Az atom elektronikus útlevele. Hogyan írjunk elektronikus képletet egy kémiai elemről a szervetlen kémiában
- Először felírjuk a chem jelét. elem, ahol lent a tábla bal oldalán feltüntetjük annak sorszámát.
- Továbbá a periódus számával (amelyből az elem) meghatározzuk az energiaszintek számát, és a kémiai elem jele mellé rajzolunk ilyen számú ívet.
- Ekkor a csoportszám szerint az ív alá írjuk a külső szinten lévő elektronok számát.
- Az 1. szinten a lehetséges maximum 2e, a másodikon már 8, a harmadikon - akár 18. Elkezdjük a számokat a megfelelő ívek alá helyezni.
- Az utolsó előtti szinten lévő elektronok számát a következőképpen kell kiszámítani: az elem sorszámából kivonjuk a már rögzített elektronok számát.
- Marad hátra, hogy a sémánkat a következővé alakítsuk elektronikus képlet:
- Felírjuk a kémiai elemet és annak sorszámát A szám az atomban lévő elektronok számát mutatja.
- Képletet készítünk. Ehhez meg kell találnia az energiaszintek számát, az elem periódusszámának meghatározásához az alapot veszik.
- A szinteket alszintekre bontjuk.
Az alábbiakban láthat egy példát a kémiai elemek elektronikus képleteinek helyes összeállítására.
- először az s-alszintet töltjük ki, majd a p-, d-b f-alszinteket;
- a Klecskovszkij-szabály szerint az elektronok a pályákat a pályák energiájának növekedési sorrendjében töltik meg;
- Hund szabálya szerint az egy alszinten belüli elektronok egyenként foglalják el a szabad pályákat, majd párokat alkotnak;
- A Pauli-elv szerint egy pályán legfeljebb 2 elektron lehet.
Egy kémiai elem elektronképlete megmutatja, hogy egy atom hány elektronréteget és hány elektront tartalmaz, és ezek hogyan oszlanak el a rétegek között.
Egy kémiai elem elektronikus képletének összeállításához meg kell néznie a periódusos rendszert, és fel kell használnia a kapott információkat adott elem. Az elem sorszáma a periódusos rendszerben megfelel az atomban lévő elektronok számának. Az elektronrétegek száma a periódusszámnak, az utolsó elektronréteg elektronjainak száma a csoportszámnak felel meg.
Emlékeztetni kell arra, hogy az első réteg legfeljebb 2 1s2 elektront tartalmaz, a második - legfeljebb 8 (két s és hat p: 2s2 2p6), a harmadik - legfeljebb 18 (két s, hat p és tíz d: 3s2 3p6 3d10).
Például a szén elektronikus képlete: C 1s2 2s2 2p2 (6. sorszám, 2. periódusszám, 4. csoportszám).
A nátrium elektronikus képlete: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (11. sorozatszám, 3. periódusszám, 1. csoportszám).
Az elektronikus képlet helyességének ellenőrzéséhez tekintse meg a www.alhimikov.net webhelyet.
A kémiai elemek elektronikus képletének összeállítása első pillantásra meglehetősen bonyolult feladatnak tűnhet, de minden világossá válik, ha betartja a következő sémát:
- először írd le a pályákat
- az energiaszint számát jelző pályák elé számokat szúrunk be. Ne felejtsük el a képletet az elektronok maximális számának meghatározására energiaszinten: N=2n2
És hogyan lehet megtudni az energiaszintek számát? Csak nézze meg a periódusos táblázatot: ez a szám egyenlő annak az időszaknak a számával, amelyben ez az elem található.
- az orbitális ikon fölé írunk egy számot, amely az ezen a pályán lévő elektronok számát jelzi.
Például a szkandium elektronikus képlete így nézne ki.
Egy kémiai elem elektronképletének összeállítása nem a legkönnyebb feladat.
Tehát az elemek elektronikus képletei összeállításának algoritmusa a következő:
Íme néhány elektronikus képlete kémiai elemek:
A kémiai elemek elektronképleteit így kell összeállítani: meg kell nézni az elem számát a periódusos rendszerben, így megtudja, hány elektronja van. Ezután meg kell találnia a szintek számát, amely megegyezik az időszakkal. Ezután az alszinteket írják és töltik ki:
Először is meg kell határoznia az atomok számát a periódusos rendszer szerint.
Az elektronikus képlet összeállításához Mengyelejev periodikus rendszerére lesz szüksége. Keresse meg ott a kémiai elemét, és nézze meg az időszakot - egyenlő lesz az energiaszintek számával. A csoportszám numerikusan megfelel az utolsó szinten lévő elektronok számának. Az elem száma mennyiségileg megegyezik az elektronjainak számával.. Azt is egyértelműen tudnia kell, hogy az első szinten maximum 2, a másodikon 8, a harmadikon pedig 18 elektron található.
Ezek a kiemelések. Ezen kívül az interneten (beleértve a weboldalunkat is) minden elemre vonatkozóan kész elektronikus képletekkel találhat információkat, így ellenőrizheti magát.
A kémiai elemek elektronikus képleteinek elkészítése nagyon nehéz folyamat, nem nélkülözheti a speciális táblázatokat, és egy csomó képletet kell alkalmaznia. Összefoglalva az alábbi lépéseket kell végrehajtania:
Fel kell készíteni egy pályadiagramot, amelyben az elektronok közötti különbség fogalma lesz. A pályák és az elektronok kiemelve vannak az ábrán.
Az elektronok szinteken vannak kitöltve, alulról felfelé, és több alszintjük van.
Tehát először megtudjuk egy adott atom elektronjainak teljes számát.
Egy bizonyos séma szerint kitöltjük a képletet, és felírjuk - ez lesz az elektronikus képlet.
Például a nitrogén esetében ez a képlet így néz ki, először az elektronokkal foglalkozunk:
És írd le a képletet:
Megérteni egy kémiai elem elektronképletének összeállításának elve, először meg kell határoznia az atomban lévő elektronok teljes számát a periódusos rendszerben szereplő szám alapján. Ezt követően meg kell határoznia az energiaszintek számát, alapul véve annak az időszaknak a számát, amelyben az elem található.
Ezt követően a szinteket részszintekre bontják, amelyeket elektronokkal töltenek meg, a legkevesebb energia elve alapján.
Az érvelés helyességét például ide kattintva ellenőrizheti.
Egy kémiai elem elektronképletének összeállításával megtudhatja, hány elektron és elektronréteg van egy adott atomban, valamint azt, hogy ezek milyen sorrendben oszlanak meg a rétegek között.
Kezdetben meghatározzuk az elem sorszámát a periódusos rendszer szerint, ez megfelel az elektronok számának. Az elektronrétegek száma a periódusszámot jelöli, az atom utolsó rétegében lévő elektronok száma pedig a csoportszámnak felel meg.
>> Kémia: Elektronikus konfigurációk kémiai elemek atomjai
W. Pauli svájci fizikus 1925-ben megállapította, hogy egy atomban egy pályán legfeljebb két olyan elektron lehet, amelyeknek ellentétes (antiparallel) spinje van (az angol fordításban „orsó”), vagyis olyan tulajdonságokkal rendelkeznek, amelyek feltételesen egy elektron forgásaként ábrázolta képzeletbeli tengelye körül: az óramutató járásával megegyező vagy ellentétes irányba. Ezt az elvet Pauli-elvnek nevezik.
Ha egy elektron van a pályán, akkor azt párosítatlannak nevezzük, ha kettő van, akkor ezek páros elektronok, azaz ellentétes spinű elektronok.
Az 5. ábra az energiaszintek alszintekre való felosztását mutatja be.
Az s-pálya, amint azt már tudod, gömb alakú. A hidrogénatom elektronja (s = 1) ezen a pályán helyezkedik el, és nincs párosítva. Ezért az elektronikus képlete vagy elektronikus konfigurációja a következőképpen lesz felírva: 1s 1. Az elektronikus képletekben az energiaszint számát a betű előtti szám jelzi (1 ...), latin betű jelölje az alszintet (pályatípust), a szám pedig, amelyet a betű jobb felső sarkába írunk (kitevőként), az alszinten lévő elektronok számát mutatja.
Egy He hélium atom esetében, amelynek két pár elektronja van ugyanazon az s-pályán, ez a képlet: 1s 2 .
A hélium atom elektronhéja teljes és nagyon stabil. A hélium nemesgáz.
A második energiaszintnek (n = 2) négy pályája van: egy s és három p. A második szintű s-pályás elektronok (2s-pályák) nagyobb energiával rendelkeznek, mivel nagyobb távolságra vannak az atommagtól, mint az 1s-pályás elektronok (n = 2).
Általánosságban elmondható, hogy n minden értékéhez tartozik egy s-pálya, de ennek megfelelő mennyiségű elektronenergiája van benne, és ezért megfelelő átmérőjű, amely az n értékének növekedésével nő.
A p-Orbital súlyzó vagy nyolcas térfogatú. Mindhárom p-pálya az atomban egymásra merőlegesen helyezkedik el az atommagon keresztül megrajzolt térbeli koordináták mentén. Ismét hangsúlyozni kell, hogy minden energiaszintnek (elektronikus rétegnek) n = 2-től kezdve három p-pályája van. Az n értékének növekedésével az elektronok az atommagtól nagy távolságra elhelyezkedő p-pályákat foglalnak el, amelyek az x, y és z tengely mentén irányulnak.
A második periódus elemeinél (n = 2) először egy β-pályát, majd három p-pályát töltünk ki. Elektronikus képlet 1l: 1s 2 2s 1. Az elektron gyengébb kötődik az atommaghoz, így a lítium atom könnyen leadhatja (ahogy nyilván emlékszel, ezt a folyamatot oxidációnak hívják), Li + ionná alakulva.
A Be 0 berillium atomban a negyedik elektron is a 2s pályán található: 1s 2 2s 2. A berillium atom két külső elektronja könnyen leválik - a Be 0 Be 2+ kationná oxidálódik.
A bóratomnál az ötödik elektron 2p pályát foglal el: 1s 2 2s 2 2p 1. Továbbá a C, N, O, E atomok 2p pályákkal vannak kitöltve, ami a nemesgáz neonnal végződik: 1s 2 2s 2 2p 6.
A harmadik periódus elemeinél az Sv-, illetve az Sp-pálya kitöltésre kerül. A harmadik szint öt d-pályája szabadon marad:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17C11v22822r63r5; 18Ar P^Yor^3p6.
Néha az elektronok atomokban való eloszlását ábrázoló diagramokon csak az egyes energiaszinteken lévő elektronok számát tüntetik fel, vagyis a kémiai elemek atomjainak rövidített elektronképleteit írják le, ellentétben a fent megadott teljes elektronképletekkel.
A nagy periódusú elemeknél (negyedik és ötödik) az első két elektron a 4., illetve az 5. pályát foglalja el: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Minden nagy periódus harmadik elemétől kiindulva a következő tíz elektron az előző 3d, illetve 4d pályára kerül (másodlagos alcsoportok elemei esetén): 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. Általános szabály, hogy az előző d-alszint kitöltésekor a külső (4p-, illetve 5p-) p-alszint kitöltése megkezdődik.
A nagy periódusú elemeknél - a hatodik és a nem teljes hetedik - az elektronikus szintek és alszintek általában elektronokkal vannak feltöltve, a következőképpen: az első két elektron a külső β-alszintre kerül: 56 Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87 gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; a következő egy elektron (Na és Ac esetén) az előzőhöz (p-alszint: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 és 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).
Ezután a következő 14 elektron kívülről a harmadik energiaszintre kerül a 4f, illetve az 5f pályán a lantanidok és az aktinidák számára.
Ezután a második külső energiaszint (d-alszint) kezd újra felépülni: a másodlagos alcsoportok elemeinél: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - és végül csak az aktuális szint tíz elektronjával való teljes feltöltődés után lesz újra feltöltve a külső p-alszint:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Nagyon gyakran az atomok elektronhéjának szerkezetét energia- vagy kvantumcellák segítségével ábrázolják - írják le az úgynevezett grafikus elektronikus képleteket. Ehhez a rekordhoz a következő jelölést használjuk: minden kvantumcellát egy pályának megfelelő cella jelöl; minden elektront a spin irányának megfelelő nyíl jelzi. Grafikus elektronikus képlet írásakor két szabályt kell megjegyezni: a Pauli-elvet, amely szerint egy cellában legfeljebb két elektron lehet (pályák, de antiparallel spinekkel), és F. Hund szabályát, amely szerint az elektronok szabad cellákat (pályákat) foglalnak el, ezekben helyezkednek el egyenként és ugyanakkor azonos spinértékkel rendelkeznek, és csak ezután párosulnak, de a pörgetések ebben az esetben a Pauli-elv szerint már ellentétes irányú.
Végezetül tekintsük meg még egyszer az elemek atomjainak elektronkonfigurációinak leképezését a D. I. Mengyelejev rendszer periódusaiban. Az atomok elektronszerkezetének sémái az elektronok elektronrétegek (energiaszintek) közötti eloszlását mutatják be. 
A hélium atomban az első elektronréteg elkészült - 2 elektronja van.
A hidrogén és a hélium s-elemek, ezeknek az atomoknak elektronokkal teli s-pályájuk van.
A második periódus elemei
A második periódus összes eleménél az első elektronréteget kitöltik, és az elektronok kitöltik a második elektronréteg e- és p-pályáit a legkisebb energia elve (először s-, majd p) és a szabályok szerint. Pauli és Hund (2. táblázat).
A neonatomban elkészült a második elektronréteg - 8 elektronja van.
2. táblázat A második periódus elemeinek atomjainak elektronhéjának szerkezete
A táblázat vége. 2 
Li, Be - elemekben.
B, C, N, O, F, Ne - p-elemek, ezek az atomok tele vannak elektronokkal p-pályák.
A harmadik periódus elemei
A harmadik periódus elemeinek atomjainál az első és a második elektronréteg elkészül, ezért a harmadik elektronréteg kitöltődik, amelyben az elektronok elfoglalhatják a 3s, 3p és 3d alszinteket (3. táblázat).
3. táblázat A harmadik periódus elemeinek atomjainak elektronhéjának szerkezete
A magnézium atomnál egy 3s-elektron pálya fejeződik be. Na és Mg-s elemek. 
Az argonatomban a külső rétegben (a harmadik elektronrétegben) 8 elektron található. Külső rétegként teljes, de összességében a harmadik elektronrétegben, mint már tudjátok, 18 elektron lehet, ami azt jelenti, hogy a harmadik periódus elemei kitöltetlen 3d pályákkal rendelkeznek.
Az Al-tól Ag-ig minden elem p-elem. Az s- és p-elemek alkotják a fő alcsoportokat Periodikus rendszer.
A kálium és kalcium atomoknál megjelenik egy negyedik elektronréteg, és a 4s alszint kitöltődik (4. táblázat), mivel ennek energiája kisebb, mint a 3d alszint. A negyedik periódus elemeinek atomjainak grafikus elektronképleteinek egyszerűsítésére: 1) az argon feltételesen grafikus elektronképletét a következőképpen jelöljük:
Ar;
2) nem ábrázoljuk azokat az alszinteket, amelyek ezeknél az atomoknál nincsenek kitöltve.
4. táblázat A negyedik periódus elemei atomjainak elektronhéjának szerkezete
K, Ca - a fő alcsoportokba tartozó s-elemek. Az Sc-től Zn-ig terjedő atomok esetében a 3d alszint tele van elektronokkal. Ezek 3D elemek. A másodlagos alcsoportokba tartoznak, pre-külső elektronréteggel rendelkeznek, átmeneti elemeknek nevezik őket.
Ügyeljen a króm- és rézatomok elektronhéjának szerkezetére. Ezekben egy elektron "meghibásodása" következik be a 4n-ről a 3d alszintre, ami a kapott 3d 5 és 3d 10 elektronikus konfigurációk nagyobb energiastabilitásával magyarázható: 
A cink atomban elkészül a harmadik elektronréteg - benne van az összes 3s, 3p és 3d alszint, összesen 18 elektron van rajtuk.
A cinket követő elemekben tovább töltődik a negyedik elektronréteg, a 4p részszint: A Ga-tól Kr-ig terjedő elemek p-elemek. 
A kriptonatom külső rétege (negyedik) teljes, és 8 elektronból áll. De csak a negyedik elektronrétegben, mint tudod, 32 elektron lehet; a kriptonatom 4d és 4f alszintjei még mindig kitöltetlenek.
Az ötödik periódus elemei a következő sorrendben töltik ki az alszinteket: 5s-> 4d -> 5p. És vannak kivételek is az elektronok "meghibásodásával" kapcsolatban, 41 Nb, 42 MO stb.
A hatodik és a hetedik periódusban olyan elemek jelennek meg, amelyekben a harmadik külső elektronikus réteg 4f és 5f alszintjei töltődnek fel.
A 4f elemeket lantanidoknak nevezzük.
Az 5f-elemeket aktinidáknak nevezzük.
Az elektronikus részszintek kitöltési sorrendje a hatodik periódus elemeinek atomjaiban: 55 Сs és 56 Ва - 6s-elemek;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elem; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemek; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemek; 81 Tl- 86 Rn - 6p-elemek. De még itt is vannak olyan elemek, amelyekben az elektronikus pályák kitöltésének sorrendje „sérül”, ami például a fél és teljesen kitöltött f alszintek, azaz nf 7 és nf 14 nagyobb energiastabilitásával jár.
Attól függően, hogy az atom melyik alszintjét töltik meg utoljára elektronokkal, az összes elem, amint azt már megértette, négy elektroncsaládra vagy blokkra van osztva (7. ábra).
1) s-elemek; az atom külső szintjének β-alszintje tele van elektronokkal; az s-elemek közé tartozik a hidrogén, a hélium és az I. és II. csoport fő alcsoportjainak elemei;
2) p-elemek; az atom külső szintjének p-alszintje tele van elektronokkal; p elemek közé tartoznak a III-VIII csoportok fő alcsoportjainak elemei;
3) d-elemek; az atom prekülső szintjének d-alszintje tele van elektronokkal; A d-elemek közé tartoznak az I-VIII csoport másodlagos alcsoportjainak elemei, vagyis az s- és p-elemek között elhelyezkedő nagy periódusok interkaláris évtizedeinek elemei. Átmeneti elemeknek is nevezik őket;
4) f-elemek, az atom harmadik külső szintjének f-alszintje tele van elektronokkal; ezek közé tartoznak a lantanidok és az aktinidák.
1. Mi történne, ha a Pauli-elvet nem tartják tiszteletben?
2. Mi történne, ha nem tartják tiszteletben Hund uralmát?
3. Készítsen diagramokat az alábbi kémiai elemek atomjainak elektronszerkezetéről, elektronképleteiről és grafikus elektronképleteiről: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra!
4. Írja fel a 110-es elem elektronikus képletét a megfelelő nemesgáz szimbólumával!
Az óra tartalma óra összefoglalója támogatási keret óra bemutató gyorsító módszerek interaktív technológiák Gyakorlat feladatok és gyakorlatok önvizsgálat műhelyek, tréningek, esetek, küldetések házi feladat megbeszélés kérdések szónoki kérdések a tanulóktól Illusztrációk audio, videoklippek és multimédia fényképek, képek grafika, táblázatok, sémák humor, anekdoták, viccek, képregények példázatok, mondások, keresztrejtvények, idézetek Kiegészítők absztraktokat cikkek chipek érdeklődő csaló lapok tankönyvek alapvető és kiegészítő kifejezések szószedete egyéb Tankönyvek és leckék javításaa tankönyv hibáinak javítása egy töredék frissítése a tankönyvben az innováció elemei a leckében az elavult ismeretek újakkal való helyettesítése Csak tanároknak tökéletes leckék naptári tervet az évre iránymutatásokat vitaprogramok Integrált leckékEgy atom elektronikus konfigurációja egy képlet, amely megmutatja az elektronok elrendezését egy atomban szintek és alszintek szerint. A cikk tanulmányozása után megtudja, hol és hogyan helyezkednek el az elektronok, megismerkedhet a kvantumszámokkal, és meg tudja építeni egy atom elektronikus konfigurációját a szám alapján, a cikk végén található az elemek táblázata.
Miért tanulmányozzuk az elemek elektronikus konfigurációját?
Az atomok olyanok, mint egy konstruktor: bizonyos számú részük van, különböznek egymástól, de két azonos típusú rész teljesen egyforma. De ez a konstruktor sokkal érdekesebb, mint a műanyag, és itt van miért. A konfiguráció attól függően változik, hogy ki van a közelben. Például az oxigén a hidrogén mellett talán vízzé alakul, a nátrium mellett gázzá, a vas mellett pedig teljesen rozsdává változtatja. Annak a kérdésnek a megválaszolásához, hogy ez miért történik, és hogy megjósolhassuk egy atom viselkedését egy másik mellett, meg kell vizsgálni az elektronikus konfigurációt, amelyet az alábbiakban tárgyalunk.
Hány elektron van egy atomban?
Az atom magból és a körülötte keringő elektronokból áll, az atommag protonokból és neutronokból áll. Semleges állapotban minden atomnak annyi elektronja van, mint ahány proton van az atommagjában. A protonok számát az elem sorszáma jelezte, például a kénnek 16 protonja van - ez a periódusos rendszer 16. eleme. Az aranynak 79 protonja van - ez a periódusos rendszer 79. eleme. Ennek megfelelően semleges állapotban a kénben 16, az aranyban 79 elektron van.
Hol keressünk elektront?
Az elektron viselkedését megfigyelve bizonyos mintázatok származtathatók, ezeket kvantumszámokkal írják le, összesen négy van belőlük:
- Főkvantumszám
- Orbitális kvantumszám
- Mágneses kvantumszám
- Spin kvantumszám
Orbitális
Továbbá a pálya szó helyett az "pálya" kifejezést fogjuk használni, az orbitál az elektron hullámfüggvénye, nagyjából - ez az a terület, ahol az elektron az idő 90%-át tölti.
N - szint
L - héj
M l - pályaszám
M s - az első vagy a második elektron a pályán
l pályakvantumszám
Az elektronfelhő vizsgálata során kiderült, hogy az energiaszinttől függően a felhőnek négy fő formája van: labda, súlyzók és a másik kettő, összetettebb. Az energia növekvő sorrendjében ezeket a formákat s-, p-, d- és f-héjaknak nevezzük. Mindegyik héjnak 1 (s), 3 (p), 5 (d) és 7 (f) pályája lehet. Az orbitális kvantumszám az a héj, amelyen a pályák találhatók. Az s, p, d és f orbitális pályakvantumszám 0, 1, 2 vagy 3 értéket vesz fel.
Az s-héjon egy pálya (L=0) - két elektron
Három pálya van a p-héjon (L=1) - hat elektron
Öt pálya van a d-héjon (L=2) - tíz elektron
Hét pálya (L=3) van az f-héjon – tizennégy elektron
Mágneses kvantumszám m l
A p-shell-en három pálya található, ezeket -L-től +L-ig terjedő számokkal jelöljük, vagyis a p-shell-hez (L=1) vannak "-1", "0" és "1" pályák. . A mágneses kvantumszámot m l betűvel jelöljük.
A héjon belül könnyebben helyezkednek el az elektronok különböző pályákon, így az első elektronok minden pályára megtöltenek egyet, majd mindegyikhez hozzáadják a párját.
Tekintsünk egy d-shell-t:
A d-héj az L=2 értéknek felel meg, azaz öt pálya (-2,-1,0,1 és 2), az első öt elektron tölti ki a héjat, az M l =-2 értékeket veszi fel, Ml=-1,Ml=0, Ml=1,Ml=2.
Spin kvantumszám m s
A spin az elektronnak a tengelye körüli forgásiránya, két iránya van, így a spinkvantumszámnak két értéke van: +1/2 és -1/2. Csak két ellentétes spinű elektron lehet ugyanazon az energia-alszinten. A spinkvantumszámot m s-vel jelöljük
n főkvantumszám
A főkvantumszám az az energiaszint, amelyen Ebben a pillanatban hét energiaszint ismeretes, mindegyiket egy-egy arab szám jelöli: 1,2,3, ... 7. A shellek száma minden szinten megegyezik a szintszámmal: az első szinten egy shell, a másodikon kettő, és így tovább.
Elektronszám
Tehát bármely elektron négy kvantumszámmal leírható, ezeknek a számoknak a kombinációja az elektron minden pozíciójára egyedi, vegyük az első elektront, a legalacsonyabb energiaszint N=1, az első szinten egy héj található, az első héj bármely szinten labda alakú (s -shell), azaz. L=0, a mágneses kvantumszám csak egy értéket vehet fel, M l =0 és a spin +1/2 lesz. Ha vesszük az ötödik elektront (bármelyik atomban van is), akkor a fő kvantumszámok a következők lesznek: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Ez úgynevezett elektronikus képletek formájában van megírva. Az elektronikus képletekben az s, p, d, f betűk az elektronok energia-alszintjeit jelölik; a betűk előtti számok azt az energiaszintet jelzik, amelyben az adott elektron található, a jobb felső mutató pedig az ezen az alszinten lévő elektronok számát mutatja. Bármely elem atomjának elektronképletének összeállításához elegendő ismerni ennek az elemnek a számát a periódusos rendszerben, és teljesíteni kell azokat az alapvető rendelkezéseket, amelyek szabályozzák az elektronok eloszlását egy atomban.
Egy atom elektronhéjának szerkezete az energiacellákban lévő elektronok elrendezése formájában is ábrázolható.
A vasatomok esetében egy ilyen séma a következő formájú:
Ez a diagram jól mutatja a Hund-szabály végrehajtását. A 3d alszinten a cellák maximális száma (négy) párosítatlan elektronokkal van feltöltve. Az atomban lévő elektronhéj szerkezetének képe elektronikus képletek és diagramok formájában nem tükrözi egyértelműen az elektron hullámtulajdonságait.
Az időszaki törvény módosított szövege IGEN. Mengyelejev : az egyszerű testek tulajdonságai, valamint az elemek vegyületeinek formái és tulajdonságai periodikusan függenek az elemek atomtömegének nagyságától.
A periódusos törvény modern megfogalmazása: az elemek tulajdonságai, valamint vegyületeik formái és tulajdonságai periodikusan függenek atomjaik magjának töltésének nagyságától.
Így az atommag pozitív töltése (nem pedig az atomtömeg) pontosabb érvnek bizonyult, amelytől az elemek és vegyületeik tulajdonságai függenek.
Vegyérték- azon kémiai kötések száma, amelyek között az egyik atom a másikhoz kapcsolódik.
Valencia lehetőségek Az atomokat a párosítatlan elektronok száma és a szabad atompályák külső szinten való jelenléte határozza meg. A kémiai elemek atomjainak külső energiaszintjének szerkezete elsősorban atomjaik tulajdonságait határozza meg. Ezért ezeket a szinteket vegyértékszinteknek nevezzük. Ezen szintek, és néha a prekülső szintek elektronjai is részt vehetnek a kémiai kötések kialakításában. Az ilyen elektronokat vegyértékelektronoknak is nevezik.
Sztöchiometrikus vegyérték kémiai elem - az ekvivalensek száma, amelyet egy adott atom magához köthet, vagy az ekvivalensek száma az atomban.
Az ekvivalenseket a kapcsolódó vagy helyettesített hidrogénatomok száma határozza meg, ezért a sztöchiometrikus vegyérték megegyezik azon hidrogénatomok számával, amelyekkel ez az atom kölcsönhatásba lép. De nem minden elem lép kölcsönhatásba szabadon, hanem szinte minden kölcsönhatásba lép az oxigénnel, így a sztöchiometrikus vegyérték a kapcsolódó oxigénatomok számának kétszereseként határozható meg.
Például a kén sztöchiometrikus vegyértéke H 2S hidrogén-szulfidban 2, SO 2 - 4 oxidban, SO 3 -6 oxidban.
Amikor egy elem sztöchiometrikus vegyértékét a bináris vegyület képlete szerint határozzuk meg, azt a szabályt kell követni: az egyik elem összes atomjának teljes vegyértékének meg kell egyeznie egy másik elem összes atomjának teljes vegyértékével.
Oxidációs állapot is jellemzi az anyag összetételét, és egyenlő a sztöchiometrikus vegyértékkel plusz előjellel (egy fém vagy egy molekula elektropozitívabb eleme esetén) vagy mínusz.
1. Be egyszerű anyagok az elemek oxidációs állapota nulla.
2. A fluor oxidációs foka minden vegyületben -1. A megmaradt halogének (klór, bróm, jód) fémekkel, hidrogénnel és más elektropozitívabb elemekkel szintén -1 oxidációs állapotúak, de az elektronegatívabb elemet tartalmazó vegyületekben. pozitív értékeket oxidációs foka.
3. A vegyületekben lévő oxigén oxidációs foka -2; kivétel a H 2 O 2 hidrogén-peroxid és származékai (Na 2 O 2, BaO 2 stb., amelyekben az oxigén oxidációs állapota -1, valamint az oxigén-fluorid OF 2, amelyben az oxigén oxidációs állapota +2.
4. Az alkáli elemek (Li, Na, K stb.) és a periódusos rendszer második csoportjának fő alcsoportjának elemei (Be, Mg, Ca stb.) mindig a csoportszámmal egyenlő oxidációs állapotúak, értéke +1 és +2.
5. A harmadik csoport minden elemének, kivéve a talliumot, állandó az oxidációs állapota, amely megegyezik a csoportszámmal, azaz. +3.
6. Egy elem legmagasabb oxidációs foka megegyezik a Periodikus rendszer csoportszámával, a legalacsonyabb pedig a különbséggel: csoportszám - 8. Pl. legmagasabb fokozat a nitrogén oxidációja (az ötödik csoportban található) +5 (a salétromsavban és sóiban), a legalacsonyabb pedig -3 (az ammóniában és ammóniumsókban).
7. A vegyületben lévő elemek oxidációs állapotai úgy kompenzálják egymást, hogy összegük egy molekulában vagy egy semleges képletegységben az összes atomra nulla, egy ion esetében pedig a töltése.
Ezekkel a szabályokkal meg lehet határozni egy vegyületben lévő elem ismeretlen oxidációs fokát, ha a többi oxidációs állapota ismert, illetve több elemből álló vegyületek megfogalmazására.
Oxidációs fok (oxidációs szám,) — segédfeltételes érték az oxidációs, redukciós és redox reakciók folyamatainak rögzítésére.
koncepció oxidációs állapot gyakran használják a szervetlen kémiában a fogalom helyett vegyérték. Egy atom oxidációs állapota megegyezik a számértékkel elektromos töltés egy atomhoz van rendelve azzal a feltételezéssel, hogy a kötő elektronpárok teljesen torzítottak több elektronegatív atom felé (vagyis azon a feltételezésen alapul, hogy a vegyület csak ionokból áll).
Az oxidációs állapot az elektronok számának felel meg, amelyeket egy pozitív ionhoz kell hozzáadni, hogy semleges atommá redukálják, vagy egy negatív ionból át kell venni, hogy semleges atommá oxidálják:
Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)
Az elemek tulajdonságai az atom elektronhéjának szerkezetétől függően a periódusos rendszer periódusainak és csoportjainak megfelelően változnak. Mivel számos analóg elemben az elektronikus szerkezetek csak hasonlóak, de nem azonosak, így a csoport egyik eleméről a másikra való átmenet során nem a tulajdonságok egyszerű ismétlődése figyelhető meg, hanem többé-kevésbé egyértelműen kifejezett szabályos változása.
Egy elem kémiai természetét az határozza meg, hogy az atom mennyire képes elektronokat veszíteni vagy nyerni. Ezt a képességet az ionizációs energiák és az elektronaffinitás értékei számszerűsítik.
Ionizációs energia (Ei) az a minimális energiamennyiség, amely egy elektron leválásához és teljes eltávolításához szükséges egy gázfázisú atomról T = 0 esetén
K anélkül, hogy kinetikus energiát adna át a felszabaduló elektronnak az atom pozitív töltésű ionná történő átalakulásával: E + Ei = E + + e-. Az ionizációs energia pozitív érték, és a legalacsonyabb az alkálifém atomoknál, a legmagasabb pedig a nemes (inert) gázatomoknál.
Elektronaffinitás (Ee) az az energia, amely felszabadul vagy elnyelődik, amikor egy elektron kapcsolódik egy atomhoz a gázfázisban T = 0-nál
K az atom negatív töltésű ionná történő átalakulásával anélkül, hogy kinetikus energiát adna át a részecske számára:
E + e- = E- + Ee.
A halogének, különösen a fluor, rendelkeznek a legnagyobb elektronaffinitással (Ee = -328 kJ/mol).
Az Ei és Ee értékeit kilojoule per mol (kJ/mol) vagy elektronvolt per atom (eV) egységben fejezzük ki.
A kötött atom azon képességét, hogy a kémiai kötések elektronjait maga felé tolja, növelve ezzel az elektronsűrűséget maga körül ún. elektronegativitás.
Ezt a fogalmat L. Pauling vezette be a tudományba. Elektronegativitása ÷ szimbólummal jelöljük, és egy adott atom azon hajlamát jellemzi, hogy kémiai kötést létrehozva elektronokat kapcsoljon össze.
R. Maliken szerint egy atom elektronegativitását az ionizációs energiák és a szabad atomok elektronaffinitásának felével becsülik h = (Ee + Ei)/2
Időszakonként általános tendencia mutatkozik az ionizációs energia és az elektronegativitás növekedésére az atommag töltésének növekedésével; csoportokban ezek az értékek csökkennek az elem sorszámának növekedésével.
Hangsúlyozni kell, hogy egy elemhez nem lehet állandó elektronegativitásértéket rendelni, mivel ez sok tényezőtől függ, különösen az elem vegyértékállapotától, a vegyület típusától, amelybe belép, a szomszédos atomok számától és típusától. .
Atomi és ionos sugarak. Az atomok és ionok méreteit az elektronhéj méretei határozzák meg. A kvantummechanikai koncepciók szerint az elektronhéjnak nincsenek szigorúan meghatározott határai. Ezért egy szabad atom vagy ion sugarára vehetjük elméletileg számított távolság a magtól a külső elektronfelhők fő maximális sűrűségének helyéig. Ezt a távolságot pályasugárnak nevezzük. A gyakorlatban általában a vegyületekben lévő atomok és ionok sugarának kísérleti adatokból számított értékeit használják. Ebben az esetben megkülönböztetik az atomok kovalens és fémes sugarát.
Az atomi és ionos sugarak függése egy elem atommagjának töltésétől, és periodikus. Időszakonként, ahogy az atomszám nő, a sugarak hajlamosak csökkenni. A legnagyobb csökkenés a kis periódusú elemekre jellemző, mivel ezekben töltődik ki a külső elektronikus szint. Nagy periódusokban a d- és f-elemek családjában ez a változás kevésbé éles, mivel az elektronok kitöltése bennük a prekülső rétegben történik. Az alcsoportokban az azonos típusú atomok és ionok sugara általában nő.
Az elemek periodikus rendszere jól példázza az elemek tulajdonságaiban a különféle periodicitások megnyilvánulását, amely horizontálisan (balról jobbra haladva), függőlegesen (egy csoportban, például felülről lefelé) figyelhető meg. ), átlósan, azaz. az atom valamely tulajdonsága növekszik vagy csökken, de a periodicitás megmarad.
A balról jobbra haladó időszakban (→) az elemek oxidáló és nemfémes tulajdonságai nőnek, míg a redukáló és fémes tulajdonságok csökkennek. Tehát a 3. periódus összes eleme közül a nátrium lesz a legaktívabb fém és a legerősebb redukálószer, a klór pedig a legerősebb oxidálószer.
kémiai kötés- ez az atomok összekapcsolódása egy molekulában vagy kristályrácsban, az atomok közötti elektromos vonzási erők hatására.
Ez az összes elektron és minden atommag kölcsönhatása, ami egy stabil, többatomos rendszer (gyök, molekulaion, molekula, kristály) kialakulásához vezet.
A kémiai kötést vegyértékelektronok végzik. A modern elképzelések szerint a kémiai kötés elektronikus természetű, de különböző módon valósul meg. Ezért a kémiai kötéseknek három fő típusa van: kovalens, ionos, fémes A molekulák között keletkezik hidrogén kötés,és történjen van der Waals interakciók.
A kémiai kötések fő jellemzői:
- kötés hossza - a kémiailag kötött atomok közötti magközi távolság.
Ez a kölcsönhatásban lévő atomok természetétől és a kötés sokféleségétől függ. A multiplicitás növekedésével a kötés hossza csökken, és ennek következtében növekszik a szilárdsága;
- kötésmultiplicitás - a két atomot összekötő elektronpárok száma határozza meg. A multiplicitás növekedésével a kötési energia növekszik;
- csatlakozási szög- két kémiailag összekapcsolt szomszédos atom atommagjain áthaladó képzeletbeli egyenesek közötti szög;
Kötési energia E CB - ez az az energia, amely ennek a kötésnek a kialakulása során felszabadul, és annak megszakítására fordítódik, kJ/mol.
kovalens kötés - Kémiai kötés, amely egy elektronpárnak két atommal való megosztásával jön létre.
A kémiai kötés magyarázata az atomok közötti közös elektronpárok megjelenésével alapozta meg a vegyérték spin elméletét, melynek eszköze a vegyértékkötés módszer (MVS) Lewis fedezte fel 1916-ban. A kémiai kötések és a molekulák szerkezetének kvantummechanikai leírására egy másik módszert alkalmaznak - molekuláris orbitális módszer (MMO) .
Vegyérték kötés módszer
Az MVS szerinti kémiai kötés kialakításának alapelvei:
1. Kémiai kötés keletkezik vegyérték (párosítatlan) elektronok hatására.
2. Általánossá válnak a két különböző atomhoz tartozó antiparallel spinű elektronok.
3. Kémiai kötés csak akkor jön létre, ha két vagy több atom egymáshoz közeledésekor a rendszer összenergiája csökken.
4. A molekulában ható fő erők elektromos, Coulomb eredetűek.
5. Minél erősebb a kapcsolat, annál jobban átfedik egymást a kölcsönhatásban lévő elektronfelhők.
A kovalens kötés kialakulásának két mechanizmusa van:
cseremechanizmus. A kötés két semleges atom vegyértékelektronjainak megosztásával jön létre. Minden atom egy párosítatlan elektront ad egy közös elektronpárnak:
Rizs. 7. Cseremechanizmus kovalens kötés kialakítására: a- nem poláris; b- sarki
Donor-akceptor mechanizmus. Az egyik atom (donor) egy elektronpárt, egy másik atom (akceptor) pedig üres pályát biztosít ennek a párnak.
kapcsolatok, művelt a donor-akceptor mechanizmus szerint tartozik összetett vegyületek
 |
Rizs. 8. A kovalens kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusa
A kovalens kötésnek bizonyos jellemzői vannak.
Telíthetőség - az atomok azon tulajdonsága, hogy szigorúan meghatározott számú kovalens kötést hoznak létre. A kötések telítettsége miatt a molekulák bizonyos összetételűek.
|
Tájolás - t . azaz a kapcsolat az elektronfelhők maximális átfedésének irányában jön létre . A kötést alkotó atomok középpontjait összekötő egyenesre vonatkozóan a következők találhatók: σ és π (9. ábra): σ-kötés - az AO átfedésével jön létre a kölcsönható atomok középpontjait összekötő vonal mentén; A π-kötés egy olyan kötés, amely az atommagokat összekötő egyenesre merőleges tengely irányában jön létre. A kötés orientációja határozza meg a molekulák térbeli szerkezetét, azaz geometriai alakját. hibridizáció - ez egyes pályák alakjának megváltoztatása kovalens kötés kialakulása során a pályák hatékonyabb átfedése érdekében. A hibrid pályák elektronjainak részvételével létrejövő kémiai kötés erősebb, mint a nem hibrid s- és p-pályák elektronjainak részvételével létrejövő kötés, mivel nagyobb az átfedés. A hibridizációnak a következő típusai vannak (10. ábra, 31. táblázat): |
sp hibridizáció - egy s-pálya és egy p-pálya két egyforma "hibrid" pályává alakul, amelyek tengelyei közötti szög 180°. Azok a molekulák, amelyekben sp hibridizáció megy végbe, lineáris geometriával rendelkeznek (BeCl 2).sp 2 hibridizáció- egy s-pálya és két p-pálya három egyforma "hibrid" pályává alakul, amelyek tengelyei közötti szög 120°. Azok a molekulák, amelyekben sp 2 hibridizációt hajtanak végre, lapos geometriájúak (BF 3, AlCl 3).
sp 3-hibridizáció- egy s-pálya és három p-pálya négy egyforma "hibrid" pályává alakul, amelyek tengelyei közötti szög 109 ° 28 ". Azok a molekulák, amelyekben sp 3 hibridizáció történik, tetraéderes geometriájú (CH 4) , NH3).
Rizs. 10. A vegyértékpályák hibridizációinak típusai: a - sp-valenciapályák hibridizációja; b - sp2- vegyértékpályák hibridizációja; ban ben - sp 3 - vegyértékpályák hibridizációja
Atom- elektromosan semleges részecske, amely pozitív töltésű atommagból és negatív töltésű elektronokból áll. Az atom középpontjában egy pozitív töltésű atommag található. Az atomon belüli tér elenyésző részét foglalja el, benne összpontosul az összes pozitív töltés és az atom szinte teljes tömege.
Az atommag elemi részecskékből áll - protonból és neutronból; Az elektronok zárt pályákon mozognak az atommag körül.
Proton (r)- elemi részecske, amelynek relatív tömege 1,00728 atomtömeg-egység, töltése +1 hagyományos egység. Az atommagban lévő protonok száma megegyezik az elem sorozatszámával a D.I. periodikus rendszerében. Mengyelejev.
Neutron (n)- 1,00866 atomtömeg-egység (a.m.u.) relatív tömegű semleges elemi részecske.
Az N atommagban lévő neutronok számát a következő képlet határozza meg:
ahol A a tömegszám, Z az atommag töltése, egyenlő a számmal protonok (sorozatszám).
Általában az atommag paramétereit a következőképpen írják fel: az elem szimbólumának bal alsó sarkában az atommag töltése, felülre pedig a tömegszám kerül, pl.
Ez a rekord azt mutatja, hogy egy foszforatom magtöltése (tehát a protonok száma) 15, a tömegszáma 31, a neutronok száma pedig 31 - 15 = 16. Mivel a proton és a neutron tömege nagyon kevéssé különbözik egymástól, a szám tömege megközelítőleg megegyezik az atommag relatív atomtömegével.
Elektron (e -)- 0,00055 tömegű elemi részecske. e.m. és feltételes töltés –1. Az atomban lévő elektronok száma megegyezik az atommag töltésével (az elem sorozatszáma D. I. Mengyelejev periódusos rendszerében).
Az elektronok szigorúan meghatározott pályákon mozognak az atommag körül, létrehozva az úgynevezett elektronfelhőt.
Az atommag körüli térrész, ahol az elektron a legnagyobb valószínűséggel található (90% vagy több), meghatározza az elektronfelhő alakját.
Az s-elektron elektronfelhője gömb alakú; az s-energia részszint legfeljebb két elektront tartalmazhat.
A p-elektron elektronfelhője súlyzó alakú; Három p-pálya maximum hat elektront tud tartani.
A pályákat négyzetként ábrázolják, amely fölé vagy alá írják az ezt a pályát leíró fő és másodlagos kvantumszámok értékeit. Az ilyen rekordot grafikus elektronikus képletnek nevezik, például:
Ebben a képletben a nyilak egy elektront jelölnek, és a nyíl iránya megfelel a spin irányának - az elektron belső mágneses momentumának. Az ellentétes forgású ↓ elektronokat párosnak nevezzük.
Az elemek atomjainak elektronikus konfigurációi elektronikus képletek formájában ábrázolhatók, amelyekben az alszint szimbólumai vannak feltüntetve, az alszint szimbóluma előtti együttható az ehhez a szinthez való tartozását, a szimbólum foka pedig a számot. ezen alszint elektronjaiból.
Az 1. táblázat a D.I. kémiai elemeinek periódusos rendszerének első 20 eleme atomjainak elektronhéjának szerkezetét mutatja. Mengyelejev.
Azokat a kémiai elemeket, amelyek atomjaiban a külső szint s-alszintje egy vagy két elektronnal van feltöltve, s-elemeknek nevezzük. Azokat a kémiai elemeket, amelyek atomjaiban a p-alszint (1-6 elektron) van kitöltve, p-elemeknek nevezzük.
Egy kémiai elem atomjában az elektronrétegek száma megegyezik a periódusszámmal.
Vminek megfelelően Hund szabálya Az elektronok azonos típusú, azonos energiaszintű pályákon helyezkednek el úgy, hogy a teljes spin maximális legyen. Következésképpen az energia-alszint kitöltésekor minden elektron mindenekelőtt külön cellát foglal el, és csak ezután kezdődik a párosításuk. Például egy nitrogénatomnál minden p-elektron külön cellában lesz, az oxigénnél pedig elkezdődik a párosításuk, ami teljesen neonban végződik.
izotópok Ugyanazon elem atomjainak nevezzük, amelyek magjában ugyanannyi protont, de eltérő számú neutront tartalmaznak.
Az izotópok minden elemre ismertek. Ezért a periodikus rendszer elemeinek atomtömege a természetes izotópkeverékek tömegszámának átlagértéke, és eltér az egész értékektől. Így az izotópok természetes keverékének atomtömege nem szolgálhat fő jellemzője atom, tehát elem. Az atom ilyen jellemzője a magtöltés, amely meghatározza az elektronok számát az atom elektronhéjában és annak szerkezetét.
Nézzünk meg néhány tipikus feladatot ebben a részben.
1. példa Melyik elem atomjának elektronikus konfigurációja 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1?
Ennek az elemnek egy 4s elektronja van a külső energiaszintjén. Ezért ez a kémiai elem a fő alcsoport első csoportjának negyedik periódusába tartozik. Ez az elem a kálium.
Ezt a választ más módon is meg lehet kapni. Összeadva az összes elektron számát, 19-et kapunk. Az összes elektronszám megegyezik az elem rendszámával. A kálium a 19. helyen áll a periódusos rendszerben.
2. példa A legmagasabb RO 2 oxid a kémiai elemnek felel meg. Ennek az elemnek az atomjának külső energiaszintjének elektronikus konfigurációja megfelel az elektronikus képletnek:
- ns 2 np 4
- ns 2 np 2
- ns 2 np 3
- ns 2 np 6
A legmagasabb oxid képlete alapján (nézze meg a periódusos rendszerben a legmagasabb oxidok képleteit) megállapítjuk, hogy ez a kémiai elem a fő alcsoport negyedik csoportjába tartozik. Ezeknek az elemeknek a külső energiaszintjében négy elektron van - két s és két p. Ezért a helyes válasz a 2.
Képzési feladatok
1. A kalciumatomban lévő s-elektronok teljes száma:
1) 20
2) 40
3) 8
4) 6
2. A párosított p-elektronok száma egy nitrogénatomban
1) 7
2) 14
3) 3
4) 4
3. A párosítatlan s-elektronok száma egy nitrogénatomban
1) 7
2) 14
3) 3
4) 4
4. Az elektronok száma az argonatom külső energiaszintjén a
1) 18
2) 6
3) 4
4) 8
5. Az atomban lévő protonok, neutronok és elektronok száma 9 4 Be van
1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9
6. Elektronok eloszlása az elektronrétegek között 2; nyolc; 4 - a (in)-ben található atomnak felel meg
1) 3. periódus, IA csoport
2) 2. periódus, IVA csoport
3) 3. periódus, IVA csoport
4) 3. periódus, VA csoport
7. A VA csoport 3. periódusában található kémiai elem megfelel az atom elektronszerkezetének sémájának
1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2
8. Az 1s 2 2s 2 2p 4 elektronikus konfigurációjú kémiai elem illékony hidrogénvegyületet képez, amelynek képlete:
1) HU
2) HU 2
3) HU 3
4) HU 4
9. Egy kémiai elem atomjában az elektronrétegek száma a
1) a sorozatszáma
2) csoportszám
3) a neutronok száma az atommagban
4) időszakszám
10. A fő alcsoportok kémiai elemeinek atomjaiban a külső elektronok száma a
1) az elem sorozatszáma
2) csoportszám
3) a neutronok száma az atommagban
4) időszakszám
11. A sorozatban szereplő egyes kémiai elemek atomjainak külső elektronrétegében két elektron található
1) Ő, Be, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B
12. Egy kémiai elem, amelynek elektronikus képlete 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1, az összetétel oxidját képezi.
1) Li 2 O
2) MgO
3) K2O
4) Na 2O
13. Az elektronrétegek száma és a p-elektronok száma egy kénatomban az
1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10
14. Az ns 2 np 4 elektronikus konfiguráció az atomnak felel meg
1) klór
2) kén
3) magnézium
4) szilícium
15. A nátriumatom vegyértékelektronjai alapállapotban az energia-alszinten vannak
1) 2s
2) 2p
3) 3s
4) 3p
16. A nitrogén- és foszforatomok rendelkeznek
1) ugyanannyi neutron
2) ugyanannyi proton
3) a külső elektronréteg azonos konfigurációja
17. A kalcium atomoknak ugyanannyi vegyértékelektronja van
1) kálium
2) alumínium
3) berillium
4) bór
18. A szén- és fluoratomok rendelkeznek
1) ugyanannyi neutron
2) ugyanannyi proton
3) ugyanannyi elektronikus réteg
4) ugyanannyi elektron
19. Az alapállapotú szénatomnál a párosítatlan elektronok száma
1) 1
3) 3
2) 2
4) 4
20. Az alapállapotú oxigénatomban a párosított elektronok száma a
