Elektronski pasoš atoma. Kako sastaviti elektronsku formulu hemijskog elementa u neorganskoj hemiji
- Prvo zapisujemo hemijski znak. element, pri čemu u donjem lijevom dijelu znaka označavamo njegov serijski broj.
- Zatim, po broju perioda (iz kojeg je element) odredimo broj energetskih nivoa i povučemo toliki broj lukova pored znaka hemijskog elementa.
- Zatim, prema broju grupe, broj elektrona na vanjskom nivou je upisan ispod luka.
- Na 1. nivou, maksimalno moguće je 2, na drugom ih je već 8, na trećem - čak 18. Počinjemo stavljati brojeve pod odgovarajuće lukove.
- Broj elektrona na pretposljednjem nivou mora se izračunati na sljedeći način: broj elektrona koji su već dodijeljeni oduzima se od serijskog broja elementa.
- Ostaje da pretvorimo našu šemu u elektronska formula:
- Zapisujemo hemijski element i njegov serijski broj.Broj pokazuje broj elektrona u atomu.
- Hajde da napravimo formulu. Da biste to učinili, morate saznati broj energetskih nivoa; osnova za određivanje je broj perioda elementa.
- Nivoe dijelimo na podnivoe.
U nastavku možete vidjeti primjer kako pravilno sastaviti elektronske formule hemijskih elemenata.
- prvo popunjavamo s-podnivo, a zatim p-, d- b f-podnivo;
- prema pravilu Klečkovskog, elektroni ispunjavaju orbitale po redu porasta energije ovih orbitala;
- prema Hundovom pravilu, elektroni unutar jednog podnivoa zauzimaju slobodne orbitale jednu po jednu, a zatim formiraju parove;
- Prema Paulijevom principu, u jednoj orbitali nema više od 2 elektrona.
Elektronska formula hemijskog elementa pokazuje koliko elektronskih slojeva i koliko elektrona je sadržano u atomu i kako su raspoređeni među slojevima.
Da biste sastavili elektronsku formulu hemijskog elementa, morate pogledati periodni sistem i koristiti dobijene informacije ovog elementa. Atomski broj elementa u periodnom sistemu odgovara broju elektrona u atomu. Broj elektronskih slojeva odgovara broju perioda, broj elektrona u poslednjem elektronskom sloju odgovara broju grupe.
Mora se imati na umu da prvi sloj sadrži maksimalno 2 elektrona 1s2, drugi - maksimalno 8 (dva s i šest p: 2s2 2p6), treći - maksimalno 18 (dva s, šest p i deset d: 3s2 3p6 3d10).
Na primjer, elektronska formula ugljika: C 1s2 2s2 2p2 (redni broj 6, period broj 2, grupa broj 4).
Elektronska formula za natrijum: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (redni broj 11, period broj 3, grupa broj 1).
Da biste provjerili da li je elektronska formula ispravno napisana, možete pogledati web stranicu www.alhimikov.net.
Na prvi pogled, sastavljanje elektronske formule za hemijske elemente može izgledati kao prilično kompliciran zadatak, ali sve će postati jasno ako se pridržavate sljedeće sheme:
- prvo pišemo orbitale
- Ispred orbitala ubacujemo brojeve koji označavaju broj energetskog nivoa. Ne zaboravite formulu za određivanje maksimalnog broja elektrona na energetskom nivou: N=2n2
Kako možete saznati broj energetskih nivoa? Pogledajte samo periodni sistem: ovaj broj je jednak broju perioda u kojem se element nalazi.
- Iznad ikone orbite pišemo broj koji označava broj elektrona koji se nalaze u ovoj orbitali.
Na primjer, elektronska formula za skandij će izgledati ovako.
Zadatak sastavljanja elektronske formule za hemijski element nije najlakši.
Dakle, algoritam za sastavljanje elektronskih formula elemenata je sljedeći:
Evo elektronskih formula nekih hemijski elementi:
Trebate kreirati elektronske formule kemijskih elemenata na ovaj način: trebate pogledati broj elementa u periodnom sistemu i tako saznati koliko elektrona ima. Zatim morate saznati broj nivoa, koji je jednak periodu. Zatim se pišu i popunjavaju podnivoi:
Prije svega, morate odrediti broj atoma prema periodnom sistemu.
Da biste sastavili elektronsku formulu, trebat će vam periodični sistem Mendeljejeva. Pronađite tamo svoj hemijski element i pogledajte period - on će biti jednak broju energetskih nivoa. Broj grupe će numerički odgovarati broju elektrona na posljednjem nivou. Broj elementa će biti kvantitativno jednak broju njegovih elektrona.Takođe morate znati da prvi nivo ima najviše 2 elektrona, drugi - 8, a treći - 18.
Ovo su glavne tačke. Osim toga, na internetu (uključujući i našu web stranicu) možete pronaći informacije sa gotovom elektronskom formulom za svaki element, tako da možete sami testirati.
Sastavljanje elektronskih formula hemijskih elemenata je veoma težak proces, ne možete bez posebnih tabela, a morate koristiti čitavu gomilu formula. Ukratko, za kompajliranje morate proći kroz ove faze:
Potrebno je sastaviti orbitalni dijagram u kojem će postojati koncept kako se elektroni međusobno razlikuju. Dijagram naglašava orbitale i elektrone.
Elektroni su ispunjeni u nivoima, odozdo prema gore, i imaju nekoliko podnivoa.
Dakle, prvo saznajemo ukupan broj elektrona datog atoma.
Popunjavamo formulu prema određenoj shemi i zapisujemo je - to će biti elektronska formula.
Na primjer, za dušik ova formula izgleda ovako, prvo se pozabavimo elektronima:
I zapišite formulu:
Razumjeti princip sastavljanja elektronske formule hemijskog elementa, prvo morate odrediti ukupan broj elektrona u atomu prema broju u periodnom sistemu. Nakon toga morate odrediti broj energetskih nivoa, uzimajući kao osnovu broj perioda u kojem se element nalazi.
Nivoi se zatim razlažu na podnivoe, koji su ispunjeni elektronima na osnovu principa najmanje energije.
Ispravnost svog razmišljanja možete provjeriti gledajući, na primjer, ovdje.
Sastavljanjem elektronske formule hemijskog elementa možete saznati koliko elektrona i elektronskih slojeva ima u određenom atomu, kao i redosled njihove distribucije među slojevima.
Prvo odredimo atomski broj elementa prema periodnom sistemu, on odgovara broju elektrona. Broj elektronskih slojeva označava broj perioda, a broj elektrona u posljednjem sloju atoma odgovara broju grupe.
>> hemija: Elektronske konfiguracije atoma hemijskih elemenata
Švajcarski fizičar W. Pauli je 1925. godine ustanovio da u atomu na jednoj orbitali ne može biti više od dva elektrona koji imaju suprotne (antiparalelne) spinove (prevedeno sa engleskog kao „vreteno“), odnosno imaju takva svojstva koja se mogu konvencionalno zamišljao sebe kao rotaciju elektrona oko svoje imaginarne ose: u smeru kazaljke na satu ili suprotno od kazaljke na satu. Ovaj princip se zove Paulijev princip.
Ako postoji jedan elektron u orbitali, onda se naziva nesparen; ako su dva, onda su to upareni elektroni, odnosno elektroni sa suprotnim spinovima.
Slika 5 prikazuje dijagram podjele energetskih nivoa na podnivoe.
S-orbitala, kao što već znate, ima sferni oblik. Elektron atoma vodika (s = 1) nalazi se u ovoj orbitali i nije uparen. Stoga će se njegova elektronska formula ili elektronska konfiguracija napisati na sljedeći način: 1s 1. U elektronskim formulama, broj nivoa energije je označen brojem koji prethodi slovu (1 ...), latinično pismo označavaju podnivo (tip orbitale), a broj koji je napisan u gornjem desnom uglu slova (kao eksponent) pokazuje broj elektrona u podnivou.
Za atom helija He, koji ima dva uparena elektrona u jednoj s-orbitali, ova formula je: 1s 2.
Elektronska ljuska atoma helija je kompletna i vrlo stabilna. Helijum je plemeniti gas.
Na drugom energetskom nivou (n = 2) postoje četiri orbitale: jedna s i tri p. Elektroni s-orbitale drugog nivoa (2s-orbitale) imaju veću energiju, jer su na većoj udaljenosti od jezgra od elektrona 1s-orbitale (n = 2).
Općenito, za svaku vrijednost n postoji jedna s orbitala, ali sa odgovarajućim dovodom energije elektrona na njoj i, prema tome, s odgovarajućim prečnikom, koji raste kako se vrijednost n povećava.
P-Orbitala ima oblik bučice ili trodimenzionalne osmice. Sve tri p-orbitale nalaze se u atomu međusobno okomite duž prostornih koordinata povučenih kroz jezgro atoma. Još jednom treba naglasiti da svaki energetski nivo (elektronski sloj), počevši od n = 2, ima tri p-orbitale. Kako vrijednost n raste, elektroni zauzimaju p-orbitale smještene na velikim udaljenostima od jezgra i usmjerene duž osa x, y, z.
Za elemente drugog perioda (n = 2) prvo se popunjava jedna b-orbitala, a zatim tri p-orbitale. Elektronska formula 1l: 1s 2 2s 1. Elektron je labavije vezan za jezgro atoma, tako da ga atom litija lako može odustati (kao što se sjećate, ovaj proces se naziva oksidacija), pretvarajući se u Li+ ion.
U atomu berilijuma Be 0, četvrti elektron se takođe nalazi na 2s orbitali: 1s 2 2s 2. Dva vanjska elektrona atoma berilija se lako odvajaju - Be 0 se oksidira u Be 2+ kation.
U atomu bora, peti elektron zauzima 2p orbitalu: 1s 2 2s 2 2p 1. Zatim su atomi C, N, O, E ispunjeni 2p orbitalama, što završava plemenitim plinom neonom: 1s 2 2s 2 2p 6.
Za elemente trećeg perioda popunjene su orbitale Sv i Sr. Pet d-orbitala trećeg nivoa ostaje slobodno:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17S11v22822r63r5; 18Ag P^Ër^Zr6.
Ponekad je u dijagramima koji prikazuju distribuciju elektrona u atomima naznačen samo broj elektrona na svakom energetskom nivou, odnosno napisane su skraćene elektronske formule atoma hemijskih elemenata, za razliku od potpunih elektronskih formula datih gore.
Za elemente velikih perioda (četvrti i peti), prva dva elektrona zauzimaju 4. i 5. orbitale, respektivno: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Počevši od trećeg elementa svakog većeg perioda, sljedećih deset elektrona će ući u prethodne 3d i 4d orbitale, respektivno (za elemente bočnih podgrupa): 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. Po pravilu, kada se prethodni d-podnivo popuni, vanjski (4p- i 5p-respektivno) p-podnivo će početi da se popunjava.
Za elemente velikih perioda - šesti i nepotpuni sedmi - elektronski nivoi i podnivoi su ispunjeni elektronima, po pravilu, ovako: prva dva elektrona će ići na spoljašnji b-podnivo: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; sljedeći elektron (za Na i Ac) na prethodni (p-podnivo: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 i 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Tada će sljedećih 14 elektrona ući u treći vanjski energetski nivo u 4f i 5f orbitalama lantanida, odnosno aktinida.
Tada će drugi eksterni energetski nivo (d-podnivo) ponovo početi da se gradi: za elemente bočnih podgrupa: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - i, konačno, tek nakon što se trenutni nivo potpuno napuni sa deset elektrona, vanjski p-podnivo će biti ponovo ispunjen:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Vrlo često se struktura elektronskih omotača atoma prikazuje pomoću energetskih ili kvantnih ćelija - pišu se takozvane grafičke elektronske formule. Za ovu notaciju koristi se sljedeća notacija: svaka kvantna ćelija je označena ćelijom koja odgovara jednoj orbitali; Svaki elektron je označen strelicom koja odgovara smjeru okretanja. Kada pišete grafičku elektronsku formulu, treba zapamtiti dva pravila: Paulijev princip, prema kojem u ćeliji (orbitali) ne može biti više od dva elektrona, ali s antiparalelnim spinovima, i F. Hundovo pravilo, prema kojem elektroni zauzimaju slobodne ćelije (orbitale) i nalaze se u najpre su jedna po jedna i imaju istu spin vrednost, a tek onda se uparuju, ali će spinovi biti suprotno usmereni po Paulijevom principu.
U zaključku, razmotrimo još jednom prikaz elektronskih konfiguracija atoma elemenata prema periodima sistema D. I. Mendeljejeva. Dijagrami elektronske strukture atoma pokazuju distribuciju elektrona po elektronskim slojevima (energetski nivoi). 
U atomu helija, prvi elektronski sloj je kompletan - ima 2 elektrona.
Vodik i helijum su s-elementi; s-orbitala ovih atoma je ispunjena elektronima.
Elementi drugog perioda
Za sve elemente drugog perioda, prvi elektronski sloj je popunjen i elektroni ispunjavaju e- i p-orbitale drugog elektronskog sloja u skladu sa principom najmanje energije (prvo s-, a zatim p) i Paulijevim i Hund pravila (Tabela 2).
U atomu neona, drugi elektronski sloj je kompletan - ima 8 elektrona.
Tabela 2. Struktura elektronskih omotača atoma elemenata drugog perioda
Kraj stola. 2 
Li, Be - b-elementi.
B, C, N, O, F, Ne su p-elementi; ovi atomi imaju p-orbitale ispunjene elektronima.
Elementi trećeg perioda
Za atome elemenata trećeg perioda, prvi i drugi elektronski sloj su kompletirani, pa je ispunjen treći elektronski sloj u kojem elektroni mogu zauzimati 3s, 3p i 3d podnivo (tabela 3).
Tabela 3. Struktura elektronskih omotača atoma elemenata trećeg perioda
Atom magnezija završava svoju 3s elektronsku orbitalu. Na i Mg-s-elementi. 
Atom argona ima 8 elektrona u svom vanjskom sloju (treći elektronski sloj). Kao vanjski sloj, on je kompletan, ali ukupno u trećem elektronskom sloju, kao što već znate, može biti 18 elektrona, što znači da elementi trećeg perioda imaju nepopunjene 3d orbitale.
Svi elementi od Al do Ar su p-elementi. s- i p-elementi čine glavne podgrupe u Periodni sistem.
U atomima kalija i kalcija pojavljuje se četvrti elektronski sloj, a 4s podnivo je ispunjen (tabela 4), jer ima nižu energiju od 3d podnivoa. Da bismo pojednostavili grafičke elektronske formule atoma elemenata četvrtog perioda: 1) označimo konvencionalnu grafičku elektronsku formulu argona na sljedeći način:
Ar;
2) nećemo prikazivati podnivoe koji nisu ispunjeni ovim atomima.
Tabela 4. Struktura elektronskih omotača atoma elemenata četvrtog perioda
K, Ca - s-elementi uključeni u glavne podgrupe. U atomima od Sc do Zn, 3. podnivo je ispunjen elektronima. Ovo su Zy elementi. Uvršteni su u sekundarne podgrupe, njihov krajnji elektronski sloj je ispunjen i klasifikovani su kao prelazni elementi.
Obratite pažnju na strukturu elektronskih ljuski atoma hroma i bakra. U njima dolazi do “kvara” jednog elektrona sa 4. na 3. podnivo, što se objašnjava većom energetskom stabilnošću nastalih elektronskih konfiguracija Zd 5 i Zd 10: 
U atomu cinka treći elektronski sloj je kompletan - u njemu su ispunjeni svi podnivoi 3s, 3p i 3d, sa ukupno 18 elektrona.
U elementima nakon cinka, četvrti elektronski sloj, 4p-podnivo, nastavlja da se puni: Elementi od Ga do Kr su p-elementi. 
Atom kriptona ima vanjski sloj (četvrti) koji je potpun i ima 8 elektrona. Ali ukupno u četvrtom elektronskom sloju, kao što znate, može biti 32 elektrona; atom kriptona još uvijek ima nepopunjene 4d i 4f podnivoe.
Za elemente petog perioda, podnivoi se popunjavaju sljedećim redoslijedom: 5s-> 4d -> 5p. A postoje i izuzeci povezani sa "neuspjehom" elektrona u 41 Nb, 42 MO, itd.
U šestom i sedmom periodu pojavljuju se elementi, odnosno elementi u kojima se popunjavaju 4f- i 5f-podnivo trećeg vanjskog elektronskog sloja.
4f elementi se nazivaju lantanidi.
5f-elementi se nazivaju aktinidi.
Redosled popunjavanja elektronskih podnivoa u atomima elemenata šestog perioda: 55 Ss i 56 Va - 6s elementi;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 Tl- 86 Rn - 6p-elementi. Ali i ovdje postoje elementi u kojima se „narušava“ red punjenja elektronskih orbitala, što je, na primjer, povezano s većom energetskom stabilnošću polu i potpuno ispunjenih f podnivoa, odnosno nf 7 i nf 14 .
U zavisnosti od toga koji je podnivo atoma poslednji ispunjen elektronima, svi elementi, kao što ste već razumeli, dele se u četiri elektronske porodice ili blokove (slika 7).
1) s-elementi; b-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; s-elementi uključuju vodonik, helijum i elemente glavnih podgrupa grupa I i II;
2) p-elementi; p-podnivo vanjskog nivoa atoma je ispunjen elektronima; p elementi obuhvataju elemente glavnih podgrupa grupa III-VIII;
3) d-elementi; d-podnivo pred-spoljnog nivoa atoma je ispunjen elektronima; d-elementi obuhvataju elemente sekundarnih podgrupa grupa I-VIII, odnosno elemente plug-in decenija velikih perioda koji se nalaze između s- i p-elemenata. Oni se također nazivaju prijelaznim elementima;
4) f-elementi, f-podnivo trećeg spoljašnjeg nivoa atoma je ispunjen elektronima; tu spadaju lantanidi i aktinidi.
1. Šta bi se dogodilo da se Paulijev princip ne poštuje?
2. Šta bi se dogodilo da se ne poštuje Hundovo pravilo?
3. Napravite dijagrame elektronske strukture, elektronske formule i grafičke elektronske formule atoma sledećih hemijskih elemenata: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.
4. Napišite elektronsku formulu za element #110 koristeći odgovarajući simbol plemenitog plina.
Sadržaj lekcije beleške sa lekcija podrška okvirnoj prezentaciji lekcija metode ubrzanja interaktivne tehnologije Vježbajte zadaci i vježbe radionice za samotestiranje, obuke, slučajevi, potrage domaća zadaća diskusija pitanja retorička pitanja učenika Ilustracije audio, video i multimedija fotografije, slike, grafike, tabele, dijagrami, humor, anegdote, vicevi, stripovi, parabole, izreke, ukrštene reči, citati Dodaci sažetakačlanci trikovi za radoznale jaslice udžbenici osnovni i dodatni rječnik pojmova ostalo Poboljšanje udžbenika i lekcijaispravljanje grešaka u udžbeniku ažuriranje fragmenta u udžbeniku, elementi inovacije u lekciji, zamjena zastarjelog znanja novim Samo za nastavnike savršene lekcije kalendarski plan za godinu smjernice diskusioni programi Integrisane lekcijeElektronska konfiguracija atoma je formula koja pokazuje raspored elektrona u atomu po nivoima i podnivoima. Nakon proučavanja članka, naučit ćete gdje i kako se elektroni nalaze, upoznati se s kvantnim brojevima i moći ćete konstruirati elektronsku konfiguraciju atoma po njegovom broju; na kraju članka nalazi se tabela elemenata.
Zašto proučavati elektronsku konfiguraciju elemenata?
Atomi su kao konstrukcioni set: postoji određeni broj dijelova, oni se međusobno razlikuju, ali dva dijela istog tipa su apsolutno ista. Ali ovaj konstrukcioni set je mnogo zanimljiviji od plastičnog i evo zašto. Konfiguracija se mijenja ovisno o tome tko je u blizini. Na primjer, kisik pored vodika Možda pretvaraju se u vodu, kada su u blizini natrijuma pretvaraju se u plin, a kada su u blizini željeza potpuno ga pretvaraju u rđu. Da bismo odgovorili na pitanje zašto se to događa i predvidjeli ponašanje atoma pored drugog, potrebno je proučiti elektronsku konfiguraciju, o čemu će biti riječi u nastavku.
Koliko je elektrona u atomu?
Atom se sastoji od jezgra i elektrona koji rotiraju oko njega; jezgro se sastoji od protona i neutrona. U neutralnom stanju, svaki atom ima broj elektrona jednak broju protona u njegovom jezgru. Broj protona je označen atomskim brojem elementa, na primjer, sumpor ima 16 protona - 16. element periodnog sistema. Zlato ima 79 protona - 79. element periodnog sistema. Shodno tome, sumpor ima 16 elektrona u neutralnom stanju, a zlato 79 elektrona.
Gdje tražiti elektron?
Posmatranjem ponašanja elektrona izvedeni su određeni obrasci koji su opisani kvantnim brojevima, ukupno ih ima četiri:
- Glavni kvantni broj
- Orbitalni kvantni broj
- Magnetski kvantni broj
- Spin kvantni broj
Orbital
Dalje, umjesto riječi orbita, koristit ćemo izraz „orbitala“; orbitala je valna funkcija elektrona; otprilike, to je područje u kojem elektron provodi 90% svog vremena.
N - nivo
L - školjka
M l - orbitalni broj
M s - prvi ili drugi elektron u orbitali
Orbitalni kvantni broj l
Kao rezultat proučavanja elektronskog oblaka, otkrili su da, ovisno o energetskom nivou, oblak ima četiri glavna oblika: lopta, bučice i dva druga, složenija oblika. Po redu povećanja energije, ovi oblici se nazivaju s-, p-, d- i f-ljuska. Svaka od ovih školjki može imati 1 (na s), 3 (na p), 5 (na d) i 7 (na f) orbitala. Orbitalni kvantni broj je ljuska u kojoj se nalaze orbitale. Orbitalni kvantni broj za s,p,d i f orbitale uzima vrijednosti 0,1,2 ili 3, respektivno.
Na s-ljusci je jedna orbitala (L=0) - dva elektrona
Na p-ljusci su tri orbitale (L=1) - šest elektrona
Na d-ljusci je pet orbitala (L=2) - deset elektrona
Na f-ljusci je sedam orbitala (L=3) - četrnaest elektrona
Magnetski kvantni broj m l
Na p-ljusci postoje tri orbitale, označene su brojevima od -L do +L, odnosno za p-ljusku (L=1) postoje orbitale "-1", "0" i "1" . Magnetski kvantni broj je označen slovom m l.
Unutar ljuske, lakše je da se elektroni nalaze na različitim orbitalama, tako da prvi elektroni popune po jedan u svakoj orbitali, a zatim se svakoj doda par elektrona.
Uzmite u obzir d-ljusku:
D-ljuska odgovara vrijednosti L=2, odnosno pet orbitala (-2,-1,0,1 i 2), prvih pet elektrona ispunjava ljusku uzimajući vrijednosti M l =-2, M l =-1, M l =0, M l =1, M l =2.
Spin kvantni broj m s
Spin je smjer rotacije elektrona oko svoje ose, postoje dva smjera, tako da spinski kvantni broj ima dvije vrijednosti: +1/2 i -1/2. Jedan energetski podnivo može sadržavati samo dva elektrona sa suprotnim spinovima. Spin kvantni broj je označen kao m s
Glavni kvantni broj n
Glavni kvantni broj je nivo energije na ovog trenutka poznato je sedam energetskih nivoa, a svaki je označen arapskim brojem: 1,2,3,...7. Broj školjki na svakom nivou jednak je broju nivoa: jedna školjka je na prvom nivou, dve na drugom, itd.
Elektronski broj
Dakle, svaki elektron se može opisati sa četiri kvantna broja, kombinacija ovih brojeva je jedinstvena za svaki položaj elektrona, uzmite prvi elektron, najniži energetski nivo je N = 1, na prvom nivou postoji jedna ljuska, prva školjka na bilo kom nivou ima oblik lopte (s -shell), tj. L=0, magnetni kvantni broj može uzeti samo jednu vrijednost, M l =0 i spin će biti jednak +1/2. Ako uzmemo peti elektron (u kojem god atomu da se nalazi), tada će glavni kvantni brojevi za njega biti: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Napisana je u obliku takozvanih elektronskih formula. U elektronskim formulama, slova s, p, d, f označavaju energetske podnivoe elektrona; Brojevi ispred slova označavaju energetski nivo na kojem se nalazi dati elektron, a indeks u gornjem desnom uglu je broj elektrona u datom podnivou. Da biste sastavili elektronsku formulu atoma bilo kojeg elementa, dovoljno je znati broj ovog elementa u periodnom sistemu i slijediti osnovne principe koji upravljaju raspodjelom elektrona u atomu.
Struktura elektronske ljuske atoma također se može prikazati u obliku dijagrama rasporeda elektrona u energetskim ćelijama.
Za atome željeza ova shema ima sljedeći oblik:
Ovaj dijagram jasno pokazuje implementaciju Hundovog pravila. Na 3d podnivou, maksimalni broj ćelija (četiri) je ispunjen nesparenim elektronima. Slika strukture elektronske ljuske u atomu u obliku elektronskih formula i u obliku dijagrama ne odražava jasno valna svojstva elektrona.
Izmjena i dopuna teksta periodičnog zakona DA. Mendeljejev : svojstva jednostavnih tijela, kao i oblici i svojstva spojeva elemenata, u periodičnoj su zavisnosti od veličine atomskih težina elemenata.
Savremena formulacija periodičnog zakona: svojstva elemenata, kao i oblici i svojstva njihovih spojeva, periodično zavise od veličine naboja jezgra njihovih atoma.
Tako se pokazalo da je pozitivni naboj jezgra (a ne atomska masa) točniji argument o kojem zavise svojstva elemenata i njihovih spojeva.
Valence- Ovo je broj hemijskih veza kojima je jedan atom povezan sa drugim.
Valentne mogućnosti atomi su određeni brojem nesparenih elektrona i prisustvom slobodnih atomskih orbitala na vanjskom nivou. Struktura vanjskih energetskih nivoa atoma kemijskih elemenata uglavnom određuje svojstva njihovih atoma. Stoga se ovi nivoi nazivaju valentnim nivoima. Elektroni ovih nivoa, a ponekad i pred-eksternih nivoa, mogu učestvovati u formiranju hemijskih veza. Takvi elektroni se također nazivaju valentnim elektronima.
Stehiometrijska valencija hemijski element - ovo je broj ekvivalenata koje dati atom može sebi prikačiti, ili broj ekvivalenata u atomu.
Ekvivalenti su određeni brojem vezanih ili supstituiranih atoma vodika, tako da je stehiometrijska valencija jednaka broju atoma vodika s kojima je dati atom u interakciji. Ali ne djeluju svi elementi slobodno, ali gotovo svi stupaju u interakciju s kisikom, tako da se stehiometrijska valencija može definirati kao dvostruki broj vezanih atoma kisika.
Na primjer, stehiometrijska valencija sumpora u vodikovom sulfidu H 2 S je 2, u oksidu SO 2 - 4, u oksidu SO 3 -6.
Prilikom određivanja stehiometrijske valencije elementa koristeći formulu binarnog spoja, treba se voditi pravilom: ukupna valencija svih atoma jednog elementa mora biti jednaka ukupnoj valentnosti svih atoma drugog elementa.
Oksidacijsko stanje Također karakterizira sastav tvari i jednaka je stehiometrijskoj valenciji sa znakom plus (za metal ili elektropozitivniji element u molekuli) ili minus.
1. B jednostavne supstance oksidaciono stanje elemenata je nula.
2. Oksidacijsko stanje fluora u svim jedinjenjima je -1. Preostali halogeni (hlor, brom, jod) sa metalima, vodonikom i drugim elektropozitivnijim elementima takođe imaju oksidaciono stanje -1, ali u jedinjenjima sa više elektronegativnih elemenata imaju pozitivne vrijednosti oksidaciona stanja.
3. Kiseonik u jedinjenjima ima oksidaciono stanje od -2; izuzeci su vodonik peroksid H 2 O 2 i njegovi derivati (Na 2 O 2, BaO 2 itd., u kojima kiseonik ima oksidaciono stanje -1, kao i kiseonik fluorid OF 2, kod kojih je oksidaciono stanje kiseonika je +2.
4. Alkalni elementi (Li, Na, K, itd.) i elementi glavne podgrupe druge grupe periodnog sistema (Be, Mg, Ca itd.) uvek imaju oksidaciono stanje jednako broju grupe, tj. je, +1 i +2, respektivno.
5. Svi elementi treće grupe, osim talija, imaju konstantno oksidaciono stanje jednako broju grupe, tj. +3.
6. Najveće oksidaciono stanje elementa jednako je broju grupe periodnog sistema, a najniže je razlika: broj grupe - 8. Na primjer, najviši stepen oksidacija azota (nalazi se u petoj grupi) je +5 (u azotnoj kiselini i njenim solima), a najniža je -3 (kod amonijaka i soli amonijaka).
7. Oksidacijska stanja elemenata u spoju se međusobno poništavaju tako da je njihov zbir za sve atome u molekulskoj ili neutralnoj formuli nula, a za jon to je njegov naboj.
Ova pravila se mogu koristiti za određivanje nepoznatog oksidacijskog stanja nekog elementa u spoju ako su oksidacijska stanja ostalih poznatih i za konstruiranje formula za jedinjenja s više elemenata.
Oksidacijsko stanje (oksidacioni broj) — pomoćna konvencionalna vrijednost za snimanje procesa oksidacije, redukcije i redoks reakcija.
Koncept oksidacijskom stanjučesto se koristi u neorganskoj hemiji umjesto koncepta valence. Oksidacijsko stanje atoma je jednako brojčanoj vrijednosti električni naboj, dodijeljen atomu pod pretpostavkom da su vezani elektronski parovi u potpunosti pristrasni prema više elektronegativnih atoma (to jest, pod pretpostavkom da se spoj sastoji samo od jona).
Oksidacijski broj odgovara broju elektrona koji se moraju dodati pozitivnom ionu da bi se reducirali na neutralni atom, ili oduzeti od negativnog iona da bi se oksidirali u neutralni atom:
Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)
Svojstva elemenata, u zavisnosti od strukture elektronske ljuske atoma, variraju prema periodima i grupama periodnog sistema. Budući da su u nizu analognih elemenata elektronske strukture samo slične, ali ne i identične, onda se pri prelasku s jednog elementa u grupi na drugi za njih ne opaža jednostavno ponavljanje svojstava, već njihova manje-više jasno izražena prirodna promjena. .
Hemijska priroda elementa određena je sposobnošću njegovog atoma da izgubi ili dobije elektrone. Ova sposobnost je kvantificirana vrijednostima energija jonizacije i afiniteta prema elektronima.
Energija jonizacije (E i) je minimalna količina energije potrebna za apstrakciju i potpuno uklanjanje elektrona iz atoma u gasnoj fazi pri T = 0
K bez prijenosa kinetičke energije na oslobođeni elektron sa transformacijom atoma u pozitivno nabijeni ion: E + Ei = E+ + e-. Energija jonizacije je pozitivna veličina i ima najniže vrijednosti za atome alkalnih metala i najveću za atome plemenitih plinova.
Elektronski afinitet (Ee) je energija koja se oslobađa ili apsorbuje kada se atomu doda elektron u gasnoj fazi pri T = 0
K s transformacijom atoma u negativno nabijeni ion bez prijenosa kinetičke energije na česticu:
E + e- = E- + Ee.
Halogeni, posebno fluor, imaju maksimalan afinitet prema elektronu (Ee = -328 kJ/mol).
Vrijednosti Ei i Ee izražene su u kilodžulima po molu (kJ/mol) ili u elektron voltima po atomu (eV).
Sposobnost vezanog atoma da pomiče elektrone hemijskih veza prema sebi, povećavajući gustinu elektrona oko sebe naziva se elektronegativnost.
Ovaj koncept je u nauku uveo L. Pauling. Elektronegativnostoznačen simbolom ÷ i karakterizira tendenciju datog atoma da dodaje elektrone kada formira hemijsku vezu.
Prema R. Malikenu, elektronegativnost atoma procjenjuje se polovinom sume energija jonizacije i afiniteta prema elektronu slobodnih atoma = (Ee + Ei)/2
U periodima postoji opšta tendencija povećanja energije ionizacije i elektronegativnosti sa povećanjem naboja atomskog jezgra; u grupama ove vrijednosti opadaju sa povećanjem atomskog broja elementa.
Treba naglasiti da elementu ne može biti pripisana konstantna vrijednost elektronegativnosti, jer ona ovisi o mnogim faktorima, posebno o valentnom stanju elementa, vrsti spoja u koji je uključen, te broju i vrsti susjednih atoma. .
Atomski i jonski radijusi. Veličine atoma i iona određuju se veličinama elektronske ljuske. Prema kvantnomehaničkim konceptima, elektronska ljuska nema striktno definisane granice. Stoga se radijus slobodnog atoma ili jona može uzeti kao teoretski izračunata udaljenost od jezgra do položaja glavnog maksimuma gustoće vanjskih elektronskih oblaka. Ova udaljenost se naziva orbitalni radijus. U praksi se obično koriste radijusi atoma i jona u spojevima, izračunati na osnovu eksperimentalnih podataka. U ovom slučaju razlikuju se kovalentni i metalni radijusi atoma.
Ovisnost atomskog i ionskog radijusa o naboju jezgra atoma elementa je periodične prirode. U periodima, kako se atomski broj povećava, radijusi imaju tendenciju smanjenja. Najveći pad je tipičan za elemente kratkih perioda, jer je njihov vanjski elektronski nivo ispunjen. U velikim periodima u porodicama d- i f-elemenata, ova promjena je manje oštra, jer se u njima punjenje elektrona događa u pred-vanjskom sloju. U podgrupama se radijusi atoma i jona istog tipa općenito povećavaju.
Periodični sistem elemenata je jasan primjer manifestacije različitih vrsta periodičnosti u svojstvima elemenata, koja se promatra horizontalno (u periodu slijeva na desno), vertikalno (u grupi, na primjer, od vrha do dna ), dijagonalno, tj. neka svojstva atoma se povećavaju ili smanjuju, ali periodičnost ostaje.
U periodu s lijeva na desno (→) povećavaju se oksidacijska i nemetalna svojstva elemenata, a smanjuju redukcijska i metalna svojstva. Dakle, od svih elemenata perioda 3, natrijum će biti najaktivniji metal i najjači redukcioni agens, a hlor će biti najjači oksidant.
Hemijska veza- Ovo je međusobna povezanost atoma u molekuli, odnosno kristalnoj rešetki, kao rezultat djelovanja električnih sila privlačenja između atoma.
Ovo je interakcija svih elektrona i svih jezgara, što dovodi do formiranja stabilnog, poliatomskog sistema (radikal, molekularni jon, molekul, kristal).
Hemijske veze izvode valentni elektroni. Prema modernim konceptima, hemijska veza je elektronske prirode, ali se odvija na različite načine. Dakle, postoje tri glavne vrste hemijskih veza: kovalentni, jonski, metalni.Nastaje između molekula vodikova veza, i desiti se van der Waalsove interakcije.
Glavne karakteristike hemijske veze uključuju:
- dužina veze - Ovo je međunuklearna udaljenost između kemijski vezanih atoma.
Zavisi od prirode atoma u interakciji i višestrukosti veze. Kako se višestrukost povećava, dužina veze se smanjuje i, posljedično, njena snaga se povećava;
- višestrukost veze određena je brojem elektronskih parova koji povezuju dva atoma. Kako se višestrukost povećava, energija vezivanja se povećava;
- spojni ugao- ugao između zamišljenih pravih linija koje prolaze kroz jezgra dva hemijski međusobno povezana susedna atoma;
Energija veze E SV - to je energija koja se oslobađa tokom formiranja date veze i troši na njeno kidanje, kJ/mol.
Kovalentna veza - Hemijska veza nastala dijeljenjem para elektrona između dva atoma.
Objašnjenje hemijske veze pojavom zajedničkih elektronskih parova između atoma činilo je osnovu spinove teorije valencije, čiji je alat metoda valentne veze (MVS) , koji je otkrio Lewis 1916. Za kvantnomehanički opis hemijskih veza i strukture molekula, koristi se još jedna metoda - molekularna orbitalna metoda (MMO) .
Metoda valentne veze
Osnovni principi formiranja hemijskih veza korišćenjem MBC:
1. Hemijsku vezu formiraju valentni (nespareni) elektroni.
2. Elektroni sa antiparalelnim spinovima koji pripadaju dva različita atoma postaju uobičajeni.
3. Hemijska veza nastaje samo ako, kada se dva ili više atoma približe jedan drugom, ukupna energija sistema opada.
4. Glavne sile koje djeluju u molekulu su električnog, kulonovskog porijekla.
5. Što je jača veza, to se više preklapaju elektronski oblaci koji djeluju u interakciji.
Postoje dva mehanizma za formiranje kovalentnih veza:
Mehanizam razmjene. Veza se formira deljenjem valentnih elektrona dva neutralna atoma. Svaki atom daje jedan nespareni elektron zajedničkom elektronskom paru:
Rice. 7. Mehanizam razmjene za formiranje kovalentnih veza: A- nepolarni; b- polarni
Donorsko-akceptorski mehanizam. Jedan atom (donor) daje par elektrona, a drugi atom (akceptor) daje praznu orbitalu za taj par.
veze, obrazovan prema mehanizmu donor-akceptor, pripadaju kompleksna jedinjenja
 |
Rice. 8. Donorsko-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze
Kovalentna veza ima određene karakteristike.
Zasićenost - svojstvo atoma da formiraju strogo određen broj kovalentnih veza. Zbog zasićenosti veza, molekuli imaju određeni sastav.
|
Usmjerenost - t . e. veza se formira u pravcu maksimalnog preklapanja elektronskih oblaka . S obzirom na liniju koja povezuje centre atoma koji formiraju vezu, razlikuju se: σ i π (slika 9): σ-veza - nastala preklapanjem AO duž linije koja povezuje centre atoma u interakciji; π veza je veza koja se javlja u smjeru ose okomite na pravu liniju koja povezuje jezgra atoma. Smjer veze određuje prostornu strukturu molekula, odnosno njihov geometrijski oblik. hibridizacija - to je promjena oblika nekih orbitala pri formiranju kovalentne veze kako bi se postiglo efikasnije orbitalno preklapanje. Hemijska veza nastala uz učešće elektrona hibridnih orbitala je jača od veze sa učešćem elektrona nehibridnih s- i p-orbitala, jer dolazi do više preklapanja. Razlikuju se sljedeće vrste hibridizacije (slika 10, tabela 31): |
sp hibridizacija - jedna s-orbitala i jedna p-orbitala pretvaraju se u dvije identične “hibridne” orbitale, ugao između njihovih osa je 180°. Molekuli u kojima se javlja sp-hibridizacija imaju linearnu geometriju (BeCl 2).sp 2 hibridizacija- jedna s-orbitala i dvije p-orbitale pretvaraju se u tri identične “hibridne” orbitale, ugao između njihovih osa je 120°. Molekuli u kojima se javlja sp 2 hibridizacija imaju ravnu geometriju (BF 3, AlCl 3).
sp 3-hibridizacija- jedna s-orbitala i tri p-orbitale se transformišu u četiri identične “hibridne” orbitale, čiji je ugao između osa 109°28". Molekuli u kojima dolazi do sp 3 hibridizacije imaju tetraedarsku geometriju (CH 4 , NH 3).
Rice. 10. Vrste hibridizacije valentnih orbitala: a - sp-hibridizacija valentnih orbitala; b - sp 2 - hibridizacija valentnih orbitala; V - sp 3-hibridizacija valentnih orbitala
Atom- električki neutralna čestica koja se sastoji od pozitivno nabijenog jezgra i negativno nabijenih elektrona. U središtu atoma nalazi se pozitivno nabijeno jezgro. Zauzima neznatan dio prostora unutar atoma, u njemu je koncentriran sav pozitivan naboj i gotovo cijela masa atoma.
Jezgro se sastoji od elementarnih čestica - protona i neutrona; Elektroni se kreću oko atomskog jezgra u zatvorenim orbitalama.
proton(p)- elementarna čestica s relativnom masom od 1,00728 jedinica atomske mase i nabojem od +1 konvencionalne jedinice. Broj protona u atomskom jezgru jednak je atomskom broju elementa u periodnom sistemu D.I. Mendeljejev.
neutron (n)- elementarna neutralna čestica s relativnom masom od 1,00866 jedinica atomske mase (amu).
Broj neutrona u jezgru N određuje se formulom:
gdje je A maseni broj, Z je nuklearni naboj, jednak broju protoni (redni broj).
Obično se parametri jezgra atoma zapisuju na sljedeći način: naboj jezgra nalazi se dolje lijevo od simbola elementa, a maseni broj na vrhu, na primjer:
Ovaj unos pokazuje da je nuklearni naboj (a samim tim i broj protona) za atom fosfora 15, maseni broj 31, a broj neutrona 31 – 15 = 16. Pošto se mase protona i neutrona jako razlikuju malo jedan od drugog, masa broj je približno jednaka relativnoj atomskoj masi jezgra.
elektron (e –)- elementarna čestica mase 0,00055 a. e.m. i uslovno punjenje –1. Broj elektrona u atomu jednak je naboju jezgra atoma (redni broj elementa u periodnom sistemu D.I. Mendeljejeva).
Elektroni se kreću oko jezgra po strogo određenim orbitalama, formirajući takozvani elektronski oblak.
Područje prostora oko atomskog jezgra gdje je najvjerovatnije (90% ili više) da će se naći elektron određuje oblik elektronskog oblaka.
Elektronski oblak s elektrona je sferičan; S-energetski podnivo može sadržavati najviše dva elektrona.
Elektronski oblak p-elektrona je u obliku bučice; Tri p-orbitale mogu sadržavati najviše šest elektrona.
Orbitale su prikazane kao kvadrat na čijem su vrhu ili dnu ispisane vrijednosti glavnog i sekundarnog kvantnog broja koji opisuju datu orbitalu. Takav snimak se naziva grafička elektronska formula, na primjer:
U ovoj formuli, strelice označavaju elektron, a smjer strelice odgovara smjeru spina - vlastitom magnetskom momentu elektrona. Elektroni sa suprotnim spinovima ↓ nazivaju se upareni.
Elektronske konfiguracije atoma elemenata mogu se predstaviti u obliku elektronskih formula u kojima su naznačeni simboli podnivoa, koeficijent ispred simbola podnivoa pokazuje njegovu pripadnost datom nivou, a stepen simbola je broj elektrona datog podnivoa.
U tabeli 1 prikazana je struktura elektronskih omotača atoma prvih 20 elemenata Periodnog sistema hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev.
Hemijski elementi u atomima čiji je s-podnivo vanjskog nivoa napunjen jednim ili dva elektrona nazivaju se s-elementi. Hemijski elementi u atomima čiji je p-podnivo (od jednog do šest elektrona) popunjen nazivaju se p-elementi.
Broj elektronskih slojeva u atomu hemijskog elementa jednak je broju perioda.
U skladu sa Hundovo pravilo elektroni se nalaze na sličnim orbitalama istog energetskog nivoa na način da je ukupni spin maksimalan. Posljedično, pri popunjavanju energetskog podnivoa, svaki elektron prije svega zauzima zasebnu ćeliju, a tek nakon toga počinje njihovo uparivanje. Na primjer, u atomu dušika svi će p-elektroni biti u odvojenim ćelijama, a u kisiku će početi njihovo uparivanje, koje će u potpunosti završiti u neonu.
Izotopi nazivaju se atomi istog elementa koji u svojim jezgrama sadrže isti broj protona, ali različit broj neutrona.
Izotopi su poznati za sve elemente. Stoga su atomske mase elemenata u periodnom sistemu prosjek masenih brojeva prirodnih mješavina izotopa i razlikuju se od cjelobrojnih vrijednosti. Dakle, atomska masa prirodne mješavine izotopa ne može poslužiti glavna karakteristika atom, a samim tim i element. Ova karakteristika atoma je naboj jezgra, koji određuje broj elektrona u elektronskoj ljusci atoma i njegovu strukturu.
Pogledajmo nekoliko tipičnih zadataka u ovom odjeljku.
Primjer 1. Atom kog elementa ima elektronsku konfiguraciju 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1?
Ovaj element ima jedan 4s elektron na svom vanjskom energetskom nivou. Shodno tome, ovaj hemijski element se nalazi u četvrtom periodu prve grupe glavne podgrupe. Ovaj element je kalijum.
Postoji još jedan način da se dođe do ovog odgovora. Zbrajanjem ukupnog broja svih elektrona dobijamo 19. Ukupan broj elektrona jednak je atomskom broju elementa. Broj 19 u periodnom sistemu je kalijum.
Primjer 2. Hemijski element odgovara najvišem oksidu RO 2. Elektronska konfiguracija vanjskog energetskog nivoa atoma ovog elementa odgovara elektronskoj formuli:
- ns 2 np 4
- ns 2 np 2
- ns 2 np 3
- ns 2 np 6
Koristeći formulu višeg oksida (pogledajte formule viših oksida u periodnom sistemu), utvrđujemo da je ovaj hemijski element u četvrtoj grupi glavne podgrupe. Ovi elementi imaju četiri elektrona na svom vanjskom energetskom nivou - dva s i dva p. Dakle, tačan odgovor je 2.
Zadaci obuke
1. Ukupan broj s-elektrona u atomu kalcija je
1) 20
2) 40
3) 8
4) 6
2. Broj uparenih p-elektrona u atomu dušika je
1) 7
2) 14
3) 3
4) 4
3. Broj nesparenih s-elektrona u atomu dušika jednak je
1) 7
2) 14
3) 3
4) 4
4. Broj elektrona na vanjskom energetskom nivou atoma argona je
1) 18
2) 6
3) 4
4) 8
5. Broj protona, neutrona i elektrona u atomu 9 4 Be jednak je
1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9
6. Distribucija elektrona po elektronskim slojevima 2; 8; 4 - odgovara atomu koji se nalazi u (in)
1) 3. period, IA grupa
2) 2. period, IVA grupa
3) 3. period, IVA grupa
4) 3. period, VA grupa
7. Hemijski element koji se nalazi u 3. periodu VA grupe odgovara dijagramu elektronske strukture atoma
1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2
8. Hemijski element sa elektronskom konfiguracijom 1s 2 2s 2 2p 4 formira isparljivo vodonikovo jedinjenje, čija je formula
1) EN
2) EN 2
3) EN 3
4) EN 4
9. Broj elektronskih slojeva u atomu nekog hemijskog elementa jednak je
1) njegov serijski broj
2) broj grupe
3) broj neutrona u jezgru
4) broj perioda
10. Broj vanjskih elektrona u atomima kemijskih elemenata glavnih podgrupa jednak je
1) serijski broj elementa
2) broj grupe
3) broj neutrona u jezgru
4) broj perioda
11. Dva elektrona nalaze se u vanjskom elektronskom sloju atoma svakog kemijskog elementa u nizu
1) On, Be, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B
12. Hemijski element čija je elektronska formula 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 formira oksid sastava
1) Li 2 O
2) MgO
3) K 2 O
4) Na 2 O
13. Broj elektronskih slojeva i broj p-elektrona u atomu sumpora jednaki su
1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10
14. Elektronska konfiguracija ns 2 np 4 odgovara atomu
1) hlor
2) sumpor
3) magnezijum
4) silicijum
15. Valentni elektroni atoma natrija u osnovnom stanju nalaze se u energetskom podnivou
1) 2s
2) 2p
3) 3s
4) 3p
16. Atomi dušika i fosfora imaju
1) isti broj neutrona
2) isti broj protona
3) ista konfiguracija spoljašnjeg elektronskog sloja
17. Atomi kalcijuma i kalcijuma imaju isti broj valentnih elektrona.
1) kalijum
2) aluminijum
3) berilijum
4) bor
18. Atomi ugljika i fluora imaju
1) isti broj neutrona
2) isti broj protona
3) isti broj elektronskih slojeva
4) isti broj elektrona
19. Atom ugljika u svom osnovnom stanju ima broj nesparenih elektrona
1) 1
3) 3
2) 2
4) 4
20. U atomu kiseonika u osnovnom stanju, broj uparenih elektrona je jednak
