Elektronička putovnica atoma. Kako napisati elektroničku formulu kemijskog elementa u anorganskoj kemiji
- Najprije zapišemo znak kem. elementa, gdje ispod lijevo od znaka označavamo njegov redni broj.
- Dalje, brojem perioda (iz kojeg je element) određujemo broj energetskih razina i crtamo uz znak kemijskog elementa toliki broj lukova.
- Zatim se prema broju grupe ispod luka upisuje broj elektrona u vanjskoj razini.
- Na 1. razini, maksimalno moguće je 2e, na drugom je već 8, na trećem - čak 18. Počinjemo stavljati brojeve ispod odgovarajućih lukova.
- Broj elektrona na pretposljednjoj razini mora se izračunati na sljedeći način: broj već pričvršćenih elektrona oduzima se od rednog broja elementa.
- Ostaje pretvoriti našu shemu u elektronska formula:
- Zapisujemo kemijski element i njegov redni broj.Broj pokazuje broj elektrona u atomu.
- Izrađujemo formulu. Da biste to učinili, morate saznati broj energetskih razina, uzima se osnova za određivanje broja razdoblja elementa.
- Razine dijelimo na podrazine.
Ispod možete vidjeti primjer kako pravilno sastaviti elektronske formule kemijskih elemenata.
- prvo popunjavamo s-podrazinu, a zatim p-, d-b f-podrazinu;
- prema pravilu Klečkovskog, elektroni ispunjavaju orbitale redoslijedom povećanja energije tih orbitala;
- prema Hundovom pravilu, elektroni unutar jedne podrazine zauzimaju jedan po jedan slobodne orbitale, 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 te kako su raspoređeni po slojevima.
Da biste sastavili elektroničku formulu kemijskog elementa, morate pogledati periodni sustav i koristiti dobivene informacije dati element. Redni broj elementa u periodnom sustavu odgovara broju elektrona u atomu. Broj slojeva elektrona odgovara broju perioda, broj elektrona u posljednjem sloju elektrona odgovara broju grupe.
Mora se imati na umu da prvi sloj ima najviše 2 1s2 elektrona, drugi - najviše 8 (dva s i šest p: 2s2 2p6), treći - najviše 18 (dva s, šest p i deset d: 3s2 3p6 3d10).
Na primjer, elektronska formula ugljika: C 1s2 2s2 2p2 (redni broj 6, broj razdoblja 2, broj skupine 4).
Elektronska formula natrija: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (redni broj 11, broj razdoblja 3, broj skupine 1).
Da biste provjerili ispravnost pisanja elektroničke formule, možete pogledati na stranici 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
- upisujemo brojeve ispred orbitala koji označavaju broj energetske razine. Ne zaboravite formulu za određivanje maksimalnog broja elektrona na energetskoj razini: N=2n2
A kako saznati broj energetskih razina? Samo pogledajte periodni sustav: ovaj broj je jednak broju razdoblja u kojem se nalazi ovaj element.
- iznad ikone orbitale upišemo broj koji označava broj elektrona koji se nalaze u ovoj orbitali.
Na primjer, elektronička formula za skandij izgledala bi ovako.
Zadatak sastavljanja elektroničke formule kemijskog elementa nije najlakši.
Dakle, algoritam za sastavljanje elektroničkih formula elemenata je sljedeći:
Evo elektronskih formula nekih kemijski elementi:
Elektroničke formule kemijskih elemenata trebate sastaviti na ovaj način: morate pogledati broj elementa u periodnom sustavu i tako saznati koliko ima elektrona. Zatim morate saznati broj razina, koji je jednak razdoblju. Zatim se ispisuju i popunjavaju podrazine:
Prije svega, morate odrediti broj atoma prema periodnom sustavu.
Da biste sastavili elektroničku formulu, trebat će vam periodni sustav Mendelejeva. Pronađite svoj kemijski element tamo i pogledajte period - bit će jednak broju energetskih razina. Broj grupe će numerički odgovarati broju elektrona u posljednjoj razini. Broj elementa bit će kvantitativno jednak broju njegovih elektrona.Također jasno morate znati da na prvoj razini ima najviše 2 elektrona, na drugoj 8, a na trećoj 18.
Ovo su vrhunci. Osim toga, na internetu (uključujući i našu web stranicu) možete pronaći informacije s gotovom elektroničkom formulom za svaki element, tako da možete sami provjeriti.
Sastavljanje elektroničkih formula kemijskih elemenata vrlo je težak proces, ne možete bez posebnih tablica, a morate primijeniti čitavu hrpu formula. Ukratko, 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 označeni na dijagramu.
Elektroni su popunjeni u razinama, odozdo prema gore i imaju nekoliko podrazina.
Dakle, prvo saznajemo ukupan broj elektrona danog atoma.
Ispunjavamo formulu prema određenoj shemi i zapisujemo je - to će biti elektronička formula.
Na primjer, za dušik ova formula izgleda ovako, prvo se bavimo elektronima:
I zapišite formulu:
Razumjeti princip sastavljanja elektronske formule kemijskog elementa, prvo morate odrediti ukupan broj elektrona u atomu brojem u periodnom sustavu. Nakon toga morate odrediti broj energetskih razina, uzimajući kao osnovu broj razdoblja u kojem se element nalazi.
Nakon toga, razine se raščlanjuju na podrazine, koje se pune elektronima, na temelju načela najmanje energije.
Ispravnost svog razmišljanja možete provjeriti tako da pogledate, na primjer, ovdje.
Sastavljanjem elektroničke 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 periodnom sustavu, on odgovara broju elektrona. Broj slojeva elektrona označava broj perioda, a broj elektrona u posljednjem sloju atoma odgovara broju grupe.
>> Kemija: Elektroničke konfiguracije atomi kemijskih elemenata
Švicarski fizičar W. Pauli 1925. godine ustanovio je da u atomu na jednoj orbitali ne mogu biti više od dva elektrona koji imaju suprotne (antiparalelne) spinove (u prijevodu s engleskog "vreteno"), odnosno imaju svojstva koja se mogu uvjetno se predstavljala kao rotacija elektrona oko svoje zamišljene osi: u smjeru kazaljke na satu ili suprotno od njega. Ovaj princip se naziva Paulijev princip.
Ako postoji jedan elektron u orbitali, onda se on naziva nespareni, ako su dva, onda su to spareni elektroni, odnosno elektroni sa suprotnim spinovima.
Na slici 5 prikazan je dijagram podjele energetskih razina na podrazine.
S-orbitala je, kao što već znate, sferična. Elektron atoma vodika (s = 1) nalazi se na ovoj orbitali i nesparen je. Stoga će njegova elektronička formula ili elektronička konfiguracija biti zapisana na sljedeći način: 1s 1. U elektroničkim formulama broj razine energije označen je brojem ispred slova (1 ...), latinično pismo označavaju podrazinu (vrstu orbitale), a broj, koji je upisan gore desno od slova (kao eksponent), pokazuje broj elektrona u podrazini.
Za atom helija, He, koji ima dva uparena elektrona u istoj s-orbitali, ova formula je: 1s 2 .
Elektronski omotač atoma helija je potpun i vrlo stabilan. Helij je plemeniti plin.
Druga energetska razina (n = 2) ima četiri orbitale: jednu s i tri p. Elektroni druge razine s-orbitale (2s-orbitale) imaju veću energiju, budući da su na većoj udaljenosti od jezgre od elektrona 1s-orbitale (n = 2).
Općenito, za svaku vrijednost n postoji jedna s-orbitala, ali s odgovarajućom količinom energije elektrona u njoj i, prema tome, s odgovarajućim promjerom, koji raste kako se povećava vrijednost n.
p-Orbital ima oblik bučice ili volumena osmice. Sve tri p-orbitale nalaze se u atomu međusobno okomito duž prostornih koordinata povučenih kroz jezgru atoma. Ponovno treba naglasiti da svaka energetska razina (elektronički sloj), počevši od n = 2, ima tri p-orbitale. Kako se vrijednost n povećava, elektroni zauzimaju p-orbitale koje se nalaze na velikim udaljenostima od jezgre i usmjerene su duž osi x, y i z.
Za elemente druge periode (n = 2) najprije se popunjava jedna β-orbitala, a zatim tri p-orbitale. Elektronska formula 1l: 1s 2 2s 1. Elektron je slabije vezan za jezgru atoma, pa ga atom litija može lako odati (kao što se očito sjećate, taj se proces naziva oksidacija), pretvarajući se u Li + ion.
U atomu berilija Be 0 četvrti elektron također se nalazi u 2s orbitali: 1s 2 2s 2 . Dva vanjska elektrona atoma berilija lako se odvajaju – Be 0 se oksidira u kation Be 2+.
Na atomu bora, peti elektron zauzima 2p orbitalu: 1s 2 2s 2 2p 1. Nadalje, atomi C, N, O, E ispunjeni su 2p orbitalama koje završavaju plemenitim plinom neonom: 1s 2 2s 2 2p 6.
Za elemente treće periode popunjene su Sv- odnosno Sp-orbitale. Pet d-orbitala treće razine ostaje slobodno:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17C11v22822r63r5; 18Ar P^Yor^3p6.
Ponekad se u dijagramima koji prikazuju raspodjelu elektrona u atomima navodi samo broj elektrona na svakoj energetskoj razini, odnosno zapisuju se skraćene elektroničke formule atoma kemijskih elemenata, za razliku od gore navedenih potpunih elektroničkih formula. .
Za elemente velikih perioda (četvrti i peti), prva dva elektrona zauzimaju 4. odnosno 5. orbitalu: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Počevši od trećeg elementa svake velike periode, sljedećih deset elektrona će ići na prethodne 3d, odnosno 4d orbitale (za elemente sekundarnih podskupina): 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. U pravilu, kada se popuni prethodna d-podrazina, počet će se puniti vanjska (4p- odnosno 5p) p-podrazina.
Za elemente velikih perioda - šesti i nepotpuni sedmi - elektroničke razine i podrazine popunjavaju se elektronima, u pravilu, na sljedeći način: prva dva elektrona će otići na vanjsku β-podrazinu: 56 Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; sljedeći jedan elektron (za Na i Ac) na prethodni (p-podrazina: 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 treću energetsku razinu izvana u 4f odnosno 5f orbitale, za lantanide i aktinoide.
Zatim će se druga vanjska energetska razina (d-podrazina) ponovno početi graditi: za elemente sekundarnih podskupina: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - i, konačno, tek nakon potpunog popunjavanja s deset elektrona trenutne razine ponovno će se ispuniti vanjska p-podrazina:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Vrlo često se struktura elektronskih ljuski atoma prikazuje pomoću energetskih ili kvantnih ćelija - one zapisuju takozvane grafičke elektronske formule. Za ovaj zapis koristi se sljedeća oznaka: svaka kvantna stanica označena je ćelijom koja odgovara jednoj orbitali; svaki elektron je označen strelicom koja odgovara smjeru spina. Pri pisanju grafičke elektroničke formule treba zapamtiti dva pravila: Paulijevo načelo prema kojemu u ćeliji ne mogu biti više od dva elektrona (orbitale, ali s antiparalelnim spinovima) i F. Hundovo pravilo prema kojem elektroni zauzimaju slobodne stanice (orbitale), nalaze se u prvo su jedan po jedan i istovremeno imaju istu vrijednost spina, a tek onda se sparuju, no spinovi će u tom slučaju, prema Paulijevom principu, već biti suprotno usmjerena.
Zaključno, još jednom razmotrimo mapiranje elektroničkih konfiguracija atoma elemenata tijekom razdoblja sustava D. I. Mendeljejeva. Sheme elektroničke strukture atoma prikazuju raspored elektrona po elektronskim slojevima (energijskim razinama). 
U atomu helija prvi elektronski sloj je završen – ima 2 elektrona.
Vodik i helij su s-elementi; ti atomi imaju s-orbitalu ispunjenu elektronima.
Elementi drugog razdoblja
Za sve elemente druge periode prvi elektronski sloj je popunjen, a elektroni ispunjavaju e- i p-orbitale drugog elektronskog sloja u skladu s načelom najmanje energije (prvo s-, a zatim p) i pravilima Paulija i Hunda (Tablica 2).
U atomu neona dovršen je drugi elektronski sloj – ima 8 elektrona.
Tablica 2 Struktura elektronskih ljuski atoma elemenata druge periode
Kraj stola. 2 
Li, Be - in-elementi.
B, C, N, O, F, Ne - p-elementi, ovi atomi su ispunjeni elektronima p-orbitale.
Elementi trećeg razdoblja
Za atome elemenata treće periode prvi i drugi elektronski sloj su dovršeni, dakle popunjen je treći elektronski sloj u kojem elektroni mogu zauzimati podrazine 3s, 3p i 3d (tablica 3).
Tablica 3 Struktura elektronskih ljuski atoma elemenata treće periode
3s-elektronska orbitala je završena na atomu magnezija. Na i Mg-s elementi. 
U vanjskom sloju (treći sloj elektrona) u atomu argona nalazi se 8 elektrona. Kao vanjski sloj on je kompletan, ali ukupno u trećem elektronskom sloju, kao što već znate, može biti 18 elektrona, što znači da elementi treće periode imaju nepopunjene 3d orbitale.
Svi elementi od Al do Ag su p-elementi. s- i p-elementi čine glavne podskupine u Periodni sustav.
Na atomima kalija i kalcija pojavljuje se četvrti sloj elektrona, a popunjava se podrazina 4s (tablica 4), budući da ima nižu energiju od podrazine 3d. Da bismo pojednostavili grafičke elektroničke formule atoma elemenata četvrtog razdoblja: 1) uvjetno grafičku elektroničku formulu argona označavamo na sljedeći način:
Ar;
2) nećemo prikazati podrazine koje nisu popunjene za ove atome.
Tablica 4 Struktura elektronskih ljuski atoma elemenata četvrte periode
K, Ca - s-elementi uključeni u glavne podskupine. Za atome od Sc do Zn, 3d podrazina je ispunjena elektronima. Ovo su 3d elementi. Ubrajaju se u sekundarne podskupine, imaju ispunjen predvanjski sloj elektrona, nazivaju se prijelaznim elementima.
Obratite pozornost na strukturu elektronskih ljuski atoma kroma i bakra. U njima dolazi do "ispada" jednog elektrona s 4n- na 3d podrazinu, što se objašnjava većom energetskom stabilnošću nastalih elektroničkih konfiguracija 3d 5 i 3d 10: 
U atomu cinka treći elektronski sloj je završen - u njemu su popunjene sve podrazine 3s, 3p i 3d, ukupno na njima ima 18 elektrona.
U elementima koji slijede nakon cinka nastavlja se popunjavati četvrti elektronski sloj, podrazina 4p: Elementi od Ga do Kr su p-elementi. 
Vanjski sloj (četvrti) atoma kriptona je potpun i ima 8 elektrona. Ali samo u četvrtom elektronskom sloju, kao što znate, može biti 32 elektrona; podrazine 4d i 4f atoma kriptona još uvijek ostaju nepopunjene.
Elementi pete periode popunjavaju podrazine sljedećim redoslijedom: 5s-> 4d -> 5p. A postoje i iznimke povezane s "kvarom" elektrona, u 41 Nb, 42 MO, itd.
U šestoj i sedmoj periodi pojavljuju se elementi, odnosno elementi u kojima se popunjavaju 4f, odnosno 5f podrazine trećeg vanjskog elektroničkog sloja.
Elementi 4f nazivaju se lantanidi.
5f-elementi nazivaju se aktinidi.
Redoslijed popunjavanja elektronskih podrazina u atomima elemenata šeste periode: 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 elemenata; 81 Tl- 86 Rn - 6p-elementi. Ali i tu postoje elementi u kojima je redoslijed popunjavanja elektronskih orbitala “narušen”, što je, primjerice, povezano s većom energetskom stabilnošću polu i potpuno popunjenih f podrazina, odnosno nf 7 i nf 14.
Ovisno o tome koja je podrazina atoma posljednja ispunjena elektronima, svi elementi, kao što ste već razumjeli, podijeljeni su u četiri elektronske obitelji ili bloka (slika 7).
1) s-Elementi; β-podrazina vanjske razine atoma ispunjena je elektronima; s-elementi uključuju vodik, helij i elemente glavnih podskupina I. i II.
2) p-elementi; p-podrazina vanjske razine atoma ispunjena je elektronima; p elementi uključuju elemente glavnih podskupina III-VIII skupina;
3) d-elementi; d-podrazina predvanjske razine atoma ispunjena je elektronima; d-elementi uključuju elemente sekundarnih podskupina skupina I-VIII, odnosno elemente interkalarnih dekada velikih perioda koji se nalaze između s- i p-elemenata. Nazivaju se i prijelaznim elementima;
4) f-elementi, f-podrazina treće vanjske razine atoma ispunjena je elektronima; tu spadaju lantanidi i aktinoidi.
1. Što bi se dogodilo da se Paulijevo načelo ne poštuje?
2. Što bi se dogodilo da se Hundovo pravilo ne poštuje?
3. Napravite dijagrame elektroničke strukture, elektroničke formule i grafičke elektroničke formule atoma sljedećih kemijskih elemenata: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.
4. Napišite elektroničku formulu za element #110 koristeći simbol za odgovarajući plemeniti plin.
Sadržaj lekcije sažetak lekcije okvir za podršku lekcija prezentacija akcelerativne metode interaktivne tehnologije Praksa zadaci i vježbe samoprovjera radionice, treninzi, slučajevi, potrage domaća zadaća pitanja za raspravu retorička pitanja učenika Ilustracije audio, video isječci i multimedija fotografije, slikovne grafike, tablice, sheme humor, anegdote, vicevi, stripovi parabole, izreke, križaljke, citati Dodaci sažetakačlanci čipovi za radoznale varalice udžbenici osnovni i dodatni rječnik pojmova ostalo Poboljšanje udžbenika i nastaveispravljanje grešaka u udžbeniku ažuriranje fragmenta u udžbeniku elementi inovacije u lekciji zamjena zastarjelih znanja novima Samo za učitelje savršene lekcije kalendarski plan za godinu smjernice programi rasprava Integrirane lekcijeElektronička konfiguracija atoma je formula koja prikazuje raspored elektrona u atomu po razinama i podrazinama. Nakon proučavanja članka saznat ćete gdje i kako se nalaze elektroni, upoznati se s kvantnim brojevima i moći izgraditi elektroničku konfiguraciju atoma po njegovom broju, na kraju članka nalazi se tablica elemenata.
Zašto proučavati elektroničku konfiguraciju elemenata?
Atomi su poput konstruktora: postoji određeni broj dijelova, međusobno se razlikuju, ali dva dijela iste vrste potpuno su ista. Ali ovaj konstruktor puno je zanimljiviji od onog plastičnog, a evo i zašto. Konfiguracija se mijenja ovisno o tome tko je u blizini. Na primjer, kisik pored vodika Može biti pretvoriti u vodu, pored natrija u plin, a biti pored željeza potpuno ga pretvara u rđu. Da bismo odgovorili na pitanje zašto se to događa i predvidjeli ponašanje jednog atoma pored drugog, potrebno je proučiti elektroničku konfiguraciju, o čemu će biti riječi u nastavku.
Koliko elektrona ima atom?
Atom se sastoji od jezgre i elektrona koji kruže oko nje, jezgra se sastoji od protona i neutrona. U neutralnom stanju svaki atom ima isti broj elektrona kao i broj protona u njegovoj jezgri. Broj protona označavao se rednim brojem elementa, npr. sumpor ima 16 protona - 16. element periodnog sustava. Zlato ima 79 protona - 79. element periodnog sustava elemenata. 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 koji su opisani kvantnim brojevima, a ima ih ukupno četiri:
- Glavni kvantni broj
- Orbitalni kvantni broj
- Magnetski kvantni broj
- Spinski kvantni broj
Orbitalni
Dalje, umjesto riječi orbita koristit ćemo termin "orbitala", orbitala je valna funkcija elektrona, otprilike - to je područje u kojem elektron provodi 90% vremena.
N - razina
L - školjka
M l - orbitalni broj
M s - prvi ili drugi elektron u orbitali
Orbitalni kvantni broj l
Kao rezultat proučavanja elektronskog oblaka, utvrđeno je da, ovisno o razini energije, oblak ima četiri glavna oblika: loptu, bučice i druga dva, složenija. U uzlaznom redoslijedu energije, ti se oblici nazivaju s-, p-, d- i f-ljuske. Svaka od ovih ljuski 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, ima vrijednosti 0, 1, 2 ili 3.
Na s-ljusci jedna orbitala (L=0) - dva elektrona
Na p-ljusci (L=1) nalaze se tri orbitale - šest elektrona
Na d-ljusci (L=2) nalazi se pet orbitala - deset elektrona
Na f-ljusci nalazi se sedam orbitala (L=3) - četrnaest elektrona
Magnetski kvantni broj m l
Na p-ljusci postoje tri orbitale, one se označavaju brojevima od -L do +L, odnosno za p-ljusku (L=1) postoje orbitale "-1", "0" i "1" . Magnetski kvantni broj označava se slovom m l .
Unutar ljuske elektroni se lakše nalaze u različitim orbitalama, tako da prvi elektroni ispunjavaju po jedan za svaku orbitalu, a zatim se u svaku dodaje njezin par.
Razmotrimo 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, Ml =-1, Ml =0, Ml =1, Ml =2.
Spinski kvantni broj m s
Spin je smjer rotacije elektrona oko svoje osi, postoje dva smjera, pa kvantni broj spina ima dvije vrijednosti: +1/2 i -1/2. Samo dva elektrona suprotnih spinova mogu biti na istoj energetskoj podrazini. Spinski kvantni broj označava se m s
Glavni kvantni broj n
Glavni kvantni broj je razina energije na kojoj ovaj trenutak poznato je sedam energetskih razina, a svaka je označena arapskim brojem: 1,2,3, ... 7. Broj školjki na svakoj razini jednak je broju razine: jedna je školjka na prvoj razini, dvije na drugoj i tako dalje.
Elektronski broj
Dakle, svaki elektron se može opisati s četiri kvantna broja, kombinacija tih brojeva je jedinstvena za svaku poziciju elektrona, uzmimo prvi elektron, najniža razina energije je N=1, jedna ljuska se nalazi na prvoj razini, prva ljuska na bilo kojoj razini ima oblik lopte (s -ljuska), tj. L=0, magnetski kvantni broj može poprimiti samo jednu vrijednost, M l =0 i spin će biti jednak +1/2. Ako uzmemo peti elektron (u kojem god atomu bio), tada će glavni kvantni brojevi za njega biti: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Zapisan je u obliku tzv. elektroničkih formula. U elektroničkim formulama slova s, p, d, f označavaju energetske podrazine elektrona; brojevi ispred slova označavaju energetsku razinu u kojoj se nalazi dati elektron, a indeks gore desno je broj elektrona u toj podrazini. Da bi se sastavila elektronska formula atoma bilo kojeg elementa, dovoljno je znati broj ovog elementa u periodnom sustavu i ispuniti osnovne odredbe koje uređuju 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 prikazuje primjenu Hundovog pravila. Na 3d podrazini najveći broj stanica (četiri) ispunjen je nesparenim elektronima. Slika strukture elektronske ljuske u atomu u obliku elektroničkih formula i u obliku dijagrama ne odražava jasno valna svojstva elektrona.
Tekst periodičnog zakona s izmjenama i dopunama DA. Mendeljejev : svojstva jednostavnih tijela, kao i oblici i svojstva spojeva elemenata, u periodičnoj su ovisnosti o veličini atomskih težina elemenata.
Moderna formulacija periodnog zakona: svojstva elemenata, kao i oblici i svojstva njihovih spojeva, u periodičnoj su ovisnosti o veličini naboja jezgre njihovih atoma.
Tako se pozitivni naboj jezgre (a ne atomska masa) pokazao kao točniji argument o kojem ovise svojstva elemenata i njihovih spojeva.
Valencija- je broj kemijskih veza kojima je jedan atom vezan na drugi.
Mogućnosti valencije atomi su određeni brojem nesparenih elektrona i prisutnošću slobodnih atomskih orbitala na vanjskoj razini. Struktura vanjskih energetskih razina atoma kemijskih elemenata uglavnom određuje svojstva njihovih atoma. Stoga se te razine nazivaju valencija. Elektroni tih razina, a ponekad i predvanjskih razina, mogu sudjelovati u stvaranju kemijskih veza. Takvi se elektroni nazivaju i valentni elektroni.
Stehiometrijska valencija kemijski element - je broj ekvivalenata koje dati atom može pričvrstiti na sebe, 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 taj atom stupa u interakciju. Ali ne međusobno djeluju svi elementi slobodno, ali gotovo sve stupa u interakciju s kisikom, pa 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.
Pri određivanju stehiometrijske valencije elementa prema formuli binarnog spoja treba se voditi pravilom: ukupna valencija svih atoma jednog elementa mora biti jednaka ukupnoj valenciji svih atoma drugog elementa.
Oksidacijsko stanje Također karakterizira sastav tvari i jednaka je stehiometrijskoj valenciji s predznakom plus (za metal ili elektropozitivniji element u molekuli) ili minus.
1. Ulaz jednostavne tvari stupanj oksidacije elemenata je nula.
2. Oksidacijsko stanje fluora u svim spojevima je -1. Ostali halogeni (klor, brom, jod) s metalima, vodikom i drugim elektropozitivnijim elementima također imaju oksidacijsko stanje -1, ali u spojevima s više elektronegativnih elemenata imaju pozitivne vrijednosti stupnjevi oksidacije.
3. Kisik u spojevima ima oksidacijski stupanj -2; izuzetak su vodikov peroksid H 2 O 2 i njegovi derivati (Na 2 O 2, BaO 2 i dr., u kojima kisik ima oksidacijsko stanje -1, kao i kisikov fluorid OF 2, u kojem je oksidacijsko stanje kisika je +2.
4. Alkalni elementi (Li, Na, K itd.) i elementi glavne podskupine druge skupine periodnog sustava (Be, Mg, Ca itd.) uvijek imaju oksidacijsko stanje jednako broju skupine, tj. je, +1 i +2, respektivno.
5. Svi elementi treće skupine, osim talija, imaju konstantno oksidacijsko stanje jednako broju skupine, tj. +3.
6. Najviše oksidacijsko stanje elementa jednako je broju skupine periodnog sustava, a najniže je razlika: broj skupine - 8. Npr. najviši stupanj oksidacija dušika (nalazi se u petoj skupini) je +5 (kod dušične kiseline i njezinih soli), a najniža je -3 (kod amonijaka i amonijevih soli).
7. Oksidacijska stanja elemenata u spoju međusobno se kompenziraju tako da je njihov zbroj za sve atome u molekuli ili neutralnoj formulskoj jedinici jednak nuli, a za ion - njegov naboj.
Ova se pravila mogu koristiti za određivanje nepoznatog oksidacijskog stanja elementa u spoju, ako su poznata oksidacijska stanja ostalih, te za formuliranje spojeva s više elemenata.
Stupanj oksidacije (oksidacijski broj,) — pomoćna uvjetna vrijednost za bilježenje procesa oksidacije, redukcije i redoks reakcija.
koncept oksidacijsko stanječesto se koristi u anorganskoj kemiji umjesto koncepta valencija. Oksidacijsko stanje atoma jednako je brojčanoj vrijednosti električno punjenje dodijeljen atomu pod pretpostavkom da su vezni elektronski parovi potpuno usmjereni prema više elektronegativnih atoma (to jest, na temelju pretpostavke da se spoj sastoji samo od iona).
Oksidacijsko stanje odgovara broju elektrona koji se moraju dodati pozitivnom ionu da bi se reducirao u neutralni atom, ili uzeti od negativnog iona da bi se oksidirao u neutralni atom:
Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)
Svojstva elemenata, ovisno o građi elektronske ljuske atoma, mijenjaju se prema periodima i skupinama periodnog sustava. Budući da su u nizu analognih elemenata elektroničke strukture samo slične, ali ne i identične, pri prelasku s jednog elementa u skupini na drugi, za njih se ne opaža jednostavno ponavljanje svojstava, već njihova više ili manje jasno izražena pravilna promjena.
Kemijska priroda elementa određena je sposobnošću njegovog atoma da gubi ili dobiva elektrone. Ta se sposobnost kvantificira vrijednostima ionizacijskih energija i afiniteta elektrona.
Energija ionizacije (Ei) je najmanja količina energije potrebna za odvajanje i potpuno uklanjanje elektrona iz atoma u plinovitoj fazi pri T = 0
K bez prijenosa kinetičke energije na oslobođeni elektron uz transformaciju atoma u pozitivno nabijen ion: E + Ei = E + + e-. Energija ionizacije je pozitivna vrijednost i ima najniže vrijednosti za atome alkalijskih metala, a najveće za atome plemenitih (inertnih) plinova.
Elektronski afinitet (Ee) je energija koja se oslobađa ili apsorbira kada se elektron veže za atom u plinovitoj fazi pri T = 0
K s transformacijom atoma u negativno nabijeni ion bez prijenosa kinetičke energije na česticu:
E + e- = E- + Ee.
Halogeni, osobito fluor, imaju najveći afinitet prema elektronu (Ee = -328 kJ/mol).
Vrijednosti Ei i Ee izražene su u kilodžulima po molu (kJ/mol) ili u elektronvoltima po atomu (eV).
Sposobnost vezanog atoma da pomakne elektrone kemijskih veza prema sebi, povećavajući gustoću elektrona oko sebe naziva se elektronegativnost.
Taj je koncept u znanost uveo L. Pauling. Elektronegativnostoznačava se simbolom ÷ i karakterizira tendenciju danog atoma da veže elektrone kada formira kemijsku vezu.
Prema R. Malikenu, elektronegativnost atoma procjenjuje se polovicom zbroja energija ionizacije i afiniteta slobodnih atoma prema elektronu h = (Ee + Ei)/2
U periodima postoji opća tendencija porasta energije ionizacije i elektronegativnosti s porastom naboja atomske jezgre, u skupinama te vrijednosti opadaju s porastom rednog broja elementa.
Treba naglasiti da se elementu ne može dodijeliti konstantna vrijednost elektronegativnosti, jer ona ovisi o mnogim čimbenicima, posebice o valentnom stanju elementa, vrsti spoja u koji je uključen, broju i vrsti susjednih atomi.
Atomski i ionski radijusi. Dimenzije atoma i iona određene su dimenzijama elektronske ljuske. Prema kvantnomehaničkim pojmovima, elektronska ljuska nema strogo definirane granice. Stoga za polumjer slobodnog atoma ili iona možemo uzeti teoretski izračunata udaljenost od jezgre do položaja glavne maksimalne gustoće vanjskih elektronskih oblaka. Ta se udaljenost naziva orbitalni radijus. U praksi se obično koriste vrijednosti polumjera atoma i iona u spojevima, izračunate iz eksperimentalnih podataka. U ovom slučaju razlikuju se kovalentni i metalni polumjeri atoma.
Ovisnost atomskog i ionskog radijusa o naboju jezgre atoma elementa i periodična je. U razdobljima, kako se atomski broj povećava, radijusi se smanjuju. Najveće smanjenje tipično je za elemente malih razdoblja, budući da je vanjska elektronska razina ispunjena u njima. U velikim periodima u obiteljima d- i f-elemenata, ova promjena je manje oštra, budući da se punjenje elektrona u njima događa u predvanjskom sloju. U podskupinama radijusi atoma i iona iste vrste općenito rastu.
Periodni sustav elemenata jasan je primjer manifestacije raznih vrsta periodičnosti u svojstvima elemenata, koji se promatra vodoravno (u razdoblju s lijeva na desno), okomito (u skupini, na primjer, od vrha do dna). ), dijagonalno, tj. povećava se ili smanjuje neko svojstvo atoma, ali se periodičnost zadržava.
U periodi slijeva na desno (→) povećavaju se oksidacijska i nemetalna svojstva elemenata, a smanjuju redukcijska i metalna svojstva. Dakle, od svih elemenata perioda 3, natrij će biti najaktivniji metal i najjači redukcijski agens, a klor će biti najjači oksidacijski agens.
kemijska veza- ovo je međusobno povezivanje atoma u molekuli, odnosno kristalnoj rešetki, kao rezultat djelovanja električnih sila privlačenja između atoma.
To je međudjelovanje svih elektrona i svih jezgri, što dovodi do stvaranja stabilnog, poliatomskog sustava (radikal, molekulski ion, molekula, kristal).
Kemijsko vezivanje se ostvaruje pomoću valentnih elektrona. Prema suvremenim konceptima, kemijska veza ima elektroničku prirodu, ali se provodi na različite načine. Stoga postoje tri glavne vrste kemijskih veza: kovalentni, ionski, metalni Između molekula nastaje vodikova veza, i dogoditi se van der Waalsove interakcije.
Glavne karakteristike kemijske veze su:
- duljina veze - je međunuklearna udaljenost između kemijski povezanih atoma.
Ovisi o prirodi atoma koji međusobno djeluju i o višestrukosti veze. S povećanjem višestrukosti smanjuje se duljina veze, a time i njezina čvrstoća;
- mnogostrukost veze – određena je brojem elektronskih parova koji povezuju dva atoma. Kako se množina povećava, energija vezanja raste;
- spojni kut- kut između zamišljenih ravnih linija koje prolaze kroz jezgre dvaju kemijski međusobno povezanih susjednih atoma;
Energija vezanja E CB - to je energija koja se oslobađa tijekom stvaranja ove veze i troši se na njezino kidanje, kJ / mol.
kovalentna veza - Kemijska veza nastala dijeljenjem para elektrona s dva atoma.
Objašnjenje kemijske veze pojavom zajedničkih elektronskih parova između atoma tvorilo je osnovu spinske teorije valencije, čiji je alat metoda valentne veze (MVS) , otkrio Lewis 1916. Za kvantno mehanički opis kemijske veze i strukture molekula koristi se druga metoda - metoda molekularne orbite (MMO) .
Metoda valentne veze
Osnovni principi stvaranja kemijske veze prema MVS:
1. Kemijska veza nastaje zbog valentnih (nesparenih) elektrona.
2. Elektroni s antiparalelnim spinovima koji pripadaju dvama različitim atomima postaju uobičajeni.
3. Kemijska veza nastaje samo ako se pri približavanju dva ili više atoma ukupna energija sustava smanjuje.
4. Glavne sile koje djeluju u molekuli su električnog, Coulombovog podrijetla.
5. Što je veza jača, to se oblaci elektrona koji međusobno djeluju više preklapaju.
Postoje dva mehanizma za stvaranje kovalentne veze:
mehanizam razmjene. Veza nastaje dijeljenjem valentnih elektrona dva neutralna atoma. Svaki atom daje jedan nespareni elektron zajedničkom elektronskom paru:
Riža. 7. Mehanizam izmjene za stvaranje kovalentne veze: A- nepolarni; b- polarni
Donorsko-akceptorski mehanizam. Jedan atom (donor) daje elektronski par, a drugi atom (akceptor) daje praznu orbitalu za ovaj par.
veze, obrazovan prema donor-akceptorskom mehanizmu pripadaju kompleksni spojevi
 |
Riža. 8. Donor-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze
Kovalentna veza ima određene karakteristike.
Zasićenost - svojstvo atoma da stvaraju strogo određeni broj kovalentnih veza. Zbog zasićenosti veza, molekule imaju određeni sastav.
|
Orijentacija - t . e. veza se formira u smjeru maksimalnog preklapanja elektronskih oblaka . S obzirom na liniju koja spaja središta atoma koji tvore vezu, razlikuju se: σ i π (slika 9): σ-veza - nastaje preklapanjem AO duž linije koja povezuje središta atoma koji međusobno djeluju; π-veza je veza koja se javlja u smjeru osi okomite na ravnu liniju koja povezuje jezgre atoma. Smjer veze određuje prostornu strukturu molekula, odnosno njihov geometrijski oblik. hibridizacija - to je promjena oblika nekih orbitala u stvaranju kovalentne veze kako bi se postiglo učinkovitije preklapanje orbitala. Kemijska veza nastala uz sudjelovanje elektrona hibridnih orbitala jača je od veze uz sudjelovanje elektrona nehibridnih s- i p-orbitala, budući da postoji veće preklapanje. Postoje sljedeće vrste hibridizacije (slika 10, tablica 31): |
sp hibridizacija - jedna s-orbitala i jedna p-orbitala pretvaraju se u dvije identične "hibridne" orbitale, čiji je kut između osi 180°. Molekule u kojima dolazi do sp hibridizacije imaju linearnu geometriju (BeCl 2).sp 2 hibridizacija- jedna s-orbitala i dvije p-orbitale prelaze u tri identične "hibridne" orbitale, čiji je kut između osi 120°. Molekule u kojima se provodi sp 2 hibridizacija imaju ravnu geometriju (BF 3 , AlCl 3).
sp 3-hibridizacija- jedna s-orbitala i tri p-orbitale pretvaraju se u četiri identične "hibridne" orbitale, čiji je kut između osi 109 ° 28 ". Molekule u kojima dolazi do sp 3 hibridizacije imaju tetraedarsku geometriju (CH 4 , NH3).
Riža. 10. Tipovi hibridizacija valentnih orbitala: a - sp-hibridizacija valentnih orbitala; b - sp2- hibridizacija valentnih orbitala; V - sp 3 - hibridizacija valentnih orbitala
Atom- električki neutralna čestica koja se sastoji od pozitivno nabijene jezgre i negativno nabijenih elektrona. U središtu atoma nalazi se pozitivno nabijena jezgra. Zauzima neznatan dio prostora unutar atoma, u njemu je koncentriran sav pozitivni naboj i gotovo cjelokupna masa atoma.
Jezgra se sastoji od elementarnih čestica – protona i neutrona; Elektroni se kreću oko atomske jezgre 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 atomskoj jezgri jednak je rednom broju elementa u periodnom sustavu D.I. Mendeljejev.
neutron (n)- elementarna neutralna čestica relativne mase 1,00866 jedinica atomske mase (a.m.u.).
Broj neutrona u jezgri N određen je formulom:
gdje je A maseni broj, Z naboj jezgre, jednak broju protoni (serijski broj).
Obično se parametri jezgre atoma pišu na sljedeći način: naboj jezgre nalazi se dolje lijevo od simbola elementa, a maseni broj nalazi se na vrhu, na primjer:
Ovaj unos pokazuje da je nuklearni naboj (dakle i 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 jedna od druge, masa broja približno je jednaka relativnoj atomskoj masi jezgre.
elektron (e -)- elementarna čestica mase 0,00055 a. e. m. i uvjetna naplata –1. Broj elektrona u atomu jednak je naboju atomske jezgre (redni broj elementa u periodnom sustavu D.I. Mendeljejeva).
Elektroni se kreću oko jezgre po točno određenim orbitama tvoreći takozvani elektronski oblak.
Područje prostora oko atomske jezgre, gdje se najvjerojatnije nalazi elektron (90% ili više), određuje oblik elektronskog oblaka.
Elektronski oblak s-elektrona ima sferni oblik; podrazina s-energije može imati najviše dva elektrona.
Elektronski oblak p-elektrona je u obliku bučice; Tri p-orbitale mogu držati najviše šest elektrona.
Orbitale su prikazane kao kvadrat, iznad ili ispod kojeg se upisuju vrijednosti glavnih i sekundarnih kvantnih brojeva koji opisuju ovu orbitalu. Takav se zapis naziva grafička elektronička 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 uparenim.
Elektronske konfiguracije atoma elemenata mogu se prikazati u obliku elektroničkih formula, u kojima su označeni simboli podrazine, koeficijent ispred simbola podrazine pokazuje njegovu pripadnost ovoj razini, a stupanj simbola pokazuje broj elektrona ovog podrazina.
Tablica 1 prikazuje strukturu elektronskih ljuski atoma prvih 20 elemenata periodnog sustava kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev.
Kemijski elementi u čijim je atomima s-podrazina vanjske razine nadopunjena s jednim ili dva elektrona nazivamo s-elementima. Kemijski elementi u čijim je atomima popunjena p-podrazina (od jednog do šest elektrona) nazivaju se p-elementima.
Broj elektronskih slojeva u atomu kemijskog elementa jednak je broju periode.
U skladu s Hundovo pravilo elektroni se nalaze u orbitalama iste vrste iste energetske razine na takav način da je ukupni spin maksimalan. Posljedično, prilikom popunjavanja energetske podrazine, svaki elektron prije svega zauzima zasebnu ćeliju, a tek nakon toga počinje njihovo uparivanje. Na primjer, za atom dušika, svi p-elektroni će biti u zasebnim ćelijama, a za kisik će započeti njihovo uparivanje, koje će potpuno 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 sustavu prosječne vrijednosti masenih brojeva prirodnih smjesa izotopa i razlikuju se od cjelobrojnih vrijednosti. Dakle, atomska masa prirodne mješavine izotopa ne može poslužiti kao glavna karakteristika atom, a time 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 Atom kojeg elementa ima elektronsku konfiguraciju 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ?
Ovaj element ima jedan 4s elektron u svojoj vanjskoj energetskoj razini. Stoga se ovaj kemijski element nalazi u četvrtoj periodi prve skupine glavne podskupine. Ovaj element je kalij.
Do ovog odgovora može se doći i na drugačiji način. Zbrajanjem ukupnog broja svih elektrona dobivamo 19. Ukupan broj elektrona jednak je atomskom broju elementa. Kalij je broj 19 u periodnom sustavu.
Primjer 2 Najviši oksid RO 2 odgovara kemijskom elementu. Elektronska konfiguracija vanjske energetske razine atoma ovog elementa odgovara elektroničkoj formuli:
- ns 2 np 4
- ns 2 np 2
- ns 2 np 3
- ns 2 np 6
Prema formuli najvišeg oksida (pogledajte formule najviših oksida u periodnom sustavu) utvrđujemo da se ovaj kemijski element nalazi u četvrtoj skupini glavne podskupine. Ovi elementi imaju četiri elektrona na svojoj vanjskoj energetskoj razini - dva s i dva p. Dakle, točan odgovor je 2.
Zadaci obuke
1. Ukupan broj s-elektrona u atomu kalcija je
1) 20
2) 40
3) 8
4) 6
2. Broj sparenih 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 u vanjskoj energetskoj razini 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 po elektronskim slojevima 2; 8; 4 - odgovara atomu koji se nalazi u (u)
1) 3. razdoblje, IA grupa
2) 2. razdoblje, IVA grupa
3) 3. razdoblje, IVA skupina
4) 3. razdoblje, VA grupa
7. Kemijski element koji se nalazi u 3. periodi VA skupine odgovara shemi elektroničke strukture atoma
1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2
8. Kemijski element s elektronskom konfiguracijom 1s 2 2s 2 2p 4 tvori hlapljivi vodikov spoj čija je formula
1) EN
2) HR 2
3) EN 3
4) EN 4
9. Broj elektronskih slojeva u atomu kemijskog elementa je
1) njegov serijski broj
2) broj grupe
3) broj neutrona u jezgri
4) broj razdoblja
10. Broj vanjskih elektrona u atomima kemijskih elemenata glavnih podskupina je
1) serijski broj elementa
2) broj grupe
3) broj neutrona u jezgri
4) broj razdoblja
11. Dva elektrona nalaze se u vanjskom elektronskom sloju atoma svakog od kemijskih elemenata u nizu
1) On, Budi, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B
12. Kemijski element čija je elektronska formula 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 tvori 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) klor
2) sumpor
3) magnezij
4) silicij
15. Valentni elektroni atoma natrija u osnovnom su stanju na energetskoj podrazini
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 kalcija imaju isti broj valentnih elektrona
1) kalij
2) aluminij
3) berilij
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 ugljikovom atomu u osnovnom stanju broj nesparenih elektrona je
1) 1
3) 3
2) 2
4) 4
20. U atomu kisika u osnovnom stanju broj sparenih elektrona je
