Atomun elektronik pasaportu. İnorganik kimyada bir kimyasal elementin elektronik formülü nasıl yazılır
- İlk olarak, kimyanın işaretini yazıyoruz. eleman, aşağıda işaretin solunda seri numarasını belirtiriz.
- Ayrıca, periyodun (elementin bulunduğu) sayısına göre, enerji seviyelerinin sayısını belirler ve kimyasal elementin işaretinin yanına bu kadar çok sayıda ark çizeriz.
- Daha sonra grup numarasına göre arkın altına dış seviyedeki elektron sayısı yazılır.
- 1. seviyede, mümkün olan maksimum 2e, ikincide zaten 8, üçüncüde - 18'e kadar. Rakamları karşılık gelen yayların altına koymaya başlıyoruz.
- Sondan bir önceki seviyedeki elektronların sayısı şu şekilde hesaplanmalıdır: zaten bağlı elektronların sayısı, elemanın seri numarasından çıkarılır.
- Planımızı dönüştürmek için kalır elektronik formül:
- Kimyasal elementi ve seri numarasını yazıyoruz.Sayı atomdaki elektron sayısını gösterir.
- Bir formül yapıyoruz. Bunu yapmak için, enerji seviyelerinin sayısını bulmanız gerekir, elementin periyodunun sayısını belirlemenin temeli alınır.
- Seviyeleri alt seviyelere ayırıyoruz.
Aşağıda kimyasal elementlerin elektronik formüllerinin nasıl doğru bir şekilde oluşturulacağına dair bir örnek görebilirsiniz.
- önce s-alt düzeyini, ardından p-, d-b f-alt düzeylerini dolduruyoruz;
- Klechkovsky kuralına göre, elektronlar orbitalleri artan enerji sırasına göre doldurur;
- Hund kuralına göre, bir alt seviyedeki elektronlar birer birer serbest yörüngeleri işgal eder ve ardından çiftler oluşturur;
- Pauli ilkesine göre, bir yörüngede 2'den fazla elektron yoktur.
Bir kimyasal elementin elektronik formülü, bir atomda kaç elektron katmanı ve kaç elektron bulunduğunu ve bunların katmanlara nasıl dağıldığını gösterir.
Bir kimyasal elementin elektronik formülünü derlemek için periyodik tabloya bakmanız ve elde edilen bilgileri kullanmanız gerekir. verilen eleman. Periyodik tablodaki elementin seri numarası, atomdaki elektron sayısına karşılık gelir. Elektron katmanlarının sayısı periyot numarasına, son elektron katmanındaki elektronların sayısı ise grup numarasına karşılık gelir.
İlk katmanın maksimum 2 1s2 elektronu, ikincisinin maksimum 8 (iki s ve altı p: 2s2 2p6), üçüncünün maksimum 18 (iki s, altı p ve on) olduğu unutulmamalıdır. d: 3s2 3p6 3d10).
Örneğin, karbonun elektronik formülü: C 1s2 2s2 2p2 (seri numarası 6, periyot numarası 2, grup numarası 4).
Sodyumun elektronik formülü: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (seri numarası 11, periyot numarası 3, grup numarası 1).
Elektronik formül yazmanın doğruluğunu kontrol etmek için www.alhimikov.net sitesine bakabilirsiniz.
İlk bakışta elektronik bir kimyasal element formülü hazırlamak oldukça karmaşık bir görev gibi görünebilir, ancak aşağıdaki şemaya uyursanız her şey netleşecektir:
- önce yörüngeleri yaz
- enerji seviyesinin sayısını gösteren orbitallerin önüne sayılar ekliyoruz. Enerji seviyesindeki maksimum elektron sayısını belirleme formülünü unutmayınız: N=2n2
Ve enerji seviyelerinin sayısı nasıl bulunur? Sadece periyodik tabloya bakın: bu sayı, bu elementin bulunduğu periyodun sayısına eşittir.
- yörünge simgesinin üzerine, bu yörüngede bulunan elektronların sayısını gösteren bir sayı yazıyoruz.
Örneğin, skandiyum için elektronik formül şöyle görünecektir.
Bir kimyasal elementin elektronik formülünü derleme görevi en kolayı değildir.
Bu nedenle, elektronik element formüllerini derleme algoritması aşağıdaki gibidir:
İşte bazılarının elektronik formülleri kimyasal elementler:
Kimyasal elementlerin elektronik formüllerini şu şekilde oluşturmanız gerekir: Periyodik tablodaki element sayısına bakmanız, böylece kaç elektrona sahip olduğunu bulmanız gerekir. O zaman döneme eşit olan seviye sayısını bulmanız gerekir. Daha sonra alt seviyeler yazılır ve doldurulur:
Öncelikle periyodik tabloya göre atom sayısını belirlemeniz gerekir.
Elektronik bir formül derlemek için Mendeleev'in periyodik sistemine ihtiyacınız olacak. Orada kimyasal elementinizi bulun ve periyoda bakın - enerji seviyelerinin sayısına eşit olacaktır. Grup numarası, sayısal olarak son seviyedeki elektron sayısına karşılık gelecektir. Eleman sayısı nicel olarak elektron sayısına eşit olacaktır.Ayrıca birinci seviyede en fazla 2, ikincide 8 ve üçüncü seviyede 18 elektron olduğunu açıkça bilmeniz gerekir.
Bunlar öne çıkanlar. Ayrıca internette (web sitemiz dahil) her bir element için hazır bir elektronik formülle bilgi bulabilir, böylece kendinizi kontrol edebilirsiniz.
Kimyasal elementlerin elektronik formüllerini hazırlamak çok zor süreç, özel tablolar olmadan yapamazsınız ve bir sürü formül uygulamanız gerekir. Özetlemek gerekirse, şu adımları izlemeniz gerekir:
Elektronların birbirinden farkı kavramının olacağı bir yörünge diyagramı çizmek gerekir. Yörüngeler ve elektronlar şemada vurgulanmıştır.
Elektronlar aşağıdan yukarıya doğru seviyelerle doldurulur ve birkaç alt seviyesi vardır.
İlk önce belirli bir atomun toplam elektron sayısını buluyoruz.
Formülü belirli bir şemaya göre doldurup yazıyoruz - bu elektronik formül olacak.
Örneğin, Azot için bu formül şöyle görünür, önce elektronlarla ilgileniriz:
Ve formülü yazın:
Anlamak kimyasal bir elementin elektronik formülünü derleme ilkesi, önce periyodik tablodaki sayıya göre atomdaki toplam elektron sayısını belirlemeniz gerekir. Bundan sonra, elementin bulunduğu sürenin sayısını temel alarak enerji seviyelerinin sayısını belirlemeniz gerekir.
Bundan sonra, seviyeler, En Az Enerji İlkesine göre elektronlarla dolu alt seviyelere ayrılır.
Örneğin buraya bakarak muhakemenizin doğruluğunu kontrol edebilirsiniz.
Bir kimyasal elementin elektronik formülünü derleyerek, belirli bir atomda kaç elektron ve elektron katmanı olduğunu ve bunların katmanlar arasında dağılma sırasını öğrenebilirsiniz.
Başlangıç olarak, periyodik tabloya göre elementin seri numarasını belirliyoruz, elektron sayısına karşılık geliyor. Elektron katmanlarının sayısı periyot numarasını gösterir ve atomun son katmanındaki elektronların sayısı grup numarasına karşılık gelir.
>> Kimya: Elektronik konfigürasyonlar kimyasal elementlerin atomları
1925'te İsviçreli fizikçi W. Pauli, bir yörüngedeki bir atomda, zıt (antiparalel) dönüşlere sahip (İngilizce'den “iğ” olarak çevrilmiş) ikiden fazla elektron olamayacağını, yani, olabilecek özelliklere sahip olduğunu belirledi. şartlı olarak kendini bir elektronun hayali ekseni etrafında dönüşü olarak temsil etti: saat yönünde veya saat yönünün tersine. Bu ilkeye Pauli ilkesi denir.
Yörüngede bir elektron varsa, o zaman eşlenmemiş denir, eğer iki varsa, o zaman bunlar eşleştirilmiş elektronlardır, yani zıt dönüşlü elektronlardır.
Şekil 5, enerji seviyelerinin alt seviyelere bölünmesinin bir diyagramını göstermektedir.
Bildiğiniz gibi s-yörüngesi küreseldir. Hidrojen atomunun elektronu (s=1) bu yörüngede bulunur ve eşleşmemiştir. Bu nedenle elektronik formülü veya elektronik konfigürasyonu şu şekilde yazılacaktır: 1s 1. Elektronik formüllerde, enerji seviyesi numarası harfin önündeki sayı (1 ...) ile belirtilir, Latince harf alt seviyeyi (yörünge tipini) belirtir ve harfin sağ üst köşesinde (üs olarak) yazılan sayı, alt seviyedeki elektron sayısını gösterir.
Aynı s-orbitalinde iki çift elektrona sahip olan bir helyum atomu için bu formül şöyledir: 1s 2 .
Helyum atomunun elektron kabuğu tamdır ve çok kararlıdır. Helyum asil bir gazdır.
İkinci enerji seviyesi (n = 2) dört yörüngeye sahiptir: bir s ve üç p. İkinci seviye s-yörünge elektronları (2s-orbital), çekirdekten 1s-yörünge elektronlarından (n = 2) daha büyük bir mesafede oldukları için daha yüksek bir enerjiye sahiptir.
Genel olarak, her n değeri için bir s-yörüngesi vardır, ancak içinde buna karşılık gelen miktarda elektron enerjisi vardır ve bu nedenle, n'nin değeri arttıkça büyüyen karşılık gelen bir çapa sahiptir.
p-Orbital, bir dambıl veya sekiz hacimli bir şekle sahiptir. Her üç p-orbital, atomun çekirdeği boyunca çizilen uzaysal koordinatlar boyunca karşılıklı olarak dik olarak atomda bulunur. n = 2'den başlayarak her bir enerji seviyesinin (elektronik katman) üç p-yörüngesine sahip olduğu tekrar vurgulanmalıdır. n'nin değeri arttıkça, elektronlar çekirdekten büyük mesafelerde bulunan ve x, y ve z eksenleri boyunca yönlendirilen p-orbitallerini işgal eder.
İkinci periyodun (n = 2) elemanları için, önce bir β-orbital doldurulur ve ardından üç p-orbital doldurulur. Elektronik formül 1l: 1s 2 2s 1. Elektron, atomun çekirdeğine daha zayıf bağlanır, bu nedenle lityum atomu onu kolayca verebilir (açıkça hatırladığınız gibi, bu işleme oksidasyon denir), bir Li + iyonuna dönüşebilir.
Berilyum atomu Be 0'da dördüncü elektron da 2s orbitalinde bulunur: 1s 2 2s 2 . Berilyum atomunun iki dış elektronu kolayca ayrılır - Be 0, Be2+ katyonuna oksitlenir.
Bor atomunda beşinci elektron bir 2p yörüngesini işgal eder: 1s 2 2s 2 2p 1. Ayrıca, C, N, O, E atomları, soy gaz neon ile biten 2p orbitalleriyle doldurulur: 1s 2 2s 2 2p 6.
Üçüncü periyodun elemanları için sırasıyla Sv- ve Sp-orbitalleri doldurulur. Üçüncü seviyenin beş d-orbitali serbest kalır:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17C11v22822r63r5; 18Ar P^Yor^3p6.
Bazen elektronların atomlardaki dağılımını gösteren diyagramlarda, sadece her enerji seviyesindeki elektron sayısı belirtilir, yani yukarıda verilen tam elektronik formüllerin aksine, kimyasal elementlerin atomlarının kısaltılmış elektronik formüllerini yazarlar.
Büyük periyotların (dördüncü ve beşinci) elementleri için, ilk iki elektron sırasıyla 4. ve 5. orbitalleri işgal eder: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Her büyük periyodun üçüncü elementinden başlayarak, sonraki on elektron sırasıyla önceki 3d ve 4d orbitallerine gidecektir (ikincil alt grupların elementleri için): 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. Kural olarak, bir önceki d-alt düzeyi dolduğunda, dış (sırasıyla 4p- ve 5p) p-alt düzeyi dolmaya başlayacaktır.
Büyük periyotların elemanları için - altıncı ve eksik yedinci - elektronik seviyeler ve alt seviyeler, kural olarak aşağıdaki gibi elektronlarla doldurulur: ilk iki elektron dış β-alt seviyeye gidecek: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; sonraki elektron (Na ve Ac için) öncekine (p-alt seviye: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 ve 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Daha sonra sonraki 14 elektron, lantanitler ve aktinitler için sırasıyla 4f ve 5f orbitallerinde dışarıdan üçüncü enerji seviyesine gidecektir.
Ardından ikinci dış enerji seviyesi (d-alt seviye) yeniden oluşmaya başlayacaktır: ikincil alt grupların elemanları için: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - ve son olarak, yalnızca mevcut seviyenin on elektronu ile tamamen doldurulduktan sonra dış p-alt seviye tekrar doldurulacaktır:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Çok sık olarak, atomların elektron kabuklarının yapısı, enerji veya kuantum hücreleri kullanılarak tasvir edilir - sözde grafik elektronik formülleri yazarlar. Bu kayıt için aşağıdaki gösterim kullanılır: her kuantum hücresi, bir yörüngeye karşılık gelen bir hücre ile gösterilir; her elektron, dönüş yönüne karşılık gelen bir okla gösterilir. Grafiksel bir elektronik formül yazarken, iki kural hatırlanmalıdır: bir hücrede ikiden fazla elektron bulunamayacağına göre Pauli ilkesi (yörüngeler, ancak antiparalel dönüşlerle) ve F. Hund kuralı, hangi elektronlara göre serbest hücreleri (yörüngeler) işgal eder, içinde bulunurlar, her seferinde bir tanedir ve aynı zamanda aynı dönüş değerine sahiptirler ve ancak o zaman eşleşirler, ancak bu durumda, Pauli ilkesine göre dönüşler zaten olacaktır. zıt yönlü.
Sonuç olarak, D. I. Mendeleev sisteminin periyotları boyunca elementlerin atomlarının elektronik konfigürasyonlarının haritalanmasını bir kez daha ele alalım. Atomların elektronik yapısının şemaları, elektronların elektronik katmanlar (enerji seviyeleri) üzerindeki dağılımını gösterir. 
Bir helyum atomunda ilk elektron katmanı tamamlanmıştır - 2 elektronu vardır.
Hidrojen ve helyum s elementleridir; bu atomların elektronlarla dolu bir s-yörüngesi vardır.
İkinci dönemin unsurları
İkinci periyodun tüm elemanları için, birinci elektron katmanı doldurulur ve elektronlar, ikinci elektron katmanının e- ve p-orbitallerini en az enerji ilkesine (önce s- ve sonra p) ve kurallarına uygun olarak doldurur. Pauli ve Hund (Tablo 2).
Neon atomunda ikinci elektron katmanı tamamlandı - 8 elektronu var.
Tablo 2 İkinci periyottaki elementlerin atomlarının elektron kabuklarının yapısı
Masanın sonu. 2 
Li, Be - elementler.
B, C, N, O, F, Ne - p-elemanları, bu atomlar p-orbital elektronlarla doldurulur.
Üçüncü periyodun unsurları
Üçüncü periyodun element atomları için, birinci ve ikinci elektron katmanları tamamlanır; bu nedenle, elektronların 3s, 3p ve 3d alt seviyelerini işgal edebileceği üçüncü elektron katmanı doldurulur (Tablo 3).
Tablo 3 Üçüncü periyottaki elementlerin atomlarının elektron kabuklarının yapısı
Magnezyum atomunda 3s elektronlu bir yörünge tamamlanır. Na ve Mg-s elementleri. 
Argon atomunda dış katmanda (üçüncü elektron katmanı) 8 elektron vardır. Dış katman olarak tamamlanmıştır, ancak toplamda, üçüncü elektron katmanında, zaten bildiğiniz gibi, 18 elektron olabilir, bu da üçüncü periyodun elemanlarının doldurulmamış 3d orbitallere sahip olduğu anlamına gelir.
Al'den Ag'ye kadar tüm elementler p elementleridir. s- ve p-elemanları ana alt grupları oluşturur. Periyodik sistem.
Potasyum ve kalsiyum atomlarında dördüncü bir elektron tabakası belirir ve 3d alt seviyesinden daha düşük bir enerjiye sahip olduğu için 4s alt seviyesi doldurulur (Tablo 4). Dördüncü periyodun elementlerinin atomlarının grafik elektronik formüllerini basitleştirmek için: 1) argonun koşullu grafik elektronik formülünü aşağıdaki gibi gösteririz:
Ar;
2) Bu atomlar için dolu olmayan alt seviyeleri tasvir etmeyeceğiz.
Tablo 4 Dördüncü periyodun elementlerinin atomlarının elektron kabuklarının yapısı
K, Ca - s elementleri ana alt gruplara dahildir. Sc'den Zn'ye kadar olan atomlar için 3d alt seviye elektronlarla doldurulur. Bunlar 3 boyutlu öğelerdir. İkincil alt gruplara dahil edilirler, ön-dış elektron katmanına sahiptirler, geçiş elementleri olarak adlandırılırlar.
Krom ve bakır atomlarının elektron kabuklarının yapısına dikkat edin. Onlarda, 4n-'den 3d alt seviyesine bir elektronun "arızası" meydana gelir, bu, sonuçta ortaya çıkan 3d 5 ve 3d 10 elektronik konfigürasyonlarının daha yüksek enerji kararlılığı ile açıklanır: 
Çinko atomunda üçüncü elektron katmanı tamamlanır - tüm 3s, 3p ve 3d alt seviyeleri doldurulur, toplamda 18 elektron vardır.
Çinkoyu takip eden elementlerde, dördüncü elektron tabakası, 4p alt seviyesi dolmaya devam eder: Ga'dan Kr'ye kadar olan elementler p elementleridir. 
Kripton atomunun dış tabakası (dördüncü) tamdır ve 8 elektrona sahiptir. Ama sadece dördüncü elektron katmanında bildiğiniz gibi 32 elektron olabilir; kripton atomunun 4d ve 4f alt seviyeleri hala doldurulmamış olarak kalır.
Beşinci periyodun unsurları alt seviyeleri şu sırayla dolduruyor: 5s-> 4d -> 5p. Ayrıca 41 Nb, 42 MO, vb.'de elektronların "arızası" ile ilgili istisnalar da vardır.
Altıncı ve yedinci periyotlarda, üçüncü dış elektronik katmanın sırasıyla 4f ve 5f alt seviyelerinin doldurulduğu elemanlar yani elemanlar ortaya çıkar.
4f elementlerine lantanitler denir.
5f elementlerine aktinitler denir.
Altıncı periyodun elementlerinin atomlarında elektronik alt seviyelerin doldurulma sırası: 55 Сs ve 56 Ва - 6s-elemanları;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d eleman; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemanları; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementler; 81 Tl- 86 Rn - 6p elemanları. Ancak burada bile, elektronik yörüngelerin doldurulma sırasının “ihlal edildiği”, örneğin yarı ve tamamen doldurulmuş f alt seviyelerinin, yani nf 7 ve nf 14'ün daha fazla enerji kararlılığı ile ilişkili unsurlar vardır.
Atomun hangi alt seviyesinin en son elektronlarla dolu olduğuna bağlı olarak, zaten anladığınız gibi tüm elementler dört elektronik aileye veya bloğa bölünmüştür (Şekil 7).
1) s-Elementler; atomun dış seviyesinin β-alt seviyesi elektronlarla doldurulur; s-elemanları arasında hidrojen, helyum ve grup I ve II'nin ana alt gruplarının elemanları bulunur;
2) p-elemanları; atomun dış seviyesinin p-alt seviyesi elektronlarla doldurulur; p elemanları, III-VIII gruplarının ana alt gruplarının elemanlarını içerir;
3) d-elemanları; atomun dış öncesi seviyesinin d-alt seviyesi elektronlarla doldurulur; d-elemanları, I-VIII gruplarının ikincil alt gruplarının elemanlarını, yani, s- ve p-elementleri arasında yer alan onyıllar arası büyük periyotların elemanlarını içerir. Bunlara geçiş elemanları da denir;
4) f-elementleri, atomun üçüncü dış seviyesinin f-alt seviyesi elektronlarla doldurulur; bunlara lantanitler ve aktinitler dahildir.
1. Pauli ilkesine saygı gösterilmeseydi ne olurdu?
2. Hund kuralına uyulmazsa ne olur?
3. Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra gibi kimyasal elementlerin atomlarının elektronik yapılarını, elektronik formüllerini ve grafik elektronik formüllerini çizin.
4. İlgili soy gazın sembolünü kullanarak 110 numaralı elementin elektronik formülünü yazın.
ders içeriği ders özeti destek çerçeve ders sunum hızlandırıcı yöntemler etkileşimli teknolojiler Uygulama görevler ve alıştırmalar kendi kendine muayene çalıştayları, eğitimler, vakalar, görevler ev ödevi tartışma soruları öğrencilerden retorik sorular İllüstrasyonlar ses, video klipler ve multimedya fotoğraflar, resimler grafikler, tablolar, mizah şemaları, fıkralar, şakalar, çizgi roman benzetmeleri, sözler, bulmacalar, alıntılar Eklentiler özetler makaleler meraklı hile sayfaları için çipler ders kitapları temel ve ek terimler sözlüğü diğer Ders kitaplarının ve derslerin iyileştirilmesiders kitabındaki hataları düzeltme ders kitabındaki bir parçanın güncellenmesi derste yenilik unsurlarının eskimiş bilgileri yenileriyle değiştirmesi Sadece öğretmenler için mükemmel dersler yıl için takvim planı yönergeler tartışma programları Entegre DerslerBir atomun elektronik konfigürasyonu bir atomdaki elektronların düzeylere ve alt düzeylere göre düzenlenişini gösteren bir formüldür. Makaleyi inceledikten sonra, elektronların nerede ve nasıl bulunduğunu öğrenecek, kuantum sayıları ile tanışacak ve bir atomun elektronik konfigürasyonunu numarasına göre oluşturabileceksiniz, makalenin sonunda bir element tablosu var.
Neden elementlerin elektronik konfigürasyonunu inceleyelim?
Atomlar bir kurucu gibidir: belirli sayıda parça vardır, bunlar birbirinden farklıdır, ancak aynı türden iki parça tamamen aynıdır. Ancak bu yapıcı plastik olandan çok daha ilginç ve işte nedeni. Yapılandırma, yakınlarda kimin olduğuna bağlı olarak değişir. Örneğin, hidrojenin yanında oksijen belki suya, sodyumun yanında gaza, demirin yanında tamamen pasa dönüşür. Bunun neden olduğu sorusunu cevaplamak ve bir atomun diğerinin yanındaki davranışını tahmin etmek için aşağıda tartışılacak olan elektronik konfigürasyonu incelemek gerekir.
Bir atomda kaç elektron vardır?
Atom, bir çekirdek ve onun etrafında dönen elektronlardan, çekirdek ise proton ve nötronlardan oluşur. Nötr durumda, her atom çekirdeğindeki proton sayısı kadar elektrona sahiptir. Proton sayısı, elementin seri numarası ile gösterilir, örneğin, kükürtün 16 protonu vardır - periyodik sistemin 16. elementi. Altının 79 protonu vardır - periyodik tablonun 79. elementi. Buna göre, nötr durumda kükürt içinde 16 elektron ve altında 79 elektron vardır.
Elektron nerede aranır?
Bir elektronun davranışını gözlemleyerek, belirli modeller türetildi, bunlar kuantum sayılarıyla tanımlandı, toplamda dört tane var:
- Ana kuantum sayısı
- yörünge kuantum sayısı
- Manyetik kuantum sayısı
- Spin kuantum sayısı
Orbital
Ayrıca, yörünge kelimesi yerine "yörünge" terimini kullanacağız, yörünge elektronun dalga fonksiyonudur, kabaca - bu elektronun zamanın %90'ını harcadığı alandır.
N - seviye
L - kabuk
M l - yörünge numarası
M s - yörüngedeki birinci veya ikinci elektron
Yörünge kuantum sayısı l
Elektron bulutunun incelenmesinin bir sonucu olarak, enerji seviyesine bağlı olarak bulutun dört ana form aldığı bulundu: bir top, halter ve diğer ikisi daha karmaşık. Artan enerji düzeninde bu formlara s-, p-, d- ve f-kabukları denir. Bu kabukların her biri 1 (s üzerinde), 3 (p üzerinde), 5 (d üzerinde) ve 7 (f üzerinde) yörüngeye sahip olabilir. Yörünge kuantum sayısı, yörüngelerin bulunduğu kabuktur. Sırasıyla s, p, d ve f orbitalleri için orbital kuantum sayısı 0,1,2 veya 3 değerlerini alır.
s kabuğunda bir yörünge (L=0) - iki elektron
p-kabuğunda (L=1) üç orbital vardır - altı elektron
d-kabuğunda (L=2) beş orbital vardır - on elektron
f-kabuğunda yedi orbital (L=3) vardır - on dört elektron
Manyetik kuantum sayısı m l
p kabuğunda üç yörünge vardır, bunlar -L'den +L'ye kadar sayılarla gösterilir, yani p kabuğu (L=1) için "-1", "0" ve "1" yörüngeleri vardır. . Manyetik kuantum sayısı m l harfi ile gösterilir.
Kabuk içinde, elektronların farklı yörüngelerde yer alması daha kolaydır, bu nedenle ilk elektronlar her yörünge için bir tane doldurur ve ardından çifti her birine eklenir.
Bir d-kabuğu düşünün:
D-kabuğu L=2 değerine karşılık gelir, yani beş orbital (-2,-1,0,1 ve 2), ilk beş elektron kabuğu doldurur, M l =-2 değerlerini alır, Ml =-1,Ml=0, Ml=1,Ml =2.
Spin kuantum sayısı m s
Spin, bir elektronun kendi ekseni etrafındaki dönüş yönüdür, iki yön vardır, dolayısıyla spin kuantum sayısının iki değeri vardır: +1/2 ve -1/2. Aynı enerji alt seviyesinde sadece zıt spinli iki elektron olabilir. Spin kuantum sayısı gösterilir m s
Baş kuantum sayısı n
Temel kuantum sayısı, enerjinin seviyesidir. şu an yedi enerji seviyesi bilinmektedir, her biri bir Arap rakamıyla gösterilir: 1,2,3, ... 7. Her seviyedeki mermi sayısı, seviye numarasına eşittir: birinci seviyede bir, ikinci seviyede iki mermi vb.
elektron numarası
Yani herhangi bir elektron dört kuantum sayısı ile tanımlanabilir, bu sayıların kombinasyonu elektronun her konumu için benzersizdir, ilk elektronu alalım, en düşük enerji seviyesi N=1, birinci seviyede bir kabuk bulunur, herhangi bir seviyedeki ilk mermi top (s -kabuk) şeklindedir, yani. L=0, manyetik kuantum sayısı yalnızca bir değer alabilir, M l =0 ve dönüş +1/2'ye eşit olacaktır. Beşinci elektronu alırsak (hangi atomda olursa olsun), bunun için ana kuantum sayıları şöyle olacaktır: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Sözde elektronik formüller şeklinde yazılmıştır. Elektronik formüllerde s, p, d, f harfleri elektronların enerji alt seviyelerini; Harflerin önündeki sayılar verilen elektronun bulunduğu enerji seviyesini, sağ üstteki indeks ise bu alt seviyedeki elektron sayısını göstermektedir. Herhangi bir elementin atomunun elektronik formülünü oluşturmak için bu elementin periyodik sistemdeki sayısını bilmek ve atomdaki elektron dağılımını yöneten temel hükümleri yerine getirmek yeterlidir.
Bir atomun elektron kabuğunun yapısı, enerji hücrelerinde elektronların düzenlenmesi şeklinde de gösterilebilir.
Demir atomları için böyle bir şema aşağıdaki forma sahiptir:
Bu diyagram, Hund kuralının uygulanmasını açıkça göstermektedir. 3B alt düzeyde, maksimum hücre sayısı (dört) eşleşmemiş elektronlarla doldurulur. Atomdaki elektron kabuğunun yapısının elektronik formüller ve diyagramlar biçimindeki görüntüsü, elektronun dalga özelliklerini net bir şekilde yansıtmaz.
Değiştirilmiş haliyle periyodik yasanın ifadesi EVET. Mendeleyev : basit cisimlerin özellikleri ve ayrıca elementlerin bileşiklerinin formları ve özellikleri, elementlerin atom ağırlıklarının büyüklüğüne periyodik olarak bağımlıdır.
Periyodik Kanunun modern formülasyonu: elementlerin özellikleri ve ayrıca bileşiklerinin formları ve özellikleri, atomlarının çekirdeğinin yüküne periyodik olarak bağlıdır.
Böylece, çekirdeğin (atom kütlesinden ziyade) pozitif yükünün, elementlerin ve bileşiklerinin özelliklerinin bağlı olduğu daha doğru bir argüman olduğu ortaya çıktı.
değerlik- bir atomun diğerine bağlı olduğu kimyasal bağların sayısıdır.
değerlik olasılıkları atomlar, eşleşmemiş elektronların sayısı ve dış seviyede serbest atomik orbitallerin varlığı ile belirlenir. Kimyasal elementlerin atomlarının dış enerji seviyelerinin yapısı, esas olarak atomlarının özelliklerini belirler. Bu nedenle, bu seviyelere değerlik seviyeleri denir. Bu seviyelerin ve bazen ön-dış seviyelerin elektronları, kimyasal bağların oluşumunda yer alabilir. Bu tür elektronlara değerlik elektronları da denir.
stokiyometrik değerlik kimyasal element - belirli bir atomun kendisine ekleyebileceği eşdeğerlerin sayısı veya bir atomdaki eşdeğerlerin sayısıdır.
Eşdeğerler, bağlı veya ikame edilmiş hidrojen atomlarının sayısı ile belirlenir, bu nedenle stokiyometrik değerlik, bu atomun etkileşime girdiği hidrojen atomlarının sayısına eşittir. Ancak tüm elementler serbestçe etkileşime girmez, ancak hemen hemen her şey oksijenle etkileşime girer, bu nedenle stokiyometrik değerlik, bağlı oksijen atomlarının sayısının iki katı olarak tanımlanabilir.
Örneğin, hidrojen sülfür H2S içindeki sülfürün stokiyometrik değeri, oksitte S02 - 4, oksitte S03-6'dır.
Bir ikili bileşiğin formülüne göre bir elementin stokiyometrik değerliliğini belirlerken, kurala göre hareket edilmelidir: bir elementin tüm atomlarının toplam değeri, başka bir elementin tüm atomlarının toplam değerine eşit olmalıdır.
Paslanma durumu ayrıca maddenin bileşimini karakterize eder ve artı işareti (bir metal veya bir moleküldeki daha elektropozitif bir element için) veya eksi ile stokiyometrik değere eşittir.
1. İçinde basit maddeler elementlerin oksidasyon durumu sıfırdır.
2. Florun tüm bileşiklerdeki oksidasyon durumu -1'dir. Metaller, hidrojen ve diğer daha elektropozitif elementlerle birlikte kalan halojenler (klor, brom, iyot) da -1 oksidasyon durumuna sahiptir, ancak daha elektronegatif elementlere sahip bileşiklerde pozitif değerler oksidasyon dereceleri.
3. Bileşiklerdeki oksijen, -2 oksidasyon durumuna sahiptir; istisnalar, hidrojen peroksit H202 ve oksijenin -1 oksidasyon durumuna sahip olduğu Na2O2, BaO2, vb. +2'dir.
4. Alkali elementler (Li, Na, K, vb.) ve Periyodik sistemin ikinci grubunun ana alt grubunun (Be, Mg, Ca, vb.) Elementleri her zaman grup numarasına eşit bir oksidasyon durumuna sahiptir, ki sırasıyla +1 ve +2'dir.
5. Talyum hariç üçüncü grubun tüm elementleri, grup numarasına eşit sabit bir oksidasyon durumuna sahiptir, yani. +3.
6. Bir elementin en yüksek oksidasyon durumu, Periyodik sistemin grup numarasına eşittir ve en düşük fark şudur: grup numarası - 8. Örneğin, en yüksek derece azot oksidasyonu (beşinci grupta bulunur) +5 (nitrik asit ve tuzlarında) ve en düşük -3'tür (amonyak ve amonyum tuzlarında).
7. Bileşikteki elementlerin oksidasyon durumları, bir moleküldeki veya nötr bir formül birimindeki tüm atomlar için toplamları sıfır ve bir iyon için - yükü olacak şekilde birbirini dengeler.
Bu kurallar, diğerlerinin oksidasyon durumları biliniyorsa, bir bileşikteki bir elementin bilinmeyen oksidasyon durumunu belirlemek ve çok elementli bileşikleri formüle etmek için kullanılabilir.
oksidasyon derecesi (oksidasyon sayısı,) — oksidasyon, indirgeme ve redoks reaksiyonlarının süreçlerini kaydetmek için yardımcı koşullu değer.
kavram paslanma durumu kavramı yerine genellikle inorganik kimyada kullanılır değerlik. Bir atomun oksidasyon durumu sayısal değere eşittir elektrik şarjı bağ elektron çiftlerinin daha elektronegatif atomlara doğru tamamen eğilimli olduğu varsayımı altında bir atoma atanır (yani, bileşiğin yalnızca iyonlardan oluştuğu varsayımına dayanır).
Oksidasyon durumu, pozitif bir iyonu nötr bir atoma indirgemek için eklenmesi veya onu nötr bir atoma oksitlemek için negatif bir iyondan alınması gereken elektronların sayısına karşılık gelir:
Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)
Elementlerin özellikleri, atomun elektron kabuğunun yapısına bağlı olarak, periyodik sistemin dönemlerine ve gruplarına göre değişir. Bir dizi benzer elemandaki elektronik yapılar sadece benzer olduğundan, ancak aynı olmadığından, bir gruptaki bir elemandan diğerine geçerken, onlar için basit bir özellik tekrarı değil, az çok açıkça ifade edilen düzenli değişimleri gözlemlenir.
Bir elementin kimyasal doğası, atomunun elektron kaybetme veya kazanma yeteneği ile belirlenir. Bu yetenek, iyonlaşma enerjileri ve elektron afinitesi değerleri ile ölçülür.
İyonlaşma enerjisi (Ei) T = 0'da gaz fazındaki bir atomdan bir elektronun ayrılması ve tamamen çıkarılması için gereken minimum enerji miktarıdır.
K, atomun pozitif yüklü bir iyona dönüşmesiyle serbest kalan elektrona kinetik enerji aktarmadan: E + Ei = E + + e-. İyonlaşma enerjisi pozitif bir değerdir ve alkali metal atomları için en düşük değerlere ve soy (inert) gaz atomları için en yüksek değerlere sahiptir.
Elektron ilgisi (Ee) T = 0'da gaz fazındaki bir atoma bir elektron bağlandığında açığa çıkan veya soğurulan enerjidir.
K, taneciğe kinetik enerji aktarmadan atomun negatif yüklü bir iyona dönüşmesiyle:
E + e- = E- + Ee.
Halojenler, özellikle flor, maksimum elektron afinitesine sahiptir (Ee = -328 kJ/mol).
Ei ve Ee değerleri mol başına kilojul (kJ/mol) veya atom başına elektron volt (eV) olarak ifade edilir.
Bağlı bir atomun kimyasal bağların elektronlarını kendine doğru kaydırarak etrafındaki elektron yoğunluğunu artırma yeteneğine denir. elektronegatiflik.
Bu kavram bilime L. Pauling tarafından tanıtıldı. elektronegatiflik÷ sembolü ile gösterilir ve belirli bir atomun kimyasal bir bağ oluşturduğunda elektronları bağlama eğilimini karakterize eder.
R. Maliken'e göre, bir atomun elektronegatifliği, iyonlaşma enerjilerinin toplamının yarısı ve serbest atomların elektron ilgisi h = (Ee + Ei)/2 ile tahmin edilir.
Periyotlarda, atom çekirdeğinin yükündeki artışla iyonlaşma enerjisinde ve elektronegatiflikte bir artış için genel bir eğilim vardır; gruplarda, bu değerler elementin sıra sayısında bir artışla azalır.
Bir elemente sabit bir elektronegatiflik değeri atanamayacağı vurgulanmalıdır, çünkü birçok faktöre, özellikle elementin değerlik durumuna, girdiği bileşiğin tipine, komşu atomların sayısına ve tipine bağlıdır. .
Atomik ve iyonik yarıçaplar. Atomların ve iyonların boyutları elektron kabuğunun boyutları tarafından belirlenir. Kuantum mekaniği kavramlarına göre, elektron kabuğunun kesin olarak tanımlanmış sınırları yoktur. Bu nedenle, serbest bir atom veya iyonun yarıçapı için şunları alabiliriz: çekirdekten dış elektron bulutlarının ana maksimum yoğunluğunun konumuna teorik olarak hesaplanan mesafe. Bu mesafeye yörünge yarıçapı denir. Uygulamada, genellikle deneysel verilerden hesaplanan bileşiklerdeki atom ve iyon yarıçaplarının değerleri kullanılır. Bu durumda, atomların kovalent ve metalik yarıçapları ayırt edilir.
Atomik ve iyonik yarıçapların bir elementin atomunun çekirdeğinin yüküne bağımlılığı ve periyodiktir. Periyotlarda atom numarası arttıkça yarıçaplar azalma eğilimindedir. En büyük düşüş, dış elektronik seviye içlerinde doldurulduğundan, küçük periyotların elemanları için tipiktir. d- ve f-element ailelerinde büyük periyotlarda, bu değişiklik daha az keskindir, çünkü içlerindeki elektronların doldurulması ön-dış katmanda gerçekleşir. Alt gruplarda, aynı türden atomların ve iyonların yarıçapları genellikle artar.
Periyodik element sistemi, yatay olarak (soldan sağa bir dönemde), dikey olarak (bir grupta, örneğin yukarıdan aşağıya doğru) gözlenen elementlerin özelliklerinde çeşitli periyodiklik türlerinin tezahürünün açık bir örneğidir. ), çapraz olarak, yani. atomun bazı özellikleri artar veya azalır, ancak periyodiklik korunur.
Soldan sağa doğru (→) periyotta elementlerin oksitleyici ve metalik olmayan özellikleri artarken indirgeyici ve metalik özellikleri azalır. Böylece, 3. periyodun tüm elementleri arasında sodyum en aktif metal ve en güçlü indirgeyici ajan olacak ve klor en güçlü oksitleyici ajan olacaktır.
Kimyasal bağ- bu, atomlar arasındaki elektrik çekim kuvvetlerinin etkisinin bir sonucu olarak bir molekül veya kristal kafes içindeki atomların birbirine bağlanmasıdır.
Bu, kararlı, çok atomlu bir sistemin (radikal, moleküler iyon, molekül, kristal) oluşumuna yol açan tüm elektronların ve tüm çekirdeklerin etkileşimidir.
Kimyasal bağ, değerlik elektronları tarafından gerçekleştirilir. Modern kavramlara göre, kimyasal bağ elektronik bir yapıya sahiptir, ancak farklı şekillerde gerçekleştirilir. Bu nedenle, üç ana kimyasal bağ türü vardır: kovalent, iyonik, metalik Moleküller arasında ortaya çıkar hidrojen bağı, ve olur van der Waals etkileşimleri.
Bir kimyasal bağın temel özellikleri şunlardır:
- bağ uzunluğu - kimyasal olarak bağlı atomlar arasındaki çekirdekler arası mesafedir.
Etkileşen atomların doğasına ve bağın çokluğuna bağlıdır. Çokluğun artmasıyla bağ uzunluğu azalır ve sonuç olarak gücü artar;
- bağ çokluğu - iki atomu birbirine bağlayan elektron çiftlerinin sayısı ile belirlenir. Çokluk arttıkça bağlanma enerjisi artar;
- bağlantı açısı- kimyasal olarak birbirine bağlı iki komşu atomun çekirdeğinden geçen hayali düz çizgiler arasındaki açı;
Bağlanma enerjisi E CB - bu, bu bağın oluşumu sırasında açığa çıkan ve onu kırmak için harcanan enerjidir, kJ / mol.
kovalent bağ - Bir çift elektronun iki atomla paylaşılmasıyla oluşan kimyasal bağ.
Atomlar arasındaki ortak elektron çiftlerinin ortaya çıkmasıyla kimyasal bağın açıklanması, aleti olan spin değerlik teorisinin temelini oluşturdu. değerlik bağı yöntemi (MVS) , Lewis tarafından 1916'da keşfedildi. Kimyasal bağın ve moleküllerin yapısının kuantum mekaniksel tanımı için başka bir yöntem kullanılır - moleküler yörünge yöntemi (MMO) .
değerlik bağ yöntemi
MVS'ye göre kimyasal bağ oluşumunun temel ilkeleri:
1. Değerlik (eşlenmemiş) elektronlar nedeniyle kimyasal bir bağ oluşur.
2. İki farklı atoma ait antiparalel spinli elektronlar ortak hale gelir.
3. Bir kimyasal bağ, ancak iki veya daha fazla atom birbirine yaklaştığında sistemin toplam enerjisi azalırsa oluşur.
4. Molekülde etkili olan ana kuvvetler elektrikseldir, Coulomb kökenlidir.
5. Bağlantı ne kadar güçlü olursa, etkileşen elektron bulutları o kadar fazla örtüşür.
Kovalent bağ oluşumu için iki mekanizma vardır:
değişim mekanizması. Bağ, iki nötr atomun değerlik elektronlarının paylaşılmasıyla oluşur. Her atom, ortak bir elektron çiftine eşleşmemiş bir elektron verir:
Pirinç. 7. Kovalent bağ oluşumu için değişim mekanizması: a- polar olmayan; b- kutupsal
Donör-alıcı mekanizması. Bir atom (verici) bir elektron çifti sağlar ve başka bir atom (alıcı) bu çift için boş bir yörünge sağlar.
bağlantılar, eğitimli donör-alıcı mekanizmasına göre, karmaşık bileşikler
 |
Pirinç. 8. Kovalent bağ oluşumunun donör-alıcı mekanizması
Bir kovalent bağın belirli özellikleri vardır.
doygunluk - atomların kesin olarak tanımlanmış sayıda kovalent bağ oluşturma özelliği. Bağların doygunluğu nedeniyle, moleküller belirli bir bileşime sahiptir.
|
Oryantasyon - t . e. bağlantı, elektron bulutlarının maksimum örtüşmesi yönünde oluşturulur . Bir bağ oluşturan atomların merkezlerini birleştiren çizgiyle ilgili olarak, şunlar vardır: σ ve π (Şekil 9): σ-bağ - etkileşen atomların merkezlerini birleştiren çizgi boyunca AO'nun üst üste binmesiyle oluşturulur; Bir π-bağ, bir atomun çekirdeklerini birleştiren düz çizgiye dik bir eksen yönünde oluşan bir bağdır. Bağın yönü, moleküllerin uzaysal yapısını, yani geometrik şekillerini belirler. hibridizasyon - orbitallerin daha verimli bir şekilde örtüşmesini sağlamak için bir kovalent bağ oluşumunda bazı orbitallerin şeklindeki bir değişikliktir. Hibrit orbitallerin elektronlarının katılımıyla oluşan kimyasal bağ, hibrit olmayan s- ve p-orbitallerin elektronlarının katılımıyla oluşan bağdan daha güçlüdür, çünkü daha fazla örtüşme vardır. Aşağıdaki hibridizasyon türleri vardır (Şekil 10, Tablo 31): |
sp hibridizasyonu - bir s-yörüngesi ve bir p-yörüngesi, eksenleri arasındaki açı 180° olan iki özdeş "hibrit" yörüngeye dönüşür. sp hibridizasyonunun meydana geldiği moleküller lineer bir geometriye sahiptir (BeCl 2).sp 2 hibridizasyonu- bir s-yörüngesi ve iki p-yörüngesi, eksenleri arasındaki açı 120° olan üç özdeş "hibrit" yörüngeye dönüşür. sp 2 hibridizasyonunun gerçekleştirildiği moleküller düz bir geometriye sahiptir (BF 3 , AlCl 3).
sp 3-hibridizasyon- bir s-orbital ve üç p-orbital, eksenleri arasındaki açı 109 ° 28 " olan dört özdeş "hibrit" yörüngeye dönüşür. Sp 3 hibridizasyonunun meydana geldiği moleküller, tetrahedral geometriye sahiptir (CH 4 , NH3).
Pirinç. 10. Değerlik orbitallerinin hibridizasyon türleri: bir - sp- değerlik orbitallerinin hibridizasyonu; b - sp2- değerlik orbitallerinin hibridizasyonu; içinde - sp 3 - değerlik orbitallerinin hibridizasyonu
Atom- pozitif yüklü bir çekirdek ve negatif yüklü elektronlardan oluşan elektriksel olarak nötr bir parçacık. Atomun merkezinde pozitif yüklü bir çekirdek bulunur. Atomun içindeki boşluğun önemsiz bir bölümünü kaplar, tüm pozitif yük ve atomun neredeyse tüm kütlesi içinde yoğunlaşmıştır.
Çekirdek, temel parçacıklardan oluşur - proton ve nötron; Elektronlar, kapalı yörüngelerde atom çekirdeğinin etrafında hareket eder.
proton (p)- 1.00728 atomik kütle birimi bağıl kütlesi ve +1 geleneksel birim yükü olan bir temel parçacık. Atom çekirdeğindeki proton sayısı, D.I.'nin Periyodik sistemindeki elementin seri numarasına eşittir. Mendeleyev.
nötron (n)- bağıl kütlesi 1.00866 atomik kütle birimi (a.m.u.) olan temel bir nötr parçacık.
N çekirdeğindeki nötron sayısı aşağıdaki formülle belirlenir:
burada A kütle numarası, Z çekirdeğin yüküdür, sayıya eşit protonlar (seri numarası).
Genellikle, bir atomun çekirdeğinin parametreleri şu şekilde yazılır: çekirdeğin yükü, element sembolünün sol alt köşesine yerleştirilir ve kütle numarası en üste yerleştirilir, örneğin:
Bu kayıt, bir fosfor atomunun nükleer yükünün (dolayısıyla proton sayısının) 15 olduğunu, kütle numarasının 31 olduğunu ve nötron sayısının 31 - 15 = 16 olduğunu gösterir. Proton ve nötronun kütleleri çok az farklı olduğundan birbirinden, kütle sayısı yaklaşık olarak çekirdeğin göreli atom kütlesine eşittir.
Elektron (e -)- kütlesi 0.00055 a olan temel bir parçacık. e.m. ve koşullu yük –1. Bir atomdaki elektronların sayısı, atom çekirdeğinin yüküne eşittir (D.I. Mendeleev'in Periyodik sistemindeki elementin seri numarası).
Elektronlar, çekirdeğin etrafında kesin olarak tanımlanmış yörüngelerde hareket ederek elektron bulutu denilen şeyi oluşturur.
Elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu (%90 veya daha fazla) atom çekirdeği etrafındaki uzay bölgesi elektron bulutunun şeklini belirler.
S-elektronun elektron bulutu küresel bir şekle sahiptir; s-enerji alt seviyesi en fazla iki elektrona sahip olabilir.
p-elektronun elektron bulutu dambıl şeklindedir; Üç p-orbital maksimum altı elektron tutabilir.
Yörüngeler, bu yörüngeyi tanımlayan ana ve ikincil kuantum sayılarının değerlerini yazdıkları, üstüne veya altına bir kare olarak tasvir edilir. Böyle bir kayda grafik elektronik formül denir, örneğin:
Bu formülde, oklar bir elektronu belirtir ve okun yönü, elektronun içsel manyetik momenti olan spin yönüne karşılık gelir. Zıt dönüşlü elektronlara ↓ eşleştirilmiş denir.
Element atomlarının elektronik konfigürasyonları, alt seviye sembollerinin gösterildiği, alt seviye sembolünün önündeki katsayı bu seviyeye ait olduğunu ve sembolün derecesinin sayıyı gösterdiği elektronik formüller olarak temsil edilebilir. Bu alt seviyenin elektronları.
Tablo 1, D.I.'nin Periyodik Kimyasal Elementler Tablosunun ilk 20 elementinin atomlarının elektron kabuklarının yapısını göstermektedir. Mendeleyev.
Atomlarında dış seviyenin s-alt seviyesinin bir veya iki elektronla doldurulduğu kimyasal elementlere s-elementleri denir. Atomları p-alt seviyesinin (bir ila altı elektron) doldurulduğu kimyasal elementlere p-elementleri denir.
Bir kimyasal elementin atomundaki elektron katmanlarının sayısı periyot numarasına eşittir.
Uyarınca Hund kuralı elektronlar, toplam spin maksimum olacak şekilde aynı enerji seviyesindeki aynı tip orbitallerde bulunur. Sonuç olarak, enerji alt seviyesini doldururken, her elektron her şeyden önce ayrı bir hücreyi işgal eder ve ancak bundan sonra eşleşmeleri başlar. Örneğin, bir nitrojen atomu için tüm p-elektronları ayrı hücrelerde olacak ve oksijen için eşleşmeleri başlayacak ve bu tamamen neon ile bitecek.
izotoplarçekirdeklerinde aynı sayıda proton, ancak farklı sayıda nötron içeren aynı elementin atomları denir.
İzotoplar tüm elementler için bilinir. Bu nedenle, periyodik sistemdeki elementlerin atom kütleleri, doğal izotop karışımlarının kütle numaralarının ortalama değeridir ve tamsayı değerlerinden farklıdır. Bu nedenle, doğal bir izotop karışımının atom kütlesi şu şekilde hizmet edemez: ana karakteristik bir atom ve dolayısıyla bir element. Bir atomun böyle bir özelliği, atomun elektron kabuğundaki elektronların sayısını ve yapısını belirleyen nükleer yüktür.
Bu bölümdeki birkaç tipik göreve bir göz atalım.
örnek 1 Hangi element atomunun elektronik konfigürasyonu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ?
Bu elementin dış enerji seviyesinde bir 4s elektronu vardır. Bu nedenle, bu kimyasal element, ana alt grubun ilk grubunun dördüncü periyodundadır. Bu element potasyumdur.
Bu cevaba farklı bir yoldan ulaşılabilir. Tüm elektronların toplam sayısını toplayarak 19 elde ederiz. Toplam elektron sayısı, elementin atom numarasına eşittir. Potasyum periyodik cetvelde 19 numaradır.
Örnek 2 En yüksek oksit RO 2, kimyasal elemente karşılık gelir. Bu elementin atomunun dış enerji seviyesinin elektronik konfigürasyonu, elektronik formüle karşılık gelir:
- ns 2 np 4
- ns 2 np 2
- ns 2 np 3
- ns 2 np 6
En yüksek oksit formülüne göre (Periyodik sistemdeki en yüksek oksitlerin formüllerine bakın), bu kimyasal elementin ana alt grubun dördüncü grubunda olduğunu tespit ediyoruz. Bu elementlerin dış enerji seviyelerinde dört elektron bulunur - iki s ve iki p. Bu nedenle doğru cevap 2'dir.
Eğitim görevleri
1. Kalsiyum atomundaki toplam s-elektron sayısı
1) 20
2) 40
3) 8
4) 6
2. Bir nitrojen atomundaki eşleştirilmiş p-elektron sayısı
1) 7
2) 14
3) 3
4) 4
3. Bir nitrojen atomundaki eşleşmemiş s-elektron sayısı
1) 7
2) 14
3) 3
4) 4
4. Bir argon atomunun dış enerji seviyesindeki elektron sayısı
1) 18
2) 6
3) 4
4) 8
5. 9 4 Be atomundaki proton, nötron ve elektron sayısı
1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9
6. Elektron katmanları üzerinde elektron dağılımı 2; sekiz; 4 - (içinde) bulunan atoma karşılık gelir
1) 3. periyot, IA grubu
2) 2. dönem, IVA grubu
3) 3. dönem, IVA grubu
4) 3. periyot, VA grubu
7. VA grubunun 3. periyodunda yer alan kimyasal element, atomun elektronik yapısının şemasına karşılık gelir.
1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2
8. 1s 2 2s 2 2p 4 elektronik konfigürasyonuna sahip bir kimyasal element, formülü şu olan bir uçucu hidrojen bileşiği oluşturur:
1) TR
2) TR 2
3) TR 3
4) EN 4
9. Bir kimyasal elementin atomundaki elektron katmanlarının sayısı
1) seri numarası
2) grup numarası
3) çekirdekteki nötron sayısı
4) dönem numarası
10. Ana alt grupların kimyasal elementlerinin atomlarındaki dış elektronların sayısı
1) elemanın seri numarası
2) grup numarası
3) çekirdekteki nötron sayısı
4) dönem numarası
11. Serideki kimyasal elementlerin her birinin atomlarının dış elektron katmanında iki elektron bulunur.
1) O, Ol, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B
12. Elektronik formülü 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 olan bir kimyasal element, bileşimin bir oksitini oluşturur.
1) Li2O
2) MgO
3) K2O
4) Na2O
13. Bir kükürt atomundaki elektron katmanlarının sayısı ve p-elektronların sayısı
1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10
14. Elektronik konfigürasyon ns 2 np 4 atoma karşılık gelir
1) klor
2) kükürt
3) magnezyum
4) silikon
15. Temel durumdaki sodyum atomunun değerlik elektronları, enerji alt seviyesindedir.
1) 2s
2) 2p
3) 3s
4) 3p
16. Azot ve fosfor atomları
1) aynı sayıda nötron
2) aynı sayıda proton
3) dış elektron katmanının aynı konfigürasyonu
17. Kalsiyum atomları aynı sayıda değerlik elektronuna sahiptir
1) potasyum
2) alüminyum
3) berilyum
4) bor
18. Karbon ve flor atomlarının sahip olduğu
1) aynı sayıda nötron
2) aynı sayıda proton
3) aynı sayıda elektronik katman
4) aynı sayıda elektron
19. Temel durumdaki karbon atomunda, eşleşmemiş elektronların sayısı
1) 1
3) 3
2) 2
4) 4
20. Temel durumdaki oksijen atomunda, eşleşmiş elektronların sayısı
