Elektronski pasoš atoma. Kako napisati elektronsku formulu hemijskog elementa u neorganskoj hemiji

    Zadatak sastavljanja elektronske formule hemijskog elementa nije najlakši.

    Dakle, algoritam za sastavljanje elektronskih formula elemenata je sljedeći:

    • Prvo zapisujemo znak hemikalije. elementa, gdje dolje lijevo od znaka označavamo njegov serijski broj.
    • Dalje, brojem perioda (iz kojeg je element) određujemo broj energetskih nivoa i crtamo pored znaka hemijskog elementa toliki broj lukova.
    • Zatim, prema broju grupe, broj elektrona na vanjskom nivou je upisan ispod luka.
    • Na 1. nivou, maksimalno moguće je 2e, na drugom 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 već pričvršćenih elektrona oduzima se od serijskog broja elementa.
    • Ostaje da pretvorimo našu šemu u elektronska formula:

    Evo elektronskih formula nekih hemijski elementi:

    1. Zapisujemo hemijski element i njegov serijski broj.Broj pokazuje broj elektrona u atomu.
    2. Pravimo formulu. Da biste to učinili, morate saznati broj energetskih nivoa, uzima se osnova za određivanje broja perioda elementa.
    3. Razbijamo nivoe na podnivoe.

    U nastavku možete vidjeti primjer kako pravilno sastaviti elektronske formule hemijskih elemenata.

    • Elektronske formule kemijskih elemenata trebate sastaviti 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 na prvom nivou ima najviše 2 elektrona, 8 na drugom i 18 na trećem.

    Ovo su vrhunci. Osim toga, na internetu (uključujući i našu web stranicu) možete pronaći informacije sa gotovom elektronskom formulom za svaki element, tako da možete sami provjeriti.

    Sastavljanje elektronskih formula hemijskih elemenata je veoma težak proces, ne možete bez posebnih tabela, a morate primijeniti čitavu gomilu formula. Da rezimiramo, morate proći kroz ove korake:

    Potrebno je sastaviti orbitalni dijagram u kojem će postojati koncept razlike između elektrona jedan od drugog. Orbitale i elektroni su istaknuti na dijagramu.

    Elektroni su ispunjeni u nivoima, odozdo prema gore i imaju nekoliko podnivoa.

    Dakle, prvo saznajemo ukupan broj elektrona datog atoma.

    Popunjavamo formulu prema određenoj šemi 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.

    Nakon toga, nivoi se razlažu na podnivoe, koji su ispunjeni elektronima, na osnovu principa najmanje energije.

    Ispravnost svog razmišljanja možete provjeriti gledajući, na primjer, ovdje.

    Sastavljanjem elektronske formule kemijskog elementa možete saznati koliko elektrona i elektronskih slojeva ima u određenom atomu, kao i redoslijed kojim su raspoređeni među slojevima.

    Za početak određujemo serijski broj elementa prema periodnoj tablici, on odgovara broju elektrona. Broj elektronskih slojeva označava broj perioda, a broj elektrona u posljednjem sloju atoma odgovara broju grupe.

    • 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 kemijskog elementa pokazuje koliko elektronskih slojeva i koliko elektrona sadrži atom i kako su raspoređeni po slojevima.

    Da biste sastavili elektronsku formulu hemijskog elementa, morate pogledati periodni sistem i koristiti dobijene informacije dati element. Serijski broj elementa u periodnom sistemu odgovara broju elektrona u atomu. Broj elektronskih slojeva odgovara broju perioda, broj elektrona u zadnjem sloju elektrona odgovara broju grupe.

    Mora se imati na umu da prvi sloj ima najviše 2 1s2 elektrona, 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 natrijuma: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (redni broj 11, period broj 3, grupa broj 1).

    Da biste provjerili ispravnost pisanja elektronske formule, možete pogledati stranicu www.alhimikov.net.

    Sastavljanje elektronske formule kemijskih elemenata na prvi pogled može izgledati kao prilično kompliciran zadatak, ali sve će postati jasno ako se pridržavate sljedeće sheme:

    • prvo napiši orbitale
    • ispred orbitala ubacujemo brojeve koji označavaju broj energetskog nivoa. Ne zaboravite formulu za određivanje maksimalnog broja elektrona na energetskom nivou: N=2n2

    I kako saznati broj energetskih nivoa? Pogledajte samo periodni sistem: ovaj broj je jednak broju perioda u kojem se ovaj element nalazi.

    • iznad ikone orbite upisujemo broj koji označava broj elektrona koji se nalaze u ovoj orbitali.

    Na primjer, elektronska formula za skandij bi izgledala ovako.

>> hemija: Elektronske konfiguracije atoma hemijskih elemenata

Švicarski 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 s engleskog kao “vreteno”), odnosno imaju svojstva koja se mogu uslovno se predstavljao kao rotacija elektrona oko njegove 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 je, kao što već znate, sferna. Elektron atoma vodika (s = 1) nalazi se na 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 ispred slova (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 helijuma, He, koji ima dva uparena elektrona na istoj s-orbitali, ova formula je: 1s 2 .

Elektronska ljuska atoma helija je kompletna i vrlo stabilna. Helijum je plemeniti gas.

Drugi energetski nivo (n = 2) ima četiri orbitale: jednu s i tri p. S-orbitalni elektroni drugog nivoa (2s-orbitale) imaju veću energiju, jer su na većoj udaljenosti od jezgra od 1s-orbitalnih elektrona (n=2).

Općenito, za svaku vrijednost n postoji jedna s-orbitala, ali sa odgovarajućom količinom energije elektrona u njoj i, prema tome, s odgovarajućim prečnikom, koji raste kako vrijednost n raste.

p-Orbital ima oblik bučice ili zapremine osmice. Sve tri p-orbitale nalaze se u atomu međusobno okomito duž prostornih koordinata povučenih kroz jezgro atoma. Treba još jednom 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 i z.

Za elemente drugog perioda (n = 2) prvo se popunjava jedna β-orbitala, a zatim tri p-orbitale. Elektronska formula 1l: 1s 2 2s 1. Elektron je slabije vezan za jezgro atoma, pa ga atom litija lako može odati (kao što se očito 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.

Kod atoma bora, peti elektron zauzima 2p orbitalu: 1s 2 2s 2 2p 1. Nadalje, atomi C, N, O, E ispunjeni su 2p orbitalama, što završava plemenitim plinom neonom: 1s 2 2s 2 2p 6.

Za elemente trećeg perioda, Sv- i Sp-orbitale su popunjene, respektivno. Pet d-orbitala trećeg nivoa ostaje slobodno:

11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17C11v22822r63r5; 18Ar P^Yor^3p6.

Ponekad je u dijagramima koji prikazuju distribuciju elektrona u atomima naznačen samo broj elektrona na svakom energetskom nivou, odnosno zapisuju 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 velikog perioda, sljedećih deset elektrona će ići na prethodne 3d i 4d orbitale, respektivno (za elemente sekundarnih podgrupa): 23 V 2, 8 , 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Po pravilu, kada se prethodni d-podnivo popuni, spoljašnji (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, na sledeći način: prva dva elektrona će ići na spoljašnji β-podnivo: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87Gr 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 otići na treći energetski nivo izvana u 4f i 5f orbitalama, za lantanide i aktinide.

Tada će drugi vanjski energetski nivo (d-podnivo) ponovo početi da se gradi: za elemente sekundarnih podgrupa: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - i, konačno, tek nakon potpunog punjenja trenutnog nivoa 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 - one zapisuju takozvane grafičke elektronske formule. Za ovaj zapis koristi se sljedeća notacija: svaka kvantna ćelija je označena ćelijom koja odgovara jednoj orbitali; svaki elektron je označen strelicom koja odgovara smjeru spina. Prilikom pisanja grafičke elektronske formule treba imati na umu dva pravila: Paulijev princip, prema kojem u ćeliji ne može biti više od dva elektrona (orbitale, ali sa antiparalelnim spinovima) i F. Hundovo pravilo, prema kojem elektroni zauzimaju slobodne ćelije (orbitale), nalaze se u njima su prve jedna po jedna i istovremeno imaju istu vrijednost spina, a tek onda se uparuju, ali će spinovi u ovom slučaju, prema Paulijevom principu, već biti suprotno usmerena.

U zaključku, razmotrimo još jednom mapiranje elektronskih konfiguracija atoma elemenata kroz periode sistema D. I. Mendeljejeva. Šeme elektronske strukture atoma pokazuju distribuciju elektrona po elektronskim slojevima (energetski nivoi).

U atomu helija, prvi elektronski sloj je završen - ima 2 elektrona.

Vodik i helijum su s-elementi; ovi atomi imaju s-orbitalu ispunjenu 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 pravilima Paulija i Hunda (tabela 2).

U atomu neona, drugi elektronski sloj je završen - ima 8 elektrona.

Tabela 2 Struktura elektronskih omotača atoma elemenata drugog perioda

Kraj stola. 2

Li, Be - u elementima.

B, C, N, O, F, Ne - p-elementi, ovi atomi su ispunjeni elektronima p-orbitalama.

Elementi trećeg perioda

Za atome elemenata trećeg perioda, prvi i drugi elektronski sloj su završeni, pa je ispunjen treći elektronski sloj u kojem elektroni mogu zauzimati 3s, 3p i 3d podnivo (tablica 3).

Tabela 3 Struktura elektronskih omotača atoma elemenata trećeg perioda

3s-elektronska orbitala je završena na atomu magnezija. Na i Mg-s elementi.

Postoji 8 elektrona u vanjskom sloju (treći elektronski sloj) u atomu argona. 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 Ag su p-elementi. s- i p-elementi čine glavne podgrupe u Periodični sistem.

Kod atoma kalija i kalcija pojavljuje se četvrti elektronski sloj, a 4s podnivo je ispunjen (tabela 4), jer ima nižu energiju od 3d podnivoa. Da pojednostavimo grafičke elektronske formule atoma elemenata četvrtog perioda: 1) označimo uslovno grafičku elektronsku formulu argona na sledeći način:
Ar;

2) nećemo prikazivati ​​podnivoe koji nisu ispunjeni za ove atome.

Tabela 4 Struktura elektronskih omotača atoma elemenata četvrtog perioda


K, Ca - s-elementi uključeni u glavne podgrupe. Za atome od Sc do Zn, 3d podnivo je ispunjen elektronima. Ovo su 3d elementi. Uvršteni su u sekundarne podgrupe, njihov pred-eksterni elektronski sloj je ispunjen, nazivaju se prijelaznim elementima.

Obratite pažnju na strukturu elektronskih ljuski atoma hroma i bakra. Kod njih dolazi do "otpada" jednog elektrona sa 4n- na 3d podnivo, što se objašnjava većom energetskom stabilnošću nastalih elektronskih konfiguracija 3d 5 i 3d 10:

U atomu cinka treći elektronski sloj je završen - u njemu su ispunjeni svi 3s, 3p i 3d podnivoi, na njima je ukupno 18 elektrona.

U elementima nakon cinka, četvrti elektronski sloj nastavlja da se puni, 4p podnivo: Elementi od Ga do Kr su p-elementi.

Vanjski sloj (četvrti) atoma kriptona je kompletan i ima 8 elektrona. Ali samo u četvrtom elektronskom sloju, kao što znate, može biti 32 elektrona; 4d i 4f podnivoi atoma kriptona i dalje ostaju nepopunjeni.

Elementi petog perioda popunjavaju podnivoe sledećim redosledom: 5s-> 4d -> 5p. A postoje i izuzeci povezani sa "kvarom" 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 je „narušen“ redoslijed 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; β-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 III-VIII grupa;

3) d-elementi; d-podnivo predspoljnog nivoa atoma je ispunjen elektronima; d-elementi obuhvataju elemente sekundarnih podgrupa grupa I-VIII, odnosno elemente interkaliranih 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 Hundovo pravilo ne poštuje?

3. Napravite dijagrame elektronske strukture, elektronske formule i grafičke elektronske formule atoma sledećih hemijskih elemenata: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. Napišite elektronsku formulu za element #110 koristeći simbol za odgovarajući plemeniti plin.

Sadržaj lekcije sažetak lekcije podrška okvir prezentacije lekcije akcelerativne metode interaktivne tehnologije Vježbajte zadaci i vježbe samoispitivanje radionice, treninzi, slučajevi, potrage domaća zadaća diskusija pitanja retorička pitanja učenika Ilustracije audio, video i multimedija fotografije, slike grafike, tabele, šeme humor, anegdote, vicevi, strip parabole, izreke, ukrštene reči, citati Dodaci sažetakačlanci čipovi za radoznale cheat sheets udžbenici osnovni i dodatni glosar pojmova ostalo Poboljšanje udžbenika i lekcijaispravljanje grešaka u udžbeniku ažuriranje fragmenta u udžbeniku elementi inovacije u lekciji zamjenom zastarjelih znanja novim Samo za nastavnike savršene lekcije kalendarski plan za godinu smjernice diskusioni programi Integrisane lekcije

Elektronska konfiguracija atoma je formula koja pokazuje raspored elektrona u atomu po nivoima i podnivoima. Nakon proučavanja članka, saznat ćete gdje i kako se elektroni nalaze, upoznati se s kvantnim brojevima i moći ćete izgraditi elektronsku konfiguraciju atoma po njegovom broju, na kraju članka nalazi se tabela elemenata.

Zašto proučavati elektronsku konfiguraciju elemenata?

Atomi su poput konstruktora: postoji određeni broj dijelova, oni se međusobno razlikuju, ali dva dijela istog tipa su potpuno ista. Ali ovaj konstruktor je mnogo zanimljiviji od plastičnog, a evo i zašto. Konfiguracija se mijenja ovisno o tome tko je u blizini. Na primjer, kisik pored vodika možda pretvaraju se u vodu, pored natrijuma u gas, a biti pored gvožđa potpuno ga pretvara u rđu. Da bismo odgovorili na pitanje zašto se to dešava i da bismo 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 se okreću oko njega, a jezgro se sastoji od protona i neutrona. U neutralnom stanju, svaki atom ima isti broj elektrona kao i broj protona u njegovom jezgru. Broj protona je označen serijskim brojem elementa, na primjer, sumpor ima 16 protona - 16. element periodnog sistema. Zlato ima 79 protona - 79. element periodnog sistema. Prema tome, u sumporu u neutralnom stanju ima 16 elektrona, a u zlatu 79 elektrona.

Gdje tražiti elektron?

Promatrajući ponašanje elektrona, izvedeni su određeni obrasci, oni su opisani kvantnim brojevima, ukupno ih je 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 - ovo je područje u kojem elektron provodi 90% 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, ustanovljeno je da u zavisnosti od nivoa energije, oblak ima četiri glavna oblika: lopta, bučice i druga dva, složenija. 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 na kojoj se nalaze orbitale. Orbitalni kvantni broj za s, p, d i f orbitale, redom, uzima vrijednosti 0,1,2 ili 3.

Na s-ljusci 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 je lakše da se elektroni nalaze na različitim orbitalama, tako da prvi elektroni popune po jedan za svaku orbitalu, a zatim se svakoj doda njihov par.

Razmislite o d-ljusci:
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. Samo dva elektrona sa suprotnim spinovima mogu biti na istom energetskom podnivou. Spin kvantni broj je označen kao m s

Glavni kvantni broj n

Glavni kvantni broj je nivo energije na kojem ovog trenutka poznato je sedam energetskih nivoa, svaki je označen arapskim brojem: 1,2,3, ... 7. Broj školjki na svakom nivou jednak je broju nivoa: jedna ljuska je na prvom nivou, dve na drugom i tako dalje.

Elektronski broj


Dakle, svaki elektron se može opisati sa četiri kvantna broja, kombinacija ovih brojeva je jedinstvena za svaki položaj elektrona, uzmimo prvi elektron, najniži energetski nivo je N=1, jedna ljuska se nalazi na prvom nivou, 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 ovom podnivou. Da biste sastavili elektronsku formulu atoma bilo kojeg elementa, dovoljno je znati broj ovog elementa u periodnom sistemu i ispuniti osnovne odredbe koje reguliraju raspodjelu elektrona u atomu.

Struktura elektronske ljuske atoma također se može prikazati u obliku rasporeda elektrona u energetskim ćelijama.

Za atome željeza, takva 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 atomske težine elemenata.

Savremena formulacija periodičnog zakona: svojstva elemenata, kao i oblici i svojstva njihovih spojeva, u periodičnoj su zavisnosti od 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- je broj hemijskih veza za koje je jedan atom vezan za drugi.
Valentne mogućnosti atomi su određeni brojem nesparenih elektrona i prisustvom slobodnih atomskih orbitala na vanjskom nivou. Struktura vanjskih energetskih nivoa atoma kemijskih elemenata određuje uglavnom 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 - je broj ekvivalenata koje dati atom može sebi prikačiti ili je broj ekvivalenata u atomu.

Ekvivalenti su određeni brojem vezanih ili supstituiranih atoma vodika, stoga je stehiometrijska valencija jednaka broju atoma vodika s kojima ovaj atom komunicira. Ali ne djeluju svi elementi slobodno, ali gotovo sve stupa 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 prema formuli binarnog spoja, treba se voditi pravilom: ukupna valencija svih atoma jednog elementa mora biti jednaka ukupnoj valentnosti svih atoma drugog elementa.

Oksidacijsko stanje takođe karakterizira sastav tvari i jednaka je stehiometrijskoj valenciji sa znakom plus (za metal ili elektropozitivniji element u molekuli) ili minus.

1. In jednostavne supstance oksidacijsko 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 stepena oksidacije.

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 međusobno se kompenzuju tako da je njihov zbir za sve atome u molekulu ili neutralnoj formuli nula, a za jon - njegov naboj.

Ova pravila se mogu koristiti za određivanje nepoznatog oksidacijskog stanja elementa u spoju, ako su oksidacijska stanja ostatka poznata, i za formuliranje višeelementnih spojeva.

Stepen oksidacije (oksidacioni broj,) — pomoćna uslovna 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 vezni elektronski parovi potpuno pristrasni prema više elektronegativnih atoma (to jest, na osnovu pretpostavke da se spoj sastoji samo od jona).

Oksidacijsko stanje odgovara broju elektrona koji se moraju dodati pozitivnom ionu da bi se reducirali u neutralni atom, ili uzeti od negativnog jona 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, menjaju se prema periodima i grupama periodnog sistema. Budući da su elektronske strukture u nizu analognih elemenata samo slične, ali ne i identične, onda se pri prelasku s jednog elementa iz grupe na drugi kod njih ne uočava jednostavno ponavljanje svojstava, već njihova manje-više jasno izražena redovita promjena.

Hemijska priroda elementa određena je sposobnošću njegovog atoma da izgubi ili dobije elektrone. Ova sposobnost je kvantificirana vrijednostima energije jonizacije i afiniteta elektrona.

Energija jonizacije (Ei) je minimalna količina energije potrebna za odvajanje 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 ionizacije je pozitivna vrijednost i ima najniže vrijednosti za atome alkalnih metala i najveću za atome plemenitih (inertnih) plinova.

Elektronski afinitet (Ee) je energija koja se oslobađa ili apsorbuje kada je elektron vezan za atom 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 pomakne elektrone hemijskih veza prema sebi, povećavajući gustinu elektrona oko sebe naziva se elektronegativnost.

Ovaj koncept je u nauku uveo L. Pauling. Elektronegativnostoznačava se simbolom ÷ i karakteriše tendenciju datog atoma da veže elektrone kada formira hemijsku vezu.

Prema R. Malikenu, elektronegativnost atoma procjenjuje se polovinom zbira energije jonizacije i afiniteta slobodnih atoma prema elektronu h = (Ee + Ei)/2

U periodima postoji opća tendencija povećanja energije ionizacije i elektronegativnosti s povećanjem naboja atomskog jezgra; u grupama ove vrijednosti opadaju s povećanjem rednog 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 ulazi, broju i vrsti susjednih atoma. .

Atomski i jonski radijusi. Dimenzije atoma i jona određene su dimenzijama elektronske ljuske. Prema kvantnomehaničkim konceptima, elektronska ljuska nema striktno definisane granice. Stoga, za radijus slobodnog atoma ili jona možemo uzeti teoretski izračunata udaljenost od jezgra do položaja glavne maksimalne gustine vanjskih elektronskih oblaka. Ova udaljenost se naziva orbitalni radijus. U praksi se obično koriste vrijednosti radijusa atoma i iona u spojevima, izračunate iz eksperimentalnih podataka. U ovom slučaju razlikuju se kovalentni i metalni radijusi atoma.

Ovisnost atomskog i ionskog radijusa o naboju jezgra atoma elementa je periodična. U periodima, kako se atomski broj povećava, radijusi imaju tendenciju smanjenja. Najveći pad je tipičan za elemente malih perioda, jer je u njima ispunjen vanjski elektronski nivo. U velikim periodima u porodicama d- i f-elemenata ova promjena je manje oštra, jer se punjenje elektrona u njima događa u predspoljnom 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 je periodičnost očuvana.

U periodu s lijeva na desno (→) povećavaju se oksidacijska i nemetalna svojstva elemenata, dok se redukujuća i metalna svojstva smanjuju. 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, koja dovodi do formiranja stabilnog, poliatomskog sistema (radikal, molekularni jon, molekul, kristal).

Hemijsko povezivanje se vrši pomoću valentnih elektrona. Prema modernim konceptima, hemijska veza ima elektronsku prirodu, ali se provodi na različite načine. Dakle, postoje tri glavne vrste hemijskih veza: kovalentni, jonski, metalni Između molekula nastaje vodikova veza, i desiti se van der Waalsove interakcije.

Glavne karakteristike hemijske veze su:

- dužina veze - je međunuklearna udaljenost između kemijski vezanih atoma.

Zavisi od prirode atoma u interakciji i od višestrukosti veze. S povećanjem višestrukosti, dužina veze se smanjuje, a samim tim i 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 vezivanja E CB - to je energija koja se oslobađa tokom formiranja ove veze i troši se na njeno razbijanje, kJ / mol.

kovalentna veza - Hemijska veza nastala dijeljenjem para elektrona sa 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 hemijske veze i strukture molekula, koristi se još jedan metod - molekularna orbitalna metoda (MMO) .

Metoda valentne veze

Osnovni principi formiranja hemijske veze prema MVS:

1. Hemijska veza nastaje zbog valentnih (nesparenih) elektrona.

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 kovalentne veze:

mehanizam razmene. Veza se formira deljenjem valentnih elektrona dva neutralna atoma. Svaki atom daje jedan nespareni elektron zajedničkom elektronskom paru:

Rice. 7. Mehanizam razmjene za formiranje kovalentne veze: a- nepolarni; b- polarni

Donorsko-akceptorski mehanizam. Jedan atom (donor) daje par elektrona, a drugi atom (akceptor) daje praznu orbitalu za ovaj 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.

Orijentacija - t . e. veza se formira u pravcu maksimalnog preklapanja elektronskih oblaka . S obzirom na liniju koja povezuje centre atoma koji formiraju vezu, postoje: 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. Orijentacija veze određuje prostornu strukturu molekula, odnosno njihov geometrijski oblik.

hibridizacija - to je promjena oblika nekih orbitala u formiranju kovalentne veze kako bi se postiglo efikasnije preklapanje orbitala. Hemijska veza nastala uz učešće elektrona hibridnih orbitala je jača od veze sa učešćem elektrona nehibridnih s- i p-orbitala, jer ima više preklapanja. Postoje sledeće vrste hibridizacije (slika 10, tabela 31): sp hibridizacija - jedna s-orbitala i jedna p-orbitala pretvaraju se u dvije identične "hibridne" orbitale, čiji je ugao između osa 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 čiji je ugao između osa 120°. Molekuli u kojima se vrši sp 2 hibridizacija imaju ravnu geometriju (BF 3 , AlCl 3).

sp 3-hibridizacija- jedna s-orbitala i tri p-orbitale se pretvaraju u četiri identične "hibridne" orbitale, čiji je ugao između osa 109°28". Molekuli u kojima dolazi do sp 3 hibridizacije imaju tetraedačku geometriju (CH 4 , NH3).

Rice. 10. Vrste hibridizacije valentnih orbitala: a - sp-hibridizacija valentnih orbitala; b - sp2- hibridizacija valentnih orbitala; in - 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, sadrži cijeli pozitivni naboj i gotovo cijelu masu atoma.

Jezgro se sastoji od elementarnih čestica - protona i neutrona; Elektroni se kreću oko atomskog jezgra u zatvorenim orbitalama.

proton (r)- elementarna čestica s relativnom masom od 1,00728 jedinica atomske mase i nabojem od +1 konvencionalne jedinice. Broj protona u atomskom jezgru jednak je serijskom broju elementa u Periodnom sistemu D.I. Mendeljejev.

neutron (n)- elementarna neutralna čestica s relativnom masom od 1,00866 jedinica atomske mase (a.m.u.).

Broj neutrona u jezgru N određuje se formulom:

gdje je A maseni broj, Z je naboj jezgra, jednak broju protona (serijski broj).

Obično se parametri jezgra atoma zapisuju na sljedeći način: naboj jezgra se nalazi dolje lijevo od simbola elementa, a maseni broj se nalazi na vrhu, na primjer:

Ovaj zapis pokazuje da je nuklearni naboj (dakle broj protona) za atom fosfora 15, maseni broj 31, a broj neutrona 31 - 15 = 16. Budući da se mase protona i neutrona vrlo malo razlikuju 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 atomskog jezgra (redni broj elementa u Periodnom sistemu D.I. Mendeljejeva).

Elektroni se kreću oko jezgra po strogo određenim orbitama, formirajući takozvani elektronski oblak.

Područje prostora oko atomskog jezgra, gdje je elektron najvjerovatnije (90% ili više) određuje oblik elektronskog oblaka.

Elektronski oblak s-elektrona ima sferni oblik; s-energetski podnivo može imati najviše dva elektrona.

Elektronski oblak p-elektrona je u obliku bučice; Tri p-orbitale mogu zadržati najviše šest elektrona.

Orbitale su prikazane kao kvadrat, iznad ili ispod kojeg upisuju vrijednosti glavnog i sekundarnog kvantnog broja koji opisuju ovu orbitalu. Takav zapis naziva se grafička elektronska formula, na primjer:

U ovoj formuli, strelice označavaju elektron, a smjer strelice odgovara smjeru okretanja - intrinzičnom magnetskom momentu elektrona. Elektroni sa suprotnim spinovima ↓ nazivaju se upareni.

Elektronske konfiguracije atoma elemenata mogu se predstaviti kao elektronske formule, u kojima su naznačeni simboli podnivoa, koeficijent ispred simbola podnivoa pokazuje njegovu pripadnost ovom nivou, a stepen simbola broj elektrona ovog podnivoa.

U tabeli 1 prikazana je struktura elektronskih omotača atoma prvih 20 elemenata Periodnog sistema hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev.

Hemijski elementi u čijim atomima je s-podnivo vanjskog nivoa napunjen jednim ili dva elektrona nazivaju se s-elementi. Hemijski elementi u čijim atomima je ispunjen p-podnivo (od jednog do šest elektrona) nazivaju se p-elementi.

Broj elektronskih slojeva u atomu nekog hemijskog elementa jednak je broju perioda.

U skladu sa Hundovo pravilo elektroni se nalaze u orbitalama istog tipa na istom energetskom nivou 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, za atom dušika svi će p-elektroni biti u odvojenim ćelijama, a za kisik će početi njihovo uparivanje, koje će u potpunosti završiti u neonu.

izotopi nazivaju 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 prosječne vrijednosti masenih brojeva prirodnih mješavina izotopa i razlikuju se od cjelobrojnih vrijednosti. Dakle, atomska masa prirodne mješavine izotopa ne može poslužiti kao glavna karakteristika atom, a samim tim i element. Takva karakteristika atoma je nuklearni naboj, koji određuje broj elektrona u elektronskoj ljusci atoma i njegovu strukturu.

Pogledajmo nekoliko tipičnih zadataka u ovom odjeljku.

Primjer 1 Koji atom 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. Dakle, ovaj hemijski element se nalazi u četvrtom periodu prve grupe glavne podgrupe. Ovaj element je kalijum.

Do ovog odgovora se može doći i na drugačiji način. Zbrajanjem ukupnog broja svih elektrona dobijamo 19. Ukupan broj elektrona jednak je atomskom broju elementa. Kalijum je broj 19 u periodnom sistemu.

Primjer 2 Najviši oksid RO 2 odgovara hemijskom elementu. Elektronska konfiguracija vanjskog energetskog nivoa atoma ovog elementa odgovara elektronskoj formuli:

  1. ns 2 np 4
  2. ns 2 np 2
  3. ns 2 np 3
  4. ns 2 np 6

Prema formuli najvišeg oksida (pogledajte formule najviših 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 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 je

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. Raspodjela elektrona preko elektronskih slojeva 2; osam; 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 shemi elektronske strukture atoma

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. Hemijski element elektronske konfiguracije 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 hemijskog elementa 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 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 od kemijskih elemenata 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) K2O
4) Na 2 O

13. Broj elektronskih slojeva i broj p-elektrona u atomu sumpora je

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 su na 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 vanjskog elektronskog sloja

17. Atomi 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. Na atomu ugljika u osnovnom stanju, broj nesparenih elektrona je

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. U atomu kiseonika u osnovnom stanju, broj uparenih elektrona je

Slični postovi