэтгэл хөдөлсөн төлөв), дараа нь хамт с- дээр г- тойрог зам (хоёр дахь өдөөх төлөв):
Эхний өдөөгдсөн төлөвт хүхрийн атом нь SO2, H2SO3 зэрэг нэгдлүүдэд дөрвөн химийн холбоо үүсгэдэг. Хүхрийн атомын хоёр дахь өдөөгдсөн төлөвийг электрон диаграмм ашиглан дүрсэлж болно.
Электрон тохиргоог хэрхэн бичсэн
Бөглөх зарчим
Паулигийн гадуурхах зарчим
Хундын дүрэм