Атомын электрон тохиргоо -ē-ийн энергийн хуваарилалтыг харуулж байна. түвшин ба дэд түвшин.

Өгөгдсөн үүл хэлбэртэй 1s 1 ← тоо ē

↖ электрон үүлний хэлбэр

эрчим хүчний түвшин

График электрон томъёо (атомын электрон бүтцийн зураг) -

ē-ийн энергийн хуваарилалтыг харуулж байна. түвшин, дэд түвшин, тойрог зам.

I үе:+1 Н

Энд - ē, ↓ - ē эсрэг параллель спинтэй, тойрог замтай.

График бичих үед цахим томъёоТа Паулигийн дүрмийг санаж байх хэрэгтэй Хунддын дүрэм "Хэрэв нэг дэд түвшинд хэд хэдэн чөлөөт тойрог зам байгаа бол ē тус бүр нь тусдаа тойрог замд байрладаг бөгөөд зөвхөн чөлөөт тойрог зам байхгүй тохиолдолд хосууд нэгддэг."

(Цахим болон график электрон томьёотой ажиллах).

Жишээлбэл, H +1 1s 1; Тэр +2 1с 2; Li +3 1s 2 2s 1; Na +11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1; Ar +18 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6;

I үе:устөрөгч ба гели - s-элементүүд, тэдгээрийн s-орбитал электроноор дүүрсэн.

II үе:Ли ба Бе - s-элементүүд

B, C, N, O, F, Ne - p-элементүүд

Атомын аль дэд түвшинд хамгийн сүүлд электронууд дүүрч байгаагаас хамааран бүх элементүүдийг 4 электрон бүлэг буюу блокт хуваадаг.

1) s-элементүүд – тэдгээр нь атомын гаднах давхаргын ē s-дэд түвшнийг дүүргэсэн; Эдгээрт устөрөгч, гели, el-yo gl.p / gr. I ба II бүлэг.

2) p-элементүүд -тэд атомын гаднах түвшний электрон ертөнцийг дүүргэдэг; Эдгээрт gl.p / gr-ийн элементүүд орно. III - VIII бүлэг.

3) d-элементүүд -тэдгээрийн дотор атомын өмнөх гадаад түвшний d-дэд түвшин электроноор дүүрсэн; Эдгээрт e-yo side.p / gr. ... I-VIII бүлгүүд, өөрөөр хэлбэл. s- болон p-элементүүдийн хооронд байрлах том хугацааны хэдэн арван жилийн залгуурын элементүүдийг шилжилтийн элементүүд гэж нэрлэдэг.

4) f-элементүүд- тэдгээрийн дотор гурав дахь атомын түвшний f-дэд түвшин нь электроноор дүүрсэн; Эдгээрт лантанид (4f-элемент) ба актинид (5f-элемент) орно.

Зэс ба хромын атомууд байдаг "Бүтэлгүйтэл" ē 4s-ээс 3d-дэд түвшин хүртэл, энэ нь 3d 5 ба 3d 10 электрон тохиргооны эрчим хүчний тогтвортой байдлын өндөр үзүүлэлтээр тайлбарлагддаг.

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4с 1 3д 10 24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4с 1 3д 5

p-, d-, f-орбиталууд нь хагасаар дүүрсэн (p 3, d 5, f 7), бүрэн (p 6, d 10, f 14) эсвэл чөлөөтэй байдаг атомын төлөвүүд туршилтаар батлагдсан. , тогтвортой байдлыг нэмэгдүүлсэн. Энэ нь хоорондоо ойр орбиталуудын хоорондох электронуудын шилжилтийг тайлбарладаг. Үүнтэй ижил хазайлт нь хром - молибдений аналог, түүнчлэн зэсийн дэд бүлгийн элементүүд - мөнгө, алт зэрэгт ажиглагдаж байна. Палладий нь энэ талаараа өвөрмөц бөгөөд атом нь огт 5s электронгүй, ул мөртэй байдаг. Тохиргоо: 46 Pd 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 0 4d 10.

Өөрийгөө хянах асуултууд

1. Цахим үүл гэж юу вэ?

2. 1s орбитал ба 2s орбитал хоёрын ялгаа юу вэ?

3. Үндсэн квант тоо хэд вэ? Үеийн тоотой хэрхэн харьцуулах вэ?

4. Дэд түвшин гэж юу вэ, энэ ойлголт нь хугацааны тоотой ямар холбоотой вэ?

5. БНБЭ-ийн 4-6-р үеийн элементүүдийн атомуудын электрон тохиргоог хий.

6. Магни ба неон атомын электрон тохиргоог хий.

7. Электрон тохиргоо аль атомд хамаарахыг тодорхойлох 1S 2 2S 2 2p 6 3S 1, 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2, 1S 2 2S 2 2p 4, 1S 2 2S 1

ХИЧЭЭЛИЙН ТӨЛӨВЛӨГӨӨ №7

Сахилга бат:Хими.

Сэдэв:

Хичээлийн зорилго:Ионы болон ковалент холбоо үүсэх механизмыг судлах, ион, атом, молекулыг авч үзэх болор тор.

Төлөвлөсөн үр дүн

Сэдэв:химийн үндсэн ойлголтуудыг эзэмшсэн байх: химийн холбоо, ион, болор тор, химийн нэр томъёо, тэмдгийг итгэлтэйгээр ашиглах; тоон тооцоолол хийх, тооцоо хийх чадварыг бий болгох химийн томъёоба тэгшитгэл;

Мета субьект:хэрэглээ янз бүрийн төрөл танин мэдэхүйн үйл ажиллагааОюуны үндсэн үйлдлүүд: химийн элементийн атомын электрон тохиргоог гаргах.

Хувийн:орчин үеийн химийн шинжлэх ухааны ололтыг ашиглах чадвар болон химийн технологисонгосон хүмүүс өөрсдийн оюуны хөгжлийг сайжруулах мэргэжлийн үйл ажиллагаа;

Цагийн хувь: 2 цаг

Хичээлийн төрөл:Лекц.

Хичээлийн төлөвлөгөө:

1. Катионууд, тэдгээрийн исэлдэлтийн процессын үр дүнд атомуудаас үүсэх. Анионууд, тэдгээрийн бууралтын процессын үр дүнд атомуудаас үүсэх. Ионы холбоо, электростатик таталцлын улмаас катион ба анионуудын хоорондох холбоо.

2. Ионы ангилал: найрлага, цэнэгийн тэмдэг, чийгшүүлэх бүрхүүл байгаа эсэх.

3. Ионы болор тор. Ионы төрлийн болор тортой бодисын шинж чанар.

4. Ковалентын холбоо үүсэх механизм (солилцоо ба донор хүлээн авагч).

5. Цахилгаан сөрөг чанар. Ковалентын туйл ба туйлшгүй холбоо. Ковалентын бондын олон талт байдал.

6. Молекул ба атомын талст тор. Молекул ба атомын талст тор бүхий бодисын шинж чанар.

Тоног төхөөрөмж:Кристал торны загварууд, сурах бичиг, үечилсэн системхимийн элементүүд Д.И.Менделеев.

Уран зохиол:

1. Химийн 11-р анги: сурах бичиг. ерөнхий боловсролын хувьд. байгууллагууд Г.Э. Рудзит, Ф.Г. Фельдман. - М.: Боловсрол, 2014.-208 х.: өвчтэй ..

2. Мэргэжил, мэргэжлээр хими техникийн профайл: оюутнуудад зориулсан сурах бичиг. хүрээлэн буй орчны байгууллагууд. проф. Боловсрол / O.S. Gabrielyan, I.G. Остроумов. - 5 - ред., Устгагдсан. - М .: "Академи" хэвлэлийн төв, 2017. - 272х., Өнгөтэй. лаг

Багш: Тубалцева Ю.Н.

Сэдэв 7.Ион ба ковалент химийн холбоо.

1) Катионууд, тэдгээрийн исэлдэлтийн процессын үр дүнд атомуудаас үүсэх. Анионууд, тэдгээрийн бууралтын процессын үр дүнд атомуудаас үүсэх. Ионы холбоо, электростатик таталцлын улмаас катион ба анионуудын хоорондох холбоо.

2) Ионы ангилал: найрлага, цэнэгийн тэмдэг, чийгшүүлэх бүрхүүл байгаа эсэх.

3) Ионы болор тор. Ионы төрлийн болор тортой бодисын шинж чанар.

4) Ковалентын холбоо үүсэх механизм (солилцоо ба донор-хүлээн авагч).

5) Цахилгаан сөрөг чанар. Ковалентын туйл ба туйлшгүй холбоо. Ковалентын бондын олон талт байдал.

6) Молекул ба атомын талст торууд. Молекул ба атомын талст тор бүхий бодисын шинж чанар.

Катионууд, тэдгээрийн исэлдэлтийн процессын үр дүнд атомуудаас үүсэх. Анионууд, тэдгээрийн бууралтын процессын үр дүнд атомуудаас үүсэх. Ионы холбоо, электростатик таталцлын улмаас катион ба анионуудын хоорондох холбоо.

Химийн холбоо гэдэг нь химийн бөөмс эсвэл талстыг бүхэлд нь тогтвортой байлгах атомуудын харилцан үйлчлэл юм. Цэнэглэгдсэн бөөмс: катион ба анион, цөм ба электронуудын электростатик харилцан үйлчлэлийн улмаас химийн холбоо үүсдэг. Атомууд бие биендээ ойртох үед нэг атомын цөм болон нөгөө атомын электронуудын хооронд таталцлын хүч, мөн цөм хоорондын болон электронуудын хооронд түлхэлтийн хүч үйлчилж эхэлдэг. Зарим зайд эдгээр хүчнүүд бие биенээ тэнцвэржүүлж, тогтвортой химийн бөөмс үүсдэг.

Химийн холбоо үүсэх үед чөлөөт атомуудтай харьцуулахад нэгдэл дэх атомуудын электрон нягтын мэдэгдэхүйц дахин хуваарилалт үүсч болно. В хязгаарлах тохиолдолЭнэ нь цэнэглэгдсэн тоосонцор үүсэхэд хүргэдэг - ионууд (Грек хэлнээс "ион" - явах).

Ионуудын харилцан үйлчлэл:

Хэрэв атом нэг буюу хэд хэдэн электроноо алдвал эерэг ион - катион (Грек хэлнээс "доошоо" гэж орчуулсан) болж хувирдаг H +, литийн Li +, барийн Ba 2+ зэрэг устөрөгчийн катионууд үүсдэг. Электроныг олж авснаар атомууд сөрөг ион болж хувирдаг - анионууд (Грекийн "анион" - дээшлэх) Анионуудын жишээ бол фторын ион F -, сульфидын ион S 2− юм.

Катион ба анионууд бие биенээ татах чадвартай. Энэ тохиолдолд химийн холбоо үүсдэг ба химийн нэгдлүүд... Энэ төрлийн химийн холбоог ионы холбоо гэж нэрлэдэг.

Ионы холбоо нь ихэвчлэн ердийн металл ба ердийн металл бус атомуудын хооронд үүсдэг. Металлын атомуудын нэг онцлог шинж чанар нь валентийн электронуудаа амархан өгдөг бол металл бус атомууд тэдгээрийг амархан холбож чаддаг.

Жишээлбэл, натрийн хлорид NaCl дахь натрийн атом ба хлорын атомуудын хооронд ионы холбоо үүсэхийг авч үзье.

Натрийн атомаас электроныг салгах нь эерэг цэнэгтэй ион - натрийн катион Na + үүсэхэд хүргэдэг.

Хлорын атомд электрон нэмэх нь сөрөг цэнэгтэй ион - хлорын анион Cl - үүсэхэд хүргэдэг.

Эсрэг цэнэгтэй Na + ба Cl - ионуудын хооронд электростатик таталцал үүсдэг бөгөөд үүний үр дүнд нэгдэл - ион төрлийн химийн холбоо бүхий натрийн хлорид үүсдэг.

Ионы холбоо - Энэ бол эсрэг цэнэгтэй ионуудын электростатик харилцан үйлчлэлийн улмаас үүсдэг химийн холбоо юм.

Ийнхүү ионы холбоо үүсэх үйл явц нь электронуудыг натрийн атомаас хлорын атом руу шилжүүлэх хүртэл бууруулж, гаднах давхаргын бүрэн электрон тохируулга бүхий эсрэг цэнэгтэй ионууд үүсдэг.

1. Металлын атомууд гаднах электроныг өгч эерэг ион болж хувирдаг.

Энд n нь бүлгийн дугаарт тохирох атомын гадна давхарга дахь электронуудын тоо юм химийн элемент.

2. Гаднах электрон давхарга дуусахаас өмнө дутуу электрон хүлээн авах металл бус атомууд, сөрөг ион болж хувирна:

3. Эсрэг цэнэгтэй ионуудын хооронд холбоо үүсдэг бөгөөд үүнийг нэрлэдэгионы.

2. Ионы ангилал: найрлага, цэнэгийн тэмдэг, чийгшүүлэх бүрхүүл байгаа эсэх.

Ионы ангилал:

1. Цэнэглэлийн тэмдгээр: катионууд (эерэг, K +, Ca2 +, H +) ба анионууд (сөрөг, S2-, Cl-, I-).
2. Бүтэцээр: нийлмэл (,) ба энгийн (Na +, F-)

© 2015-2019 сайт
Бүх эрх нь тэдний зохиогчид хамаарна. Энэ сайт нь зохиогчийн эрхийг шаарддаггүй, гэхдээ үнэгүй ашиглах боломжийг олгодог.
Хуудсыг үүсгэсэн огноо: 2017-12-12

Химийн бодис бол бидний эргэн тойрон дахь ертөнцийг бүрдүүлдэг бодис юм.

Химийн бодис бүрийн шинж чанарыг хоёр төрөлд хуваадаг: бусад бодис үүсгэх чадварыг тодорхойлдог химийн болон объектив байдлаар ажиглагддаг физикийн шинж чанаруудыг химийн хувиргалтаас гадна авч үзэх боломжтой. Жишээлбэл, бодисын физик шинж чанар нь түүний нэгтгэх байдал(хатуу, шингэн эсвэл хий), дулаан дамжуулалт, дулаан багтаамж, янз бүрийн орчинд уусах чадвар (ус, спирт гэх мэт), нягтрал, өнгө, амт гэх мэт.

Нэгийн өөрчлөлтүүд химийн бодисуудбусад бодисыг химийн үзэгдэл эсвэл химийн урвал гэж нэрлэдэг. Аливаа өөрчлөлтийг дагалддаг физик үзэгдлүүд бас байдаг гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. физик шинж чанарбодисыг бусад бодис болгон хувиргахгүйгээр . TO физик үзэгдлүүджишээлбэл, мөс хайлах, ус хөлдөх, уурших гэх мэт.

Үйл явцын явцад химийн үзэгдэл явагддаг гэдгийг ажигласнаар дүгнэж болно онцлог шинж тэмдэг химийн урвалөнгө өөрчлөгдөх, тунадас үүсэх, хийн хувьсал, дулаан ба/эсвэл гэрлийн хувьсал гэх мэт.

Жишээлбэл, химийн урвалын явцын талаархи дүгнэлтийг дараахь байдлаар хийж болно.

Өдөр тутмын амьдралд масштаб гэж нэрлэгддэг ус буцалгах үед тунадас үүсэх;

Галыг шатаах үед дулаан, гэрэл үүсгэх;

Зүсмэлийн өнгөний өөрчлөлт шинэ алимагаарт;

Зуурмагийг исгэх явцад хийн бөмбөлөг үүсэх гэх мэт.

Химийн урвалын явцад бараг өөрчлөгддөггүй, зөвхөн шинэ аргаар холбогддог бодисын хамгийн жижиг хэсгүүдийг атом гэж нэрлэдэг.

Ийм материйн нэгжүүд оршин тогтнох тухай санаа эргээд гарч ирсэн эртний ГрекЭртний философичдын оюун ухаанд "атом" гэдэг нэр томъёоны гарал үүслийг үнэн хэрэгтээ тайлбарладаг, учир нь "атомос" нь Грек хэлнээс шууд орчуулбал "хуваагдах боломжгүй" гэсэн утгатай.

Гэсэн хэдий ч, санаанаас ялгаатай эртний Грекийн философичид, атомууд нь бодисын үнэмлэхүй минимум биш, i.e. өөрсдөө нарийн төвөгтэй бүтэцтэй.

Атом бүр нь субатомын тоосонцор гэж нэрлэгддэг протон, нейтрон, электронуудаас бүрддэг бөгөөд тэдгээрийг p +, n o, e - тэмдгээр тэмдэглэдэг. Ашигласан тэмдэглэгээний дээд тэмдэг нь протон нь нэгж эерэг цэнэгтэй, электрон нь нэгж сөрөг цэнэгтэй, нейтрон нь цэнэггүй болохыг харуулж байна.

тухай чанартай төхөөрөмжатом, дараа нь атом бүрийн хувьд бүх протон ба нейтронууд цөм гэж нэрлэгддэг цөмд төвлөрч, электронууд нь электрон бүрхүүл үүсгэдэг.

Протон ба нейтрон нь бараг ижил масстай, жишээлбэл. m p ≈ m n, электрон масс нь тус бүрийн массаас бараг 2000 дахин бага, өөрөөр хэлбэл. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Атомын үндсэн шинж чанар нь электрон саармаг чанар бөгөөд нэг электроны цэнэг нэг протоны цэнэгтэй тэнцүү байдаг тул эндээс аливаа атом дахь электроны тоо протоны тоотой тэнцүү байна гэж дүгнэж болно.

Жишээлбэл, доорх хүснэгтэд атомын боломжит найрлагыг харуулав.

Ижил цөмийн цэнэгтэй атомын төрөл, i.e. цөмд нь ижил тооны протон агуулагдахыг химийн элемент гэнэ. Ингээд дээрх хүснэгтээс харахад атом1 ба атом2 нь нэг химийн элементэд, атом3 ба атом4 нь өөр химийн элементэд хамаарагдана гэж дүгнэж болно.

Химийн элемент бүр өөрийн гэсэн нэртэй, тодорхой хэлбэрээр уншдаг бие даасан тэмдэгтэй байдаг. Жишээлбэл, атомууд нь цөмд нь зөвхөн нэг протон агуулдаг хамгийн энгийн химийн элемент нь "устөрөгч" нэртэй бөгөөд "үнс" гэсэн утгатай "H" тэмдгээр тэмдэглэгдсэн байдаг. цөмийн цэнэг +7 (өөрөөр хэлбэл 7 протон агуулсан) - "азот", "en" гэж уншдаг "N" тэмдэгтэй.

Дээрх хүснэгтээс харахад нэг химийн элементийн атомууд цөм дэх нейтроны тоогоор ялгаатай байж болно.

Нэг химийн элементтэй холбоотой атомууд, гэхдээ байдаг өөр хэмжээнейтрон ба үүний үр дүнд массыг изотоп гэж нэрлэдэг.

Жишээлбэл, устөрөгчийн химийн элемент нь 1 H, 2 H, 3 H гэсэн гурван изотоптой. H тэмдгийн дээрх 1, 2, 3-р дэд тэмдэгтүүд нь нейтрон ба протоны нийт тоог илэрхийлдэг. Тэдгээр. Устөрөгч нь түүний атомын цөмд нэг протон байдгаараа тодорхойлогддог химийн элемент гэдгийг мэдэж байгаа тул бид 1 H изотопт (1-1 = 0), 2 H изотопт нейтрон огт байхгүй гэж дүгнэж болно. изотоп - 1 нейтрон (2-1 = 1), изотопод 3 H - хоёр нейтрон (3-1 = 2). Өмнө дурьдсанчлан нейтрон ба протон нь ижил масстай бөгөөд электроны масс нь тэдгээртэй харьцуулахад өчүүхэн байдаг тул 2 H изотоп нь 1 H изотопоос бараг хоёр дахин хүнд, 3 H изотоп нь бүр гурав дахин хүнд. ... Устөрөгчийн изотопын массад ийм их тархсантай холбогдуулан 2 H ба 3 H изотопуудад тусдаа бие даасан нэр, тэмдэглэгээ өгсөн нь бусад химийн элементийн хувьд ердийн зүйл биш болжээ. 2 H изотопыг дейтерий гэж нэрлэж D тэмдэг, 3 H изотопыг тритий гэж нэрлэж, Т тэмдэглэгээг авсан.

Хэрэв бид протон ба нейтроны массыг нэгж болгон авч, электроны массыг үл тоомсорловол атом дахь протон ба нейтроны нийт тооноос гадна зүүн дээд индексийг түүний масс гэж үзэж болно. тиймээс энэ индексийг массын тоо гэж нэрлэдэг ба А тэмдэгээр тэмдэглэсэн. атом протонтой тохирч, протон бүрийн цэнэгийг уламжлалт байдлаар +1 гэж үздэг бол цөм дэх протоны тоог цэнэгийн тоо (Z) гэж нэрлэдэг. . Атом дахь нейтроны тоог N үсгээр тэмдэглэснээр массын тоо, цэнэгийн тоо, нейтроны тооны хоорондын хамаарлыг математикийн хувьд дараахь байдлаар илэрхийлж болно.

дагуу орчин үеийн санаанууд, электрон нь хос (долгионы бөөмс) шинж чанартай байдаг. Энэ нь бөөмийн болон долгионы шинж чанартай байдаг. Бөөмийн нэгэн адил электрон нь масс ба цэнэгтэй боловч долгион шиг электронуудын урсгал нь дифракцийн чадвараараа тодорхойлогддог.

Атом дахь электроны төлөвийг тодорхойлохын тулд квант механикийн ойлголтуудыг ашигладаг бөгөөд үүний дагуу электрон нь хөдөлгөөний тодорхой замналгүй бөгөөд орон зайн аль ч цэгт байж болох боловч өөр өөр магадлалтай байдаг.

Цөмийг тойрсон орон зайн электрон хамгийн их байх магадлалтай бүсийг атомын орбитал гэж нэрлэдэг.

Атомын тойрог замд байж болно янз бүрийн хэлбэрээр, хэмжээ, чиглэл. Атомын тойрог замыг мөн электрон үүл гэж нэрлэдэг.

Графикийн хувьд нэг атомын орбиталыг ихэвчлэн дөрвөлжин нүдээр тэмдэглэдэг.

Квант механик нь маш нарийн төвөгтэй математикийн аппараттай тул сургуулийн химийн хичээлийн хүрээнд зөвхөн квант механик онолын үр дагаврыг авч үздэг.

Эдгээр үр дагаврын дагуу аливаа атомын орбитал ба түүн дээр байрлах электрон нь 4 квант тоогоор бүрэн тодорхойлогддог.

• Үндсэн квант тоо n нь тухайн тойрог зам дахь электроны нийт энергийг тодорхойлдог. Үндсэн квант тооны муж - Бүгд бүхэл тоо, өөрөөр хэлбэл n = 1,2,3,4,5 гэх мэт.
• Орбитын квант тоо - l - атомын тойрог замын хэлбэрийг тодорхойлдог бөгөөд 0-ээс n-1 хүртэлх бүхэл тоон утгыг авч болно, энд n нь үндсэн квант тоо юм.

l = 0-тэй орбиталуудыг нэрлэдэг с- тойрог замууд... s-Орбиталууд нь бөмбөрцөг хэлбэртэй бөгөөд орон зайд чиглэлгүй байдаг.

l = 1-тэй орбиталуудыг нэрлэдэг х- тойрог замууд... Эдгээр тойрог замууд нь гурван хэмжээст найман дүрс хэлбэртэй, өөрөөр хэлбэл. найм дахь дүрсийг тэгш хэмийн тэнхлэгийн эргэн тойронд эргүүлснээр олж авсан хэлбэр нь дамббеллтэй төстэй.

l = 2-той тойрог замыг дуудна г- тойрог замууд, мөн l = 3 -тай е- тойрог замууд... Тэдний бүтэц нь илүү төвөгтэй байдаг.

3) Соронзон квант тоо - m l - тодорхой атомын тойрог замын орон зайн чиг баримжааг тодорхойлж, тойрог замын өнцгийн импульсийн проекцийг чиглэлийн дагуу илэрхийлдэг. соронзон орон... Соронзон квант тоо m l нь гадаад соронзон орны хүч чадлын векторын чиглэлтэй харьцуулахад тойрог замын чиглэлтэй тохирч, -l-ээс + l хүртэлх бүхэл тоон утгыг авч болно, үүнд 0 орно. нийт боломжит утгуудтэнцүү байна (2л + 1). Жишээлбэл, l = 0 мл = 0 (нэг утга), l = 1 мл = -1, 0, +1 (гурван утга), l = 2 мл = -2, -1, 0, + 1 , +2 (соронзон квант тооны таван утга) гэх мэт.

Тиймээс, жишээлбэл, p-орбиталууд, i.e. "Гурван хэмжээст найм" хэлбэртэй тойрог замын квант тоо l = 1 бүхий орбиталууд нь соронзон квант тооны гурван утгатай (-1, 0, +1) тохирдог бөгөөд энэ нь эргээд тохирдог. орон зайд бие биедээ перпендикуляр гурван чиглэл.

4) Спин квант тоо (эсвэл зүгээр л ээрэх) - m s - атом дахь электроны эргэлтийн чиглэлийг нөхцлөөр хариуцдаг гэж үзэж болно, энэ нь утгыг авч болно. Өөр өөр эргэлттэй электронуудыг дотогшоо чиглэсэн босоо сумаар тэмдэглэнэ өөр өөр талууд: ↓ ба.

Ижил үндсэн квант тоотой атомын бүх орбиталуудын багцыг энергийн түвшин буюу электрон бүрхүүл гэж нэрлэдэг. Зарим n тоотой дурын энергийн түвшин нь n 2 орбиталаас бүрдэнэ.

Үндсэн квант тоо болон орбитын квант тооны ижил утгатай орбиталуудын багц нь энергийн дэд түвшин юм.

Үндсэн квант тоо n-д тохирох энергийн түвшин бүр n дэд түвшнийг агуулна. Эргээд тойрог замын квант тоо l бүхий энергийн дэд түвшин бүр нь (2л + 1) орбиталуудаас бүрдэнэ. Ийнхүү s-дэд түвшин нь нэг s-орбиталаас, p-дэд түвшин нь гурван p-орбиталаас, d-дэд түвшний таван d-орбиталаас, f-дэд түвшин нь долоон f-орбиталаас бүрдэнэ. Өмнө дурьдсанчлан нэг атомын орбиталыг ихэвчлэн нэг квадрат нүдээр тэмдэглэдэг тул s-, p-, d- болон f-дэд түвшнийг дараах байдлаар графикаар дүрсэлж болно.

Орбитал бүр нь n, l, m l гэсэн гурван квант тооноос бүрдэх бие даасан нарийн тодорхойлогдсон багцтай тохирч байна.

Орбиталууд дээрх электронуудын тархалтыг электрон тохиргоо гэж нэрлэдэг.

Атомын орбиталуудыг электроноор дүүргэх нь гурван нөхцлийн дагуу явагддаг.

• Хамгийн бага эрчим хүчний зарчим: хамгийн бага энергийн дэд түвшнээс эхлэн электронууд тойрог замыг дүүргэдэг. Дэд түвшний эрч хүчийг нэмэгдүүлэх дараалал нь дараах байдалтай байна: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Цахим дэд түвшний бөглөх дарааллыг санахад хялбар болгохын тулд дараахь график дүрслэл нь маш тохиромжтой.

• Паули зарчим: орбитал бүр хоёроос илүүгүй электрон агуулж болно.

Хэрэв тойрог замд нэг электрон байвал түүнийг хосгүй, хоёр байвал электрон хос гэнэ.

• Хундын дүрэм: атомын хамгийн тогтвортой төлөв нь нэг дэд түвшний доторх хосгүй электронуудын хамгийн их тоотой атомын төлөв юм. Атомын хамгийн тогтвортой байдлыг үндсэн төлөв гэж нэрлэдэг.

Үнэн хэрэгтээ дээрх нь жишээлбэл, p-дэд түвшний гурван орбитал дахь 1, 2, 3, 4-р электронуудыг байрлуулах ажлыг дараах байдлаар гүйцэтгэнэ гэсэн үг юм.

Цэнэгийн тоо 1-тэй устөрөгчөөс атомын орбиталуудыг 36 цэнэгийн тоотой криптон (Kr) хүртэл дүүргэх ажлыг дараах байдлаар гүйцэтгэнэ.

Атомын орбиталуудыг дүүргэх дарааллыг харуулсан энэ зургийг энергийн диаграмм гэж нэрлэдэг. Хувь хүний ​​​​элементүүдийн цахим диаграмм дээр үндэслэн та тэдгээрийн электрон томъёо (тохиргоо) гэж нэрлэгддэг зүйлийг бичиж болно. Жишээлбэл, 15 протонтой элемент ба үүний үр дүнд 15 электрон, өөрөөр хэлбэл. фосфор (P) нь дараахь энергийн диаграмм хэлбэртэй байна.

Цахим томьёо руу хөрвүүлэхэд фосфорын атом дараах хэлбэртэй болно.

15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Дэд түвшний тэмдгийн зүүн талд байгаа хэвийн хэмжээтэй тоонууд нь энергийн түвшний тоог, дэд түвшний тэмдгийн баруун талд байгаа дээд тэмдэгтүүд нь харгалзах дэд түвшний электронуудын тоог заана.

Д.И.-ийн үечилсэн системийн эхний 36 элементийн электрон томъёог доор харуулав. Менделеев.

хугацаа	Барааны дугаар.	бэлэг тэмдэг	гарчиг	цахим томъёо
I	1	Х	устөрөгч	1с 1
	2	Тэр	гелий	1с 2
II	3	Ли	лити	1с 2 2с 1
	4	Бай	бериллий	1с 2 2с 2
	5	Б	бор	1с 2 2с 2 2х 1
	6	C	нүүрстөрөгч	1s 2 2s 2 2p 2
	7	Н	азотын	1с 2 2с 2 2х 3
	8	О	хүчилтөрөгч	1с 2 2с 2 2х 4
	9	Ф	фтор	1с 2 2с 2 2х 5
	10	Үгүй	неон	1с 2 2с 2 2х 6
III	11	На	натри	1с 2 2с 2 2х 6 3с 1
	12	Mg	магни	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Ал	хөнгөн цагаан	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Си	цахиур	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	П	фосфор	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	С	хүхэр	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	хлор	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	Ар	аргон	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV	19	К	кали	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Ca	кальци	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	Sc	скандиум	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ти	титан	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	В	ванади	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Кр	хром	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 сдээр гдэд түвшин
	25	Mn	манган	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	төмөр	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	Co	кобальт	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ни	никель	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	зэс	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 сдээр гдэд түвшин
	30	Zn	цайр	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Га	галлий	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ге	германи	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	гэх мэт	хүнцэл	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Сэ	селен	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	Br	бром	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	Кр	криптон	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Өмнө дурьдсанчлан, үндсэн төлөвт атомын тойрог замд электронууд хамгийн бага энергийн зарчмын дагуу байрладаг. Гэсэн хэдий ч атомын үндсэн төлөвт хоосон p-орбитал байгаа тохиолдолд илүүдэл энергийг өгөх замаар атомыг өдөөгдсөн төлөвт шилжүүлэх боломжтой байдаг. Жишээлбэл, үндсэн төлөвт байгаа борын атом нь дараах хэлбэрийн электрон тохиргоо, энергийн диаграммтай байна.

5 B = 1s 2 2s 2 2p 1

Мөн сэтгэл хөдөлсөн төлөвт (*), өөрөөр хэлбэл. Борын атомд тодорхой хэмжээний энерги өгөхөд түүний электрон тохиргоо болон энергийн диаграмм дараах байдалтай байна.

5 B * = 1s 2 2s 1 2p 2

Атомын аль дэд түвшинг хамгийн сүүлд дүүргэж байгаагаас хамааран химийн элементүүдийг s, p, d, f гэж хуваадаг.

D.I-д s, p, d, f-элементүүдийг олох. Менделеев:

• s-элементүүд нь дүүргэх хамгийн сүүлийн s-дэд түвшинтэй байна. Эдгээр элементүүдэд I ба II бүлгийн үндсэн (хүснэгтийн нүдний зүүн талд) дэд бүлгүүдийн элементүүд орно.
• p-элементүүдийн хувьд p-дэд түвшнийг дүүргэсэн байна. p-элементүүд нь эхний ба долдугаар хэсгээс бусад үе бүрийн сүүлийн зургаан элемент, түүнчлэн III-VIII бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүдийг агуулдаг.
• d-элементүүд нь том хугацаанд s - ба p-элементүүдийн хооронд байрладаг.
• f-элементүүдийг лантанид ба актинид гэж нэрлэдэг. Тэднийг ширээний доод талд D.I. Менделеев.

Янз бүрийн AO дээр электронуудын тархалтыг гэж нэрлэдэг атомын электрон тохиргоо... Хамгийн бага эрчим хүчний цахим тохиргоо нь тохирч байна газрын төлөватом, бусад тохиргоонд хамаарна сэтгэл хөдөлсөн төлөвүүд.

Атомын цахим тохиргоог электрон томъёо, электрон дифракцийн диаграм хэлбэрээр хоёр янзаар дүрсэлсэн байдаг. Цахим томьёо бичихдээ үндсэн ба тойрог замын квант тоог ашигладаг. Дэд түвшнийг үндсэн квант тоо (цифр) ба тойрог замын квант тоо (харгалзах үсэг) -ээр тэмдэглэнэ. Дэд түвшний электронуудын тоо нь дээд тэмдгийг тодорхойлдог. Жишээлбэл, устөрөгчийн атомын үндсэн төлөвийн хувьд электрон томъёо нь: 1 с 1 .

Цахим түвшний бүтцийг электрон дифракцийн диаграммыг ашиглан илүү дэлгэрэнгүй тайлбарлах боломжтой бөгөөд дэд түвшний тархалтыг квант эс хэлбэрээр дүрсэлсэн байдаг. Энэ тохиолдолд тойрог замыг ердийн байдлаар дөрвөлжин хэлбэрээр дүрсэлсэн бөгөөд түүний ойролцоо дэд түвшний тэмдэглэгээг байрлуулсан болно. Түвшин бүрийн доод түвшний энерги нь бага зэрэг ялгаатай тул өндрөөрөө бага зэрэг нүүлгэн шилжүүлэх ёстой. Спин квант тооны тэмдгээс хамаарч электронуудыг сумаар эсвэл ↓-ээр дүрсэлсэн. Устөрөгчийн атомын электрон дифракцийн диаграмм:

Олон электрон атомын электрон тохиргоог бий болгох зарчим нь устөрөгчийн атомд протон, электрон нэмэх явдал юм. Электроныг энергийн түвшин ба дэд түвшинд хуваарилах нь өмнө нь авч үзсэн дүрэм журмыг дагаж мөрддөг: хамгийн бага энергийн зарчим, Паулигийн зарчим, Хундын дүрэм.

Атомын электрон тохиргооны бүтцийг харгалзан хамгийн сүүлийн дүүргэсэн дэд түвшний тойрог замын квант тооны утгын дагуу мэдэгдэж буй бүх элементүүдийг дөрвөн бүлэгт хувааж болно. с- элементүүд, х- элементүүд, г- элементүүд, е- элементүүд.

Гелийн атомд He (Z = 2) хоёр дахь электрон 1-ийг эзэлдэг с-орбитал, түүний электрон томъёо: 1 с 2. Электрон диаграмм:

Элементүүдийн үелэх системийн эхний хамгийн богино үе нь гелийээр төгсдөг. Гелийн электрон тохиргоог тодорхойлсон.

Хоёр дахь үеийг литийн Li (Z = 3) нээдэг бөгөөд түүний электрон томъёо:
Электрон диаграмм:

Дараахь нь ижил энергийн түвшний орбиталууд нь ижил өндөрт байрладаг элементийн атомуудын электрон дифракцийн хялбаршуулсан диаграмм юм. Дотоод бүрэн дүүргэсэн дэд түвшнийг харуулаагүй болно.

Литигийн араас бериллий Be (Z = 4), нэмэлт электрон 2-ыг дүүргэдэг. с- тойрог зам. Цахим томьёо Be: 2 с 2

Үндсэн төлөвт дараагийн борын электрон B (z = 5) 2-ыг эзэлдэг Р-орбитал, B: 1 с 2 2с 2 2хнэг ; түүний электрон дифракцийн диаграмм:

Дараах таван зүйлийг цахимаар тохируулсан:

C (Z = 6): 2 с 2 2х 2 N (Z = 7): 2 с 2 2х 3

O (Z = 8): 2 с 2 2х 4 F (Z = 9): 2 с 2 2х 5

Үгүй (Z = 10): 2 с 2 2х 6

Өгөгдсөн цахим тохиргоог Хундын дүрмээр тодорхойлно.

Неоны эхний болон хоёр дахь эрчим хүчний түвшин бүрэн дүүрэн байна. Бид түүний электрон тохиргоог тодорхойлж, элементүүдийн атомын электрон томъёог бичихдээ товчхон ашиглах болно.

Натри Na (Z = 11) ба Mg (Z = 12) гурав дахь үеийг нээнэ. Гаднах электронууд 3-ыг эзэлдэг с- тойрог зам:

Na (Z = 11): 3 с 1

Mg (Z = 12): 3 с 2

Дараа нь хөнгөн цагаанаас (Z = 13) эхлэн 3-ыг дүүргэнэ Р- дэд түвшин. Гурав дахь үе нь аргон Ар (Z = 18) -аар төгсдөг.

Al (Z = 13): 3 с 2 3х 1

Ar (Z = 18): 3 с 2 3х 6

Гурав дахь үеийн элементүүд нь чөлөөт 3-тай байдгаараа хоёрдугаар үеийн элементүүдээс ялгаатай г-химийн холбоо үүсэхэд оролцох боломжтой тойрог замууд. Энэ нь элементүүдээр илрэх валентын төлөвийг тайлбарладаг.

Дөрөвдүгээр үед дүрмийн дагуу ( n+л), калийн K (Z = 19) ба кальцийн Ca (Z = 20) электронууд 4-ийг эзэлдэг. с-3 биш, дэд түвшин г... Скандиум Sc (Z = 21) -ээр эхэлж, цайрын Zn (Z = 30) -аар төгсөж, 3 дүүргэнэ. г- дэд түвшин:

Цахим томъёо г-элементүүдийг ион хэлбэрээр дүрсэлж болно: дэд түвшнийг үндсэн квант тооны өсөх дарааллаар жагсаасан бөгөөд тогтмол байна. n- тойрог замын квант тоог нэмэгдүүлэх дарааллаар. Жишээлбэл, Zn-ийн хувьд ийм бичлэг дараах байдалтай байна.
Эдгээр оруулгуудын аль аль нь тэнцүү боловч дээрх цайрын томъёо нь дэд түвшнийг бөглөх дарааллыг зөв тусгасан болно.

3-р эгнээнд г-хромын элементүүд Cr (Z = 24), дүрмээс хазайсан байна ( n+л). Энэ дүрмийн дагуу CR тохиргоо дараах байдалтай байх ёстой.
Түүний жинхэнэ тохиргоо нь тодорхой болсон
Энэ нөлөөг заримдаа электроны "дип" гэж нэрлэдэг. Ийм нөлөөг эсэргүүцлийг хагасаар нэмэгдүүлсэнтэй холбон тайлбарладаг ( х 3 , г 5 , е 7) ба бүрэн ( х 6 , г 10 , е 14) дүүргэсэн дэд түвшин.

Дүрмээс хазайх ( n+л) бусад элементүүдэд мөн ажиглагдаж байна (Хүснэгт 2). Энэ нь үндсэн квант тоо нэмэгдэхийн хэрээр дэд түвшний энерги хоорондын ялгаа багасдагтай холбоотой юм.

Дараа нь дүүргэлт явагдана 4 х- дэд түвшин (Ga - Kr). Дөрөв дэх үе нь зөвхөн 18 элементийг агуулдаг. Бөглөх 5 с-, 4г- ба 5 х- тав дахь үеийн 18 элемент дэх дэд түвшин. Эрчим хүч 5 гэдгийг анхаарна уу с- ба 4 г- дэд түвшин маш ойрхон, электрон нь 5 с-Дэд түвшин 4-т амархан орж болно г- дэд түвшин. 5 цагт с-дэд түвшний Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag нь зөвхөн нэг электронтой. Үндсэн нөхцөл 5 с- Pd дэд түвшин дүүргэгдээгүй байна. Хоёр электроны "уналт" ажиглагдаж байна.

хүснэгт 2

Үл хамаарах зүйлүүд ( n+л) - эхний 86 элементийн дүрэм

	Цахим тохиргоо
	дүрмийн дагуу ( n+л)	бодит
	4с 2 3г 4 4с 2 3г 9 5с 2 4г 3 5с 2 4г 4 5с 2 4г 5 5с 2 4г 6 5с 2 4г 7 5с 2 4г 8 5с 2 4г 9 6с 2 4е 1 5г 0 6с 2 4е 2 5г 0 6с 2 4е 8 5г 0 6с 2 4е 14 5г 7 6с 2 4е 14 5г 8 6с 2 4е 14 5г 9	4с 1 3г 5 4с 1 3г 10 5с 1 4г 4 5с 1 4г 5 5с 1 4г 6 5с 1 4г 7 5с 1 4г 8 5с 0 4г 10 5с 1 4г 10 6с 2 4е 0 5г 1 6с 2 4е 1 5г 1 6с 2 4е 7 5г 1 6с 0 4е 14 5г 9 6с 1 4е 14 5г 9 6с 1 4е 14 5г 10

6-ыг дүүргэсний дараа зургаа дахь үед с-цезийн дэд түвшин Cs (Z = 55) ба барийн Ba (Z = 56) дараагийн электрон, дүрмийн дагуу ( n+л) 4 авах ёстой е- дэд түвшин. Харин лантан Ла (Z = 57)-ийн хувьд электрон 5-д ирдэг г- дэд түвшин. Хагас дүүргэсэн (4 е 7) 4е- дэд түвшин нь тогтвортой байдлыг нэмэгдүүлсэн тул гадолиниум Gd (Z = 64), дараа нь европиум Eu (Z = 63), 4-ээр нэмэгддэг. е- дэд түвшинд өмнөх электронуудын тоо (7) хадгалагдаж, шинэ электрон 5-д хүрдэг. г-дэд түвшний, дүрмийг зөрчих ( n+л). Terbium Tb (Z = 65) -д дараагийн электрон 4-ийг эзэлдэг е-дэд түвшний ба 5-аас электрон шилжилт байна г- дэд түвшин (тохиргоо 4 е 9 6с 2). Бөглөх 4 е-дэд түвшний төгсгөлүүд итербиум Yb (Z = 70). Лутетийн атомын дараагийн электрон Lu нь 5-ыг эзэлдэг г- дэд түвшин. Түүний электрон тохиргоо нь лантан атомын тохиргооноос зөвхөн бүрэн дүүрсэн үед л ялгаатай байдаг. е- дэд түвшин.

Одоогоор элементүүдийн үелэх системд D.I. Менделеев, скандийн дор Sc ба иттрий Y нь заримдаа лютетий (мөн лантан биш) байдаг. г-элемент, түүний урд байгаа бүх 14 элемент, лантан зэрэг нь тусгай бүлэгт хуваагдана. лантанидуудЭлементүүдийн үечилсэн системээс гадуур.

Элементүүдийн химийн шинж чанарыг голчлон гадаад электрон түвшний бүтцээр тодорхойлдог. Гурав дахь гаднах электронуудын тоо өөрчлөгдөх 4 е- дэд түвшин нь элементүүдийн химийн шинж чанарт бага нөлөө үзүүлдэг. Тиймээс бүгд 4 е-Элементүүд шинж чанараараа төстэй. Дараа нь зургадугаар үед 5 г- дэд түвшин (Hf - Hg) ба 6 х- дэд түвшин (Tl - Rn).

Долоо дахь үед 7 с-дэд түвшнийг франц Fr (Z = 87) ба радиум Ra (Z = 88) дүүргэсэн. Анемонд дүрмээс хазайсан байдаг ( n+л), дараагийн электрон 6-г дүүргэнэ г-5 биш, дэд түвшин е... Үүний дараа 5-р дүүргэлт бүхий бүлэг элементүүд (Th - Үгүй) байна е- гэр бүлийг бүрдүүлдэг дэд давхарга актинид... 6 гэдгийг анхаарна уу г- ба 5 е- дэд түвшин нь маш ойрхон энергитэй тул актинидын атомын электрон тохиргоо нь дүрэмд захирагддаггүй ( n+л). Гэхдээ энэ тохиолдолд яг тохиргооны утга нь 5 байна е Т 5г м Энэ нь элементийн химийн шинж чанарт сул нөлөөлдөг тул тийм ч чухал биш юм.

Lawrence Lr (Z = 103) 6-д шинэ электрон хүлээн авдаг г- дэд түвшин. Заримдаа энэ элементийг лютетийн доор үечилсэн системд байрлуулдаг. Долоо дахь үе нь дуусаагүй байна. 104 - 109 элементүүд нь тогтворгүй бөгөөд шинж чанарууд нь бага зэрэг мэдэгддэг. Ийнхүү цөмийн цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр гаднах түвшний ижил төстэй электрон бүтэц үе үе давтагддаг. Үүнтэй холбогдуулан элементүүдийн янз бүрийн шинж чанарт үе үе өөрчлөгдөхийг хүлээх хэрэгтэй.

Химийн элементийн атомын шинж чанарын үечилсэн өөрчлөлт

Элементүүдийн атомуудын химийн шинж чанар нь харилцан үйлчлэлийн явцад илэрдэг. Атомын гаднах энергийн түвшний тохиргооны төрлүүд нь тэдгээрийн химийн үйл ажиллагааны үндсэн шинж чанарыг тодорхойлдог.

Химийн урвал дахь түүний зан төлөвийг тодорхойлдог элемент бүрийн атомын шинж чанарууд нь иончлолын энерги, электроны хамаарал, электрон сөрөг чанар юм.

Ионжуулалтын энерги гэдэг нь атомаас электроныг салгаж, салгахад шаардагдах энерги юм. Ионжуулалтын энерги бага байх тусам атомын бууралт өндөр байна. Иймээс иончлолын энерги нь атомын бууруулж буй байдлын хэмжүүр юм.

Эхний электроныг салгахад шаардагдах иончлолын энергийг эхний иончлолын энерги I 1 гэнэ. Хоёр дахь электроныг салгахад шаардагдах энергийг хоёр дахь иончлолын энерги I 2 гэх мэт гэнэ. Энэ тохиолдолд дараах тэгш бус байдал үүснэ.

би 1< I 2 < I 3 .

Төвийг сахисан атомаас электроныг салгах, зайлуулах нь цэнэглэгдсэн ионоос илүү амархан явагддаг.

Ионжуулалтын энергийн хамгийн их утга нь сайн хийтэй тохирч байна. Шүлтлэг металлууд нь хамгийн бага иончлолын энергитэй байдаг.

Нэг хугацааны дотор иончлолын энерги монотон бус өөрчлөгддөг. Эхлээд s-элементээс эхний p-элементүүд рүү шилжих үед буурдаг. Дараа нь дараагийн p-элементүүдийн хувьд энэ нь өсдөг.

Нэг бүлгийн дотор элементийн дарааллын тоо нэмэгдэхийн хэрээр иончлолын энерги буурдаг бөгөөд энэ нь гаднах түвшин ба цөмийн хоорондох зай нэмэгдсэнтэй холбоотой юм.

Электрон хамаарал гэдэг нь электрон атомд нэгдэх үед ялгардаг энерги (E-ээр тэмдэглэгдсэн) юм. Электроныг хүлээн авснаар атом нь сөрөг цэнэгтэй ион болж хувирдаг. Электронтой харьцах харьцаа нь тодорхой хугацаанд нэмэгдэж, бүлэгт дүрмээр бол буурдаг.

Галогенууд нь хамгийн их электрон харьцаатай байдаг. Бүрхүүлийг дуусгахын тулд дутуу электроныг хавсаргаснаар тэд язгуур хийн атомын бүрэн тохиргоог олж авдаг.

Электрон сөрөг чанар нь иончлолын энерги ба электрон ойрын нийлбэр юм

Цахилгаан сөрөг чанар нь хугацаанд нэмэгдэж, дэд бүлэгт буурдаг.

Электроны долгионы шинж чанараас шалтгаалан атом ба ионууд хатуу тодорхойлогдсон хил хязгааргүй байдаг. Тиймээс атом ба ионы радиусыг уламжлалт аргаар тодорхойлно.

Атомын радиусын хамгийн том өсөлт нь зөвхөн гаднах энергийн түвшинг дүүргэдэг жижиг үетэй элементүүдэд ажиглагддаг бөгөөд энэ нь s ба p-элементүүдийн хувьд ердийн зүйл юм. d ба f-элементүүдийн хувьд цөмийн цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр радиусын жигд өсөлт ажиглагдаж байна.

Дэд бүлгийн дотор энергийн түвшний тоо нэмэгдэхийн хэрээр атомын радиус нэмэгддэг.

Цахим тохиргоо- химийн элемент эсвэл молекулын атомын янз бүрийн электрон бүрхүүлд электронуудыг байрлуулах томъёо.

Цахим тохиргоог ихэвчлэн үндсэн төлөвт байгаа атомуудад зориулж бичдэг. Элементийн цахим тохиргоог тодорхойлох дараах дүрмүүд байдаг.

1. Бөглөх 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.
2. Паули хасах зарчим... Энэ зарчмын дагуу аль ч тойрог замд хоёроос илүүгүй электрон байж болно, дараа нь зөвхөн эсрэг талын эргэлттэй (тэнцүү биш эргэх тоо) байвал л болно.
3. Хундын дүрэм... Энэ дүрмийн дагуу нэг дэд бүрхүүлийн орбиталыг дүүргэх нь параллель (тэмдэгээрээ ижил) эргэлддэг нэг электронуудаас эхэлдэг бөгөөд зөвхөн нэг электронууд бүх орбиталуудыг эзэлсний дараа л тойрог замуудыг эсрэг талын эргэлттэй хос электроноор дүүргэх боломжтой. газар авах.

Квант механикийн үүднээс авч үзвэл электрон тохиргоо нь нэг электрон долгионы функцүүдийн бүрэн жагсаалт бөгөөд үүнээс хангалттай нарийвчлалтайгаар атомын долгионы функцийг бүрэн хэмжээгээр бүрдүүлэх боломжтой. тогтмол талбарын ойролцоо).

Ерөнхийдөө атомыг нийлмэл системийн хувьд зөвхөн долгионы бүрэн функцээр бүрэн дүрсэлж болно. Гэсэн хэдий ч ийм тодорхойлолт нь устөрөгчийн атомаас илүү төвөгтэй атомуудын хувьд бараг боломжгүй юм - химийн элементийн бүх атомын хамгийн энгийн нь. Тохиромжтой ойролцоо тайлбар нь бие даасан талбарын арга юм. Энэ арга нь электрон бүрийн долгионы функцийн тухай ойлголтыг танилцуулдаг. Бүхэл системийн долгионы функцийг нэг электрон долгионы функцүүдийн зохих тэгш хэмтэй үржвэр болгон бичдэг. Электрон бүрийн долгионы функцийг тооцоолохдоо бусад бүх электронуудын талбарыг гадаад потенциал гэж тооцдог бөгөөд энэ нь эргээд эдгээр электронуудын долгионы функцээс хамаардаг.

Өөртөө нийцсэн талбайн аргыг хэрэглэсний үр дүнд шугаман бус интегро-дифференциал тэгшитгэлийн цогц системийг олж авсан бөгөөд үүнийг шийдвэрлэхэд хэцүү хэвээр байна. Гэсэн хэдий ч бие даасан талбайн тэгшитгэлүүд нь анхны асуудлын эргэлтийн тэгш хэмтэй байдаг (өөрөөр хэлбэл тэдгээр нь бөмбөрцөг тэгш хэмтэй байдаг). Энэ нь атомын нийт долгионы функцийг бүрдүүлдэг нэг электрон долгионы функцийг бүрэн ангилах боломжтой болгодог.

Эхлэхийн тулд төвлөрсөн тэгш хэмтэй потенциалын нэгэн адил өөрөө тогтвортой талбар дахь долгионы функцийг нийт өнцгийн импульсийн квант тоогоор тодорхойлж болно. l (\ displaystyle l)зарим тэнхлэг дээрх өнцгийн импульсийн проекцын квант тоо m (\ displaystyle m)... Өөр өөр утгатай долгионы функцууд m (\ displaystyle m)ижил эрчим хүчний түвшинд тохирч, өөрөөр хэлбэл тэдгээр нь доройтдог. Мөн нэг энергийн түвшин нь аль ч тэнхлэгт электрон эргэлтийн өөр проекц бүхий төлөвтэй тохирч байна. Өгөгдсөн эрчим хүчний түвшний нийт 2 (2 л + 1) (\ displaystyle 2 (2л + 1))долгионы функцууд. Цаашлаад өнцгийн импульсийн өгөгдсөн утгад энергийн түвшинг дахин дугаарлаж болно. Устөрөгчийн атомтай адилтган өгөгдсөн энергийн түвшинг тоолох нь заншилтай байдаг l (\ displaystyle l)-ээс эхэлдэг n = l + 1 (\ displaystyle n = l + 1)... Атомын долгионы функцийг бүрдүүлж болох нэг электрон долгионы функцүүдийн квант тоонуудын бүрэн жагсаалтыг электрон тохиргоо гэж нэрлэдэг. Учир нь бүх зүйл квант тоогоор доройтдог m (\ displaystyle m)ба ээрэх үед зөвхөн өгөгдсөн төлөвт байгаа электронуудын нийт тоог зааж өгөхөд л хангалттай n (\ displaystyle n), l (\ displaystyle l).

Коллежийн YouTube

• 1 / 5

  Түүхэн шалтгааны улмаас электрон тохиргооны томъёонд квант тоо l (\ displaystyle l)латин үсгээр бичсэн. гэсэн төлөвийг үсгээр зааж өгсөн болно s (\ displaystyle s), p (\ displaystyle p): l = 1 (\ displaystyle l = 1), d (\ дэлгэцийн хэв маяг d): l = 2 (\ displaystyle l = 2), f (\ дэлгэцийн хэв маяг f): l = 3 (\ displaystyle l = 3), g (\ displaystyle g): l = 4 (\ displaystyle l = 4)мөн цагаан толгойн дарааллаар. Тооны зүүн талд l (\ displaystyle l)дугаарыг бичнэ үү n (\ displaystyle n), мөн тоон дээр l (\ displaystyle l)- өгөгдөлтэй төлөвт байгаа электронуудын тоо n (\ displaystyle n)болон l (\ displaystyle l)... жишээ нь 2 сек 2 (\ displaystyle 2s ^ (2))-тэй төлөвт байгаа хоёр электронтой тохирч байна n = 2 (\ displaystyle n = 2), l = 0 (\ displaystyle l = 0)... Практикт тохиромжтой байдлын үүднээс (Клечковскийн дүрмийг үзнэ үү) цахим тохиргооны бүрэн томъёонд нэр томъёог квант тоог нэмэгдүүлэх дарааллаар бичсэн болно. n (\ displaystyle n)тэгээд квант тоо l (\ displaystyle l), Жишээлбэл 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3 (\ displaystyle 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (3))... Энэ тэмдэглэгээ нь зарим талаараа илүүц байдаг тул заримдаа томъёог богиносгодог 1 с 2 2 с 2 х 6 3 с 2 х 3 (\ дэлгэцийн хэв маяг 1с ^ (2) 2с ^ (2) p ^ (6) 3с ^ (2) p ^ (3)), өөрөөр хэлбэл тэд дугаарыг орхигдуулдаг n (\ displaystyle n)захиалгын дүрмийн нэр томъёоноос тааж болно.

  Үелэх хууль ба атомын бүтэц

  Атомын бүтцэд оролцдог бүх хүмүүс аливаа судалгаандаа химич Д.И.Менделеевийн нээсэн үечилсэн хуулиар олгогдсон хэрэглүүрээс үндэслэдэг; Зөвхөн энэ хуулийг ойлгохдоо физикч, математикчид өөрсдийнхөө үзүүлсэн хамаарлыг тайлбарлахын тулд "хэл"-ээ ашигладаг (энэ талаар Ж.В.Гиббсын нэлээд инээдтэй афоризмыг мэддэг нь үнэн), гэхдээ тэр үед химичээс тусгаарлагдсан. Бодисыг судлах нь тэдний аппаратын бүхий л төгс төгөлдөр байдал, давуу тал, олон талт байдлыг харгалзан физик, математикийн аль нь ч тэдний судалгааг бий болгож чадахгүй.

  Сэдвийн цаашдын хөгжилд эдгээр салбаруудын төлөөлөгчдийн харилцан үйлчлэл ажиглагдаж байна. Е.В.Бирон (1915) хоёрдогч үечлэлийг нээсэн нь электрон бүрхүүлийн бүтцийн хуультай холбоотой асуудлыг ойлгох өөр нэг талыг өгсөн. С.А.Щукарев, Е.В.Бироны шавь ба

  Швейцарийн физикч В.Паули 1925 онд нэг тойрог замд атомын эсрэг (антипараллель) спинтэй (англи хэлнээс "шээр" гэж орчуулсан) хоёроос илүүгүй электрон байж болно, өөрөөр хэлбэл уламжлалт байдлаар байж болох шинж чанаруудыг эзэмшиж болохыг тогтоожээ. Энэ нь электроныг өөрийн төсөөлж буй тэнхлэгийн эргэн тойронд цагийн зүүний дагуу эсвэл цагийн зүүний эсрэг эргүүлэх хэлбэрээр илэрхийлдэг. Энэ зарчмыг Паули зарчим гэж нэрлэдэг.

  Хэрэв тойрог замд нэг электрон байвал түүнийг хосгүй гэж нэрлэдэг, хэрэв хоёр бол эдгээр нь хосолсон электронууд, өөрөөр хэлбэл эсрэг спинтэй электронууд юм.
  

  Зураг 5-д энергийн түвшинг дэд түвшинд хуваах диаграммыг үзүүлэв.

  S-Orbital нь бөмбөрцөг хэлбэртэй байдаг. Устөрөгчийн атомын электрон (s = 1) энэ тойрог замд байрладаг ба хосгүй байна. Тиймээс түүний цахим томьёо буюу цахим тохиргоог дараах байдлаар бичнэ: 1s 1. Цахим томъёонд энергийн түвшний тоог үсгийн өмнөх тоогоор (1 ...), латин үсэг нь дэд түвшнийг (орбиталын төрөл), үсгийн баруун дээд талд бичигдсэн тоог илэрхийлдэг. (экпонент хэлбэрээр) нь дэд түвшний электронуудын тоог харуулдаг.

  Нэг s-орбиталд хоёр хос электронтой Гелийн атомын He-ийн хувьд энэ томъёо нь: 1s 2.

  Гелийн атомын электрон бүрхүүл нь бүрэн бөгөөд маш тогтвортой байдаг. Гели бол үнэт хий юм.

  Хоёр дахь энергийн түвшинд (n = 2) дөрвөн тойрог зам байдаг: нэг с ба гурван p. Хоёр дахь түвшний s-орбиталуудын электронууд (2s-орбиталууд) нь 1s-орбиталийн электронуудаас (n = 2) цөмөөс хол зайд байрладаг тул илүү их энергитэй байдаг.

  Ерөнхийдөө n-ийн утга бүрийн хувьд нэг s-орбитал байдаг, гэхдээ үүн дээр электрон энергийн харгалзах нөөцтэй, тиймээс n-ийн утга нэмэгдэхийн хэрээр өсөх диаметртэй байдаг.

  R-Orbital нь дамббелл хэлбэртэй эсвэл найм дахь хэмжээст дүрстэй. Бүх гурван p-орбитал нь атомын цөмөөр татсан орон зайн координатын дагуу харилцан перпендикуляр атомд байрладаг. n = 2-оос эхлэн энергийн түвшин (электрон давхарга) бүр гурван p-орбиталтай гэдгийг дахин онцлон тэмдэглэх нь зүйтэй. N-ийн утга нэмэгдэхийн хэрээр электронууд цөмөөс хол зайд байрладаг, x, y, r тэнхлэгийн дагуу чиглэсэн p-орбиталуудыг идэвхжүүлдэг.

  Хоёр дахь үеийн (n = 2) элементүүдийн хувьд эхлээд нэг p-орбитал, дараа нь гурван p-орбитал дүүрсэн байна. Цахим томьёо 1L: 1s 2 2s 1. Электрон нь атомын цөмтэй илүү сул холбогддог тул литийн атом нь түүнийг амархан өгч чаддаг (энэ процессыг исэлдэлт гэж нэрлэдэг нь ойлгомжтой) Li + ион болж хувирдаг.

  Бериллий атом Be 0-д дөрөв дэх электрон нь мөн 2s тойрог замд байрладаг: 1s 2 2s 2. Бериллий атомын гаднах хоёр электрон амархан тасардаг - Be 0 нь Be 2+ катион болж исэлддэг.

  Борын атомын тав дахь электроныг 2p орбитал эзэлдэг: 1s 2 2s 2 2p 1. Цаашилбал, C, N, O, E атомууд дээр 2p-орбиталууд дүүрсэн бөгөөд энэ нь неон хийгээр төгсдөг: 1s 2 2s 2 2p 6.

  Гурав дахь үеийн элементүүдийн хувьд Sv ба 3p орбиталууд тус тус дүүрнэ. Энэ тохиолдолд гурав дахь түвшний таван d-орбиталь чөлөөтэй хэвээр байна:

  Заримдаа атом дахь электронуудын тархалтыг харуулсан диаграммд зөвхөн энергийн түвшин тус бүрийн электронуудын тоог зааж өгсөн байдаг, өөрөөр хэлбэл дээр дурдсан бүрэн электрон томъёоноос ялгаатай нь химийн элементийн атомуудын товчилсон электрон томъёог бичдэг.

  Том хугацааны элементүүдэд (дөрөв ба тав дахь) эхний хоёр электрон нь 4, 5-р орбиталуудыг эзэлдэг: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Том үе бүрийн гурав дахь элементээс эхлэн дараагийн арван электрон өмнөх 3d ба 4d орбиталд тус тус орно (хажуугийн дэд бүлгийн элементүүдийн хувьд): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Дүрмээр бол өмнөх d-дэд түвшнийг дүүргэх үед гаднах (4p- ба 5p тус тус) p-дэд түвшнийг дүүргэж эхэлнэ.

  Зургаа дахь болон дуусаагүй долоо дахь том хугацааны элементүүдэд электрон түвшин ба дэд түвшнийг дүрмээр бол дараах байдлаар электроноор дүүргэдэг: эхний хоёр электрон нь гадаад В-дэд түвшинд очно: 56 Ва 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; дараагийн нэг электрон (Na ба Ac-ийн хувьд) өмнөх рүү (p-дэд түвшин: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 ба 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

  Дараа нь дараагийн 14 электрон нь лантанид ба актинидын хувьд 4f ба 5f орбиталууд дээрх гурав дахь гаднах энергийн түвшинд орно.

  Дараа нь хоёр дахь гаднах энергийн түвшин (d-дэд түвшин) дахин нэмэгдэж эхэлнэ: хоёрдогч дэд бүлгийн элементүүдийн хувьд: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2, - ба эцэст нь энэ нэг тэнцүү арван электроноор бүрэн дүүргэсний дараа л гаднах p-дэд түвшнийг дахин дүүргэх болно.

  86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

  Ихэнхдээ атомын электрон бүрхүүлийн бүтцийг эрчим хүч эсвэл квант эсийг ашиглан дүрсэлсэн байдаг - график электрон томъёо гэж нэрлэгддэг. Энэ тэмдэглэгээнд дараах тэмдэглэгээг ашиглана: квант эс бүрийг нэг тойрог замд тохирох нүдээр тэмдэглэнэ; электрон бүрийг эргүүлэх чиглэлд харгалзах сумаар заана. График электрон томьёо бичихдээ хоёр дүрмийг санах хэрэгтэй: нэг эсэд (орбиталь) хоёроос илүүгүй электрон байж болох боловч эсрэг параллель спинтэй Паулигийн зарчим, электронууд эзэлдэг Ф.Хундын дүрэм. Чөлөөт эсүүд (орбиталууд) нь нэг дор байрладаг бөгөөд ижил эргэлтийн утгатай бөгөөд зөвхөн дараа нь хосолсон боловч Паули зарчмын дагуу эргэх нь аль хэдийн эсрэг чиглэлд чиглэгдэх болно.

  Эцэст нь бид Д.И.Менделеевийн системийн үеүдэд элементийн атомын электрон тохиргоог харуулахыг дахин авч үзэх болно. Атомын электрон бүтцийн диаграммууд нь электрон давхаргууд (энергийн түвшин) дээрх электронуудын тархалтыг харуулдаг.
  
  

  Гелийн атомын эхний электрон давхарга бүрэн дууссан - дотор нь 2 электрон байдаг.

  Устөрөгч ба гели нь s-элементүүд бөгөөд эдгээр атомуудын s-орбитал нь электроноор дүүрдэг.

  Хоёр дахь үеийн элементүүд

  Хоёр дахь үеийн бүх элементүүдийн хувьд хамгийн бага энерги (эхний s-, дараа нь p) ба Паули ба Хунд зарчмын дагуу эхний электрон давхарга дүүрч, электронууд хоёр дахь электрон давхаргын e- ба p-орбиталуудыг дүүргэнэ. дүрэм (Хүснэгт 2).

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

  Хүснэгт 2 Хоёр дахь үеийн элементүүдийн атомуудын электрон бүрхүүлийн бүтэц
  

  Ширээний төгсгөл. 2
  

  Li, Be - B-элементүүд.

  B, C, N, O, F, Ne - p-элементүүд, эдгээр атомууд нь p-орбиталийн электронуудаар дүүрсэн байдаг.

  Гурав дахь үеийн элементүүд

  Гурав дахь үеийн элементүүдийн атомуудын хувьд эхний ба хоёр дахь электрон давхаргууд дууссан тул электронууд Зs-, 3p-, Зd-дэд давхаргыг эзэлж чадах гурав дахь электрон давхарга дүүрсэн (Хүснэгт 3).

  Хүснэгт 3 Гурав дахь үеийн элементүүдийн атомуудын электрон бүрхүүлийн бүтэц

  

  Магнийн атом дээр Zs-электрон орбитал хийгдэж байна. Na ба Mg - s-элементүүд.
  
  

  Гадна давхарга (гурав дахь электрон давхарга) дээрх аргон атомд 8 электрон байдаг. Гаднах давхаргын хувьд энэ нь бүрэн дүүрэн боловч гурав дахь электрон давхаргад нийтдээ 18 электрон байж магадгүй бөгөөд энэ нь гурав дахь үеийн элементүүд 3d-орбиталаар дүүргэгдээгүй хэвээр байна гэсэн үг юм.

  Al-аас Ar хүртэлх бүх элементүүд нь p-элементүүд юм. s- ба p-элементүүд нь үечилсэн системийн үндсэн дэд бүлгүүдийг бүрдүүлдэг.

  Кали, кальцийн атомуудын хувьд дөрөв дэх электрон давхарга гарч ирэх бөгөөд 4s-дэд түвшнийг дүүргэсэн байна (Хүснэгт 4), учир нь энэ нь 3d-дэд түвшнийхээс бага энергитэй байдаг. Дөрөвдүгээр үеийн элементүүдийн атомуудын график электрон томъёог хялбарчлахын тулд: 1) бид аргоны нөхцөлт график электрон томъёог дараах байдлаар тэмдэглэв.
  Ар;

  2) бид эдгээр атомуудаар дүүргэгдээгүй дэд түвшнийг дүрслэхгүй.

  Хүснэгт 4 Дөрөв дэх үеийн элементүүдийн атомуудын электрон бүрхүүлийн бүтэц

  

  

  K, Ca - үндсэн дэд бүлгүүдэд багтсан s-элементүүд. Sc-ээс Zn хүртэлх атомуудад 3d дэд түвшин электроноор дүүрдэг. Эдгээр нь 3 элемент юм. Тэдгээр нь хажуугийн дэд бүлгүүдэд багтсан бөгөөд тэдгээрийн өмнөх гадаад электрон давхарга нь дүүргэгдсэн бөгөөд тэдгээрийг шилжилтийн элементүүд гэж нэрлэдэг.

  Хром ба зэсийн атомын электрон бүрхүүлийн бүтцэд анхаарлаа хандуулаарай. Тэдгээрийн дотор 4-р шатнаас 3-р дэд түвшинд нэг электроны "уналт" байдаг бөгөөд энэ нь Zd 5 ба Зd 10 электрон тохиргооны энергийн тогтвортой байдал өндөр байгаатай холбоотой юм.
  

  Цайрын атомд гурав дахь электрон давхарга бүрэн хийгдсэн - бүх дэд түвшний 3s, Zp, Zd нь үүн дээр дүүрсэн бөгөөд тэдгээрт нийт 18 электрон байдаг.

  Цайрын дараах элементүүдэд дөрөв дэх электрон давхарга буюу 4p-дэд түвшнийг дүүргэсээр байна: Га-аас Kr хүртэлх элементүүд нь p-элементүүд юм.
  
  

  Криптон атомын гаднах давхарга (дөрөв дэх) нь бүрэн, 8 электронтой. Гэхдээ дөрөв дэх электрон давхаргад нийтдээ 32 электрон байж болно; криптон атомын хувьд 4d ба 4f дэд түвшин хоосон хэвээр байна.

  Тав дахь үеийн элементүүдийн хувьд дэд түвшнийг дараах дарааллаар бөглөнө: 5s-> 4d -> 5p. Мөн 41 Nb, 42 MO гэх мэт электронуудын "шууралт" -тай холбоотой үл хамаарах зүйлүүд байдаг.

  Зургаа ба долдугаар үед элементүүд гарч ирдэг, өөрөөр хэлбэл гурав дахь электрон давхаргын 4f ба 5f дэд түвшнийг дүүргэсэн элементүүд гарч ирдэг.

  4f-элементүүдийг лантанид гэж нэрлэдэг.

  5f-элементүүдийг актинид гэж нэрлэдэг.

  Зургаа дахь үеийн элементүүдийн атом дахь электрон дэд түвшинг дүүргэх дараалал: 55 С ба 56 Ва - 6с-элементүүд;

  57 Lа ... 6s 2 5d 1 - 5d-элемент; 58 Ce - 71 Lu - 4f-элементүүд; 72 Hf - 80 Hg - 5d-элементүүд; 81 Тl— 86 Rn - 6p-элементүүд. Гэхдээ энд ч гэсэн электрон орбиталуудыг дүүргэх дарааллыг "зөрчсөн" элементүүд байдаг бөгөөд энэ нь жишээлбэл, nf 7 ба nf 14-ийн хагас ба бүрэн дүүргэгдсэн f дэд түвшний өндөр энергийн тогтвортой байдалтай холбоотой юм.

  Атомын аль дэд түвшинд хамгийн сүүлд электронууд дүүрч байгаагаас хамааран бүх элементүүдийг аль хэдийн ойлгосноор дөрвөн электрон гэр бүл буюу блокт хуваагддаг (Зураг 7).

  1) s-элементүүд; атомын гаднах түвшний дэд түвшинд электроноор дүүрсэн; s-элементүүд нь устөрөгч, гели, I ба II бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүд;

  2) p-элементүүд; атомын гаднах түвшний p-дэд түвшин нь электроноор дүүрсэн; p элементүүд нь III-VIII бүлгийн үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүдийг агуулдаг;

  3) d-элементүүд; атомын өмнөх гадаад түвшний d-дэд түвшин электроноор дүүрсэн; d-элементүүд нь I-VIII бүлгийн хоёрдогч дэд бүлгийн элементүүд, өөрөөр хэлбэл s- болон p-элементүүдийн хооронд байрлах том хугацааны оруулсан арван жилийн элементүүд орно. Тэдгээрийг мөн шилжилтийн элементүүд гэж нэрлэдэг;

  4) атомын түвшнээс гадуур гурав дахь f-дэд түвшний электроноор дүүрсэн f-элементүүд; Эдгээрт лантанид ба актинид орно.

  1. Паули зарчмыг баримтлаагүй бол юу болох вэ?

  2. Хундын дүрмийг баримтлаагүй бол юу болох вэ?

  3. Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa зэрэг химийн элементүүдийн атомын электрон бүтэц, электрон томьёо, график электрон томъёоны диаграммыг гарга.

  4. 110-р элементийн электрон томьёог харгалзах язгуур хийн тэмдгийг ашиглан бич.

  5. Электроны "шууралт" гэж юу вэ? Энэ үзэгдэл ажиглагдаж буй элементүүдийн жишээг өгч, тэдгээрийн электрон томъёог бичнэ үү.

  6. Химийн элементийн тодорхой электрон бүлэгт хамаарахыг хэрхэн тодорхойлдог вэ?

  7. Хүхрийн атомын электрон болон график электрон томьёог харьцуул. Сүүлийн томъёонд ямар нэмэлт мэдээлэл орсон бэ?