Elektrooniline valem b. Elementide aatomite täielikud elektroonilised valemid. Prootonid ja neutronid

Esimese nelja perioodi elementide aatomite elektronkestade struktuur: $s-$, $p-$ ja $d-$elemendid. Aatomi elektrooniline konfiguratsioon. Aatomite põhi- ja ergastatud olekud

Aatomi mõiste tekkis antiikmaailmas aineosakeste tähistamiseks. Kreeka keelest tõlgituna tähendab aatom "jagamatut".

Elektronid

Iiri füüsik Stoney jõudis katsete põhjal järeldusele, et elektrit kannavad kõigi keemiliste elementide aatomites olevad väikseimad osakesed. 1891 dollaris tegi hr Stoney ettepaneku neid osakesi nimetada elektronid, mis tähendab kreeka keeles "merevaigust".

Mõni aasta pärast elektroni nime saamist tõestasid inglise füüsik Joseph Thomson ja prantsuse füüsik Jean Perrin, et elektronid kannavad negatiivset laengut. See on väikseim negatiivne laeng, mida keemias võetakse ühikuna $(–1)$. Thomsonil õnnestus isegi määrata elektroni kiirus (see võrdub valguse kiirusega - 300 000 $ km/s) ja elektroni mass (see on $ 1836 $ korda väiksem kui vesinikuaatomi mass).

Thomson ja Perrin ühendasid vooluallika poolused kahe metallplaadiga - katoodi ja anoodiga, joodeti klaastorusse, millest õhk evakueeriti. Kui elektroodiplaatidele rakendati umbes 10 tuhande volti pinget, vilkus torus valguslahendus ja osakesed lendasid katoodilt (negatiivne poolus) anoodile (positiivsele poolusele), mida teadlased kõigepealt nimetasid. katoodkiired, ja sai siis teada, et see oli elektronide voog. Elektronid, mis tabavad spetsiaalseid aineid, näiteks teleriekraanil, põhjustavad kuma.

Tehti järeldus: elektronid põgenevad selle materjali aatomitest, millest katood on valmistatud.

Vabu elektrone või nende voogu saab saada muul viisil, näiteks kuumutades metalltraati või valgustades metalle, mis on moodustatud perioodilisuse tabeli I rühma põhirühma elementidest (näiteks tseesium).

Elektronide olek aatomis

Elektroni olekut aatomis mõistetakse kui teabe kogumit selle kohta energiat teatud elektron sisse ruumi, milles see asub. Teame juba, et elektronil aatomis ei ole liikumistrajektoori, s.t. saame ainult rääkida tõenäosused selle asukoht tuuma ümbritsevas ruumis. See võib paikneda selle tuuma ümbritseva ruumi mis tahes osas ja erinevate positsioonide kogumit peetakse teatud negatiivse laengutihedusega elektronpilveks. Piltlikult võib seda ette kujutada nii: kui oleks võimalik pildistada elektroni asendit aatomis sekundi sajandikute või miljondikukese möödudes nagu fotoviimistluses, siis elektron oleks sellistel fotodel kujutatud punktina. Kui üksteise peale asetataks lugematu arv selliseid fotosid, oleks pilt suurima tihedusega elektronpilvest seal, kus neid punkte on kõige rohkem.

Joonisel on kujutatud sellise elektrontiheduse "lõiget" tuuma läbivas vesinikuaatomis ja katkendjoon piirab sfääri, milles elektroni tuvastamise tõenäosus on $90%$. Tuumale lähim kontuur katab ruumipiirkonna, milles elektroni tuvastamise tõenäosus on $10%$, teise kontuuri sees oleva elektroni tuvastamise tõenäosus tuumast on $20%$, kolmanda sees on $≈30% $ jne. Elektroni olekus on teatav ebakindlus. Selle erilise seisundi iseloomustamiseks võttis saksa füüsik W. Heisenberg kasutusele mõiste määramatuse põhimõte, st. näitas, et elektroni energiat ja asukohta on võimatu üheaegselt ja täpselt määrata. Mida täpsemalt määratakse elektroni energia, seda ebakindlam on tema asukoht ja vastupidi, pärast asukoha määramist on elektroni energiat võimatu määrata. Elektroni tuvastamise tõenäosusvahemikul pole selgeid piire. Küll aga on võimalik valida ruum, kus elektroni leidmise tõenäosus on maksimaalne.

Aatomituuma ümbritsevat ruumi, milles elektron kõige tõenäolisemalt leidub, nimetatakse orbitaaliks.

See sisaldab ligikaudu $90%$ elektronipilvest, mis tähendab, et ligikaudu $90%$ ajast, mil elektron selles ruumiosas viibib. Nende kuju põhjal on teada nelja tüüpi orbitaale, mida tähistatakse ladina tähtedega $s, p, d$ ja $f$. Mõne elektronorbitaali vormi graafiline esitus on toodud joonisel.

Elektroni liikumise kõige olulisem omadus teatud orbitaalil on tema tuumaga seondumise energia. Sarnaste energiaväärtustega elektronid moodustavad ühe elektronikiht, või energia tase. Energiatasemed on nummerdatud alates tuumast: $ 1, 2, 3, 4, 5, 6 $ ja $ 7 $.

Energiataseme arvu tähistavat täisarvu $n$ nimetatakse peamiseks kvantarvuks.

See iseloomustab elektronide energiat, mis hõivavad teatud energiataseme. Tuumale kõige lähemal asuvatel esimese energiataseme elektronidel on madalaim energia. Võrreldes esimese taseme elektronidega, iseloomustab järgnevate tasandite elektrone suur energiahulk. Järelikult on välise tasandi elektronid kõige vähem aatomituumaga seotud.

Energiatasemete (elektrooniliste kihtide) arv aatomis on võrdne perioodi arvuga D.I.Mendelejevi süsteemis, kuhu keemiline element kuulub: esimese perioodi elementide aatomitel on üks energiatase; teine ​​periood - kaks; seitsmes periood - seitse.

Suurim elektronide arv energiatasemel määratakse järgmise valemiga:

kus $N$ on maksimaalne elektronide arv; $n$ on taseme number ehk peamine kvantarv. Järelikult: tuumale lähimal esimesel energiatasemel ei saa olla rohkem kui kaks elektroni; teisel - mitte rohkem kui 8 dollarit; kolmandal - mitte rohkem kui 18 dollarit; neljandal - mitte rohkem kui 32 dollarit. Ja kuidas on omakorda paigutatud energiatasemed (elektroonilised kihid)?

Alates teisest energiatasemest $(n = 2)$ jagunevad kõik tasemed alamtasanditeks (alamkihtideks), mis erinevad üksteisest veidi tuumaga seondumise energia poolest.

Alamtasandite arv on võrdne peamise kvantarvu väärtusega: esimesel energiatasemel on üks alamtase; teine ​​- kaks; kolmas - kolm; neljas - neli. Alamtasandid omakorda moodustavad orbitaalid.

Iga väärtus $n$ vastab orbitaalide arvule, mis on võrdne $n^2$. Tabelis toodud andmete järgi saab jälgida seost peakvantarvu $n$ ja alamtasandite arvu, orbitaalide tüübi ja arvu ning alam- ja tasandi elektronide maksimaalse arvu vahel.

Peamine kvantarv, orbitaalide tüübid ja arv, maksimaalne elektronide arv alamtasanditel ja tasanditel.

Energiatase $(n)$	Alamtasandite arv, mis võrdub $n$	Orbitaalne tüüp	Orbitaalide arv		Maksimaalne elektronide arv
			alamtasandil	tasemel, mis võrdub $n^2$	alamtasandil	tasemel, mis võrdub $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Alamtasemeid tähistatakse tavaliselt ladina tähtedega, samuti orbitaalide kuju, millest need koosnevad: $s, p, d, f$. Niisiis:

• $s$-alamtase – iga aatomituumale lähim energiataseme esimene alamtase koosneb ühest $s$-orbitaalist;
• $p$-alamtase – iga teine ​​alamtase, välja arvatud esimene, energiatase, koosneb kolmest $p$-orbitaalist;
• $d$-alamtase – igaühe kolmas alamtase, alates kolmandast, energiatasemest, koosneb viiest $d$-orbitaalist;
• Iga $f$-alamtase, alates neljandast energiatasemest, koosneb seitsmest $f$-orbitaalist.

Aatomituum

Kuid mitte ainult elektronid ei kuulu aatomite hulka. Füüsik Henri Becquerel avastas, et ka uraanisoola sisaldav looduslik mineraal kiirgab tundmatut kiirgust, paljastades valguse eest kaitstud fotofilmid. Seda nähtust nimetati radioaktiivsus.

Radioaktiivseid kiiri on kolme tüüpi:

1. $α$-kiired, mis koosnevad $α$-osakestest, mille laeng on $2$ korda suurem kui elektroni laeng, kuid millel on positiivne märk, ja mille mass on $4$ korda suurem kui vesinikuaatomi mass;
2. $β$-kiired kujutavad elektronide voolu;
3. $γ$-kiired on tühise massiga elektromagnetlained, mis ei kanna elektrilaengut.

Järelikult on aatomil keeruline struktuur – see koosneb positiivselt laetud tuumast ja elektronidest.

Kuidas on aatom üles ehitatud?

1910. aastal uurisid Ernest Rutherford koos õpilaste ja kolleegidega Londoni lähedal Cambridge'is õhukesest kuldfooliumist läbivate ja ekraanile langevate $α$ osakeste hajumist. Alfaosakesed kaldusid algsest suunast tavaliselt vaid ühe kraadi võrra kõrvale, näiliselt kinnitades kullaaatomite omaduste ühtlust ja ühtlust. Ja järsku märkasid teadlased, et mõned $ α $ osakesed muutsid järsult oma tee suunda, justkui puutuksid kokku mingi takistusega.

Asetades fooliumi ette ekraani, suutis Rutherford tuvastada isegi need harvad juhud, kui kullaaatomitelt peegelduvad $α$ osakesed vastassuunas lendasid.

Arvutused näitasid, et vaadeldavad nähtused võivad toimuda, kui kogu aatomi mass ja kogu selle positiivne laeng on koondunud tillukesse kesktuuma. Tuuma raadius, nagu selgus, on 100 000 korda väiksem kui kogu aatomi raadius, piirkond, kus paiknevad negatiivse laenguga elektronid. Kui kasutame kujundlikku võrdlust, siis saab kogu aatomi ruumala võrrelda Lužniki staadioniga ja tuuma saab võrrelda väljaku keskel asuva jalgpallipalliga.

Mis tahes keemilise elemendi aatom on võrreldav pisikese aatomiga Päikesesüsteem. Seetõttu nimetatakse seda Rutherfordi pakutud aatomimudelit planetaarseks.

Prootonid ja neutronid

Selgub, et tilluke aatomituum, millesse on koondunud kogu aatomi mass, koosneb kahte tüüpi osakestest – prootonitest ja neutronitest.

Prootonid nende laeng on võrdne elektronide laenguga, kuid vastandmärgiga $(+1)$, ja mass, mis on võrdne vesinikuaatomi massiga (keemias võetakse seda ühtsusena). Prootoneid tähistatakse märgiga $↙(1)↖(1)p$ (või $p+$). Neutronid ei kanna laengut, nad on neutraalsed ja nende mass on võrdne prootoni massiga, s.t. $1 $. Neutronid on tähistatud märgiga $↙(0)↖(1)n$ (või $n^0$).

Prootoneid ja neutroneid koos nimetatakse nukleonid(alates lat. tuum- tuum).

Nimetatakse prootonite ja neutronite arvu summat aatomis massiarv. Näiteks alumiiniumi aatomi massiarv on:

Kuna elektroni massi, mis on tühiselt väike, võib tähelepanuta jätta, on ilmne, et kogu aatomi mass on koondunud tuumasse. Elektronid on tähistatud järgmiselt: $e↖(-)$.

Kuna aatom on elektriliselt neutraalne, on ka ilmne, et et prootonite ja elektronide arv aatomis on sama. See on võrdne keemilise elemendi aatomnumbriga, mis on sellele perioodilises tabelis määratud. Näiteks raua aatomi tuum sisaldab $ 26 $ prootoneid ja $ 26 $ elektronid tiirlevad ümber tuuma. Kuidas määrata neutronite arvu?

Nagu teada, koosneb aatomi mass prootonite ja neutronite massist. Teades elemendi $(Z)$ seerianumbrit, s.o. prootonite arvu ja massiarvu $(A)$, mis võrdub prootonite ja neutronite arvu summaga, neutronite arvu $(N)$ saab leida valemiga:

Näiteks neutronite arv rauaaatomis on:

$56 – 26 = 30$.

Tabelis on toodud elementaarosakeste peamised omadused.

Elementaarosakeste põhiomadused.

Isotoobid

Sama elemendi aatomite sorte, millel on sama tuumalaeng, kuid erinev massiarv, nimetatakse isotoopideks.

Sõna isotoop koosneb kahest kreeka sõnast: isos- identsed ja topos- koht, tähendab "ühe koha hõivamist" (lahtrit) elementide perioodilises tabelis.

Looduses leiduvad keemilised elemendid on isotoopide segu. Seega on süsinikul kolm isotoopi massiga 12, 13, 14 $; hapnik - kolm isotoopi massiga 16, 17, 18 jne.

Tavaliselt on perioodilises tabelis antud keemilise elemendi suhteline aatommass antud elemendi isotoopide loodusliku segu aatommasside keskmine väärtus, võttes arvesse nende suhtelist arvukust looduses, seega aatommassi väärtusi. massid on üsna sageli murdosalised. Näiteks looduslikud klooriaatomid on segu kahest isotoobist – $35$ (looduses on $75%$) ja $37$ (looduses on $25%$); seetõttu on kloori suhteline aatommass 35,5 $. Kloori isotoobid on kirjutatud järgmiselt:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ ja $↖(37)↙(17)(Cl)$

Kloori isotoopide keemilised omadused on täpselt samad, nagu enamiku keemiliste elementide, näiteks kaaliumi, argooni, isotoopidel:

$↖(39)↙(19)(K)$ ja $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ ja $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Siiski on vesiniku isotoopide omadused väga erinevad, kuna nende suhteline aatommass suureneb mitmekordselt; neile anti isegi üksikud nimed ja keemilised sümbolid: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deuteerium - $↖(2)↙(1)(H)$ või $↖(2)↙(1)(D)$; triitium - $↖(3)↙(1)(H)$ või $↖(3)↙(1)(T)$.

Nüüd saame anda keemilise elemendi kaasaegse, rangema ja teadusliku määratluse.

Keemiline element on ühesuguse tuumalaenguga aatomite kogum.

Nelja esimese perioodi elementide aatomite elektrooniliste kestade struktuur

Vaatleme elementide aatomite elektrooniliste konfiguratsioonide kuvamist D.I. Mendelejevi süsteemi perioodide järgi.

Esimese perioodi elemendid.

Aatomite elektronstruktuuri diagrammid näitavad elektronide jaotust elektrooniliste kihtide vahel (energiatasemed).

Aatomite elektroonilised valemid näitavad elektronide jaotust energiatasemete ja alamtasandite vahel.

Aatomite graafilised elektroonilised valemid näitavad elektronide jaotust mitte ainult tasandite ja alamtasandite vahel, vaid ka orbitaalide vahel.

Heeliumi aatomis on esimene elektronikiht valmis – see sisaldab $2$ elektrone.

Vesinik ja heelium on $s$ elemendid; nende aatomite $s$ orbitaal on täidetud elektronidega.

Teise perioodi elemendid.

Kõigi teise perioodi elementide puhul täidetakse esimene elektronikiht ja elektronid täidavad teise elektronkihi $s-$ ja $p$ orbitaalid vastavalt vähima energia põhimõttele (esmalt $s$ ja seejärel $p$ ) ning Pauli ja Hundi reeglid.

Neoonaatomis on teine ​​elektronikiht valmis – see sisaldab $8$ elektrone.

Kolmanda perioodi elemendid.

Kolmanda perioodi elementide aatomite puhul valmivad esimene ja teine ​​elektronikiht, seega täitub kolmas elektronikiht, milles elektronid võivad hõivata 3s-, 3p- ja 3d-alatasandi.

Kolmanda perioodi elementide aatomite elektrooniliste kestade struktuur.

Magneesiumiaatom lõpetab oma 3,5-dollarilise elektronorbitaali. $Na$ ja $Mg$ on $s$-elemendid.

Alumiiniumist ja järgnevates elementides on $3d$ alamtase täidetud elektronidega.

$↙(18)(Ar)$ Argoon

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Argooni aatomi väliskihis (kolmandas elektronkihis) on $8 $ elektrone. Kuna välimine kiht on valmis, aga kokku kolmandas elektronkihis, nagu te juba teate, võib elektrone olla 18, mis tähendab, et kolmanda perioodi elementidel on täitmata $3d$-orbitaalid.

Kõik elemendid alates $Al$ kuni $Ar$ on $р$ -elemendid.

$s-$ ja $p$ -elemendid vormi peamised alarühmad perioodilises tabelis.

Neljanda perioodi elemendid.

Kaaliumi ja kaltsiumi aatomitel on neljas elektronkiht ja $4s$ alamtase on täidetud, sest sellel on madalam energia kui $3d$ alamtasemel. Neljanda perioodi elementide aatomite graafiliste elektrooniliste valemite lihtsustamiseks:

1. Tähistame argooni tavapärast graafilist elektroonilist valemit järgmiselt: $Ar$;
2. Me ei kujuta alamtasandiid, mis pole nendes aatomites täidetud.

$K, Ca$ - $s$ - elemendid, kuuluvad põhialarühmadesse. Aatomite puhul vahemikus $Sc$ kuni $Zn$ on 3d alamtase täidetud elektronidega. Need on $3d$ elemendid. Need on kaasatud külgmised alarühmad, nende välimine elektronkiht on täidetud, klassifitseeritakse need järgmiselt üleminekuelemendid.

Pöörake tähelepanu kroomi ja vase aatomite elektrooniliste kestade struktuurile. Neis üks elektron "tõrjub" $4s-$ alatasemelt $3d$, mis on seletatav saadud $3d^5$ ja $3d^(10)$ elektrooniliste konfiguratsioonide suurema energiastabiilsusega:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Elemendi sümbol, seerianumber, nimi	Elektrooniline struktuuriskeem	Elektrooniline valem	Graafiline elektrooniline valem
$↙(19)(K)$ Kaalium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kaltsium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ skandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ või $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titaan		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ või $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanaadium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ või $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ või $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ või $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Tsink		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ või $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ gallium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ või $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Krüpton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ või $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

Tsingi aatomis on kolmas elektronikiht valmis – selles on täidetud kõik $3s, 3p$ ja $3d$ alamtasandid, kokku $18$ elektronidega.

Tsingile järgnevates elementides täitub jätkuvalt neljas elektronkiht, alamtase $4p$. Elemendid alates $Ga$ kuni $Kr$ – $р$ -elemendid.

Krüptoni aatomi välimine (neljas) kiht on täielik ja sellel on 8 dollarit elektrone. Aga kokku võib neljandas elektronkihis, nagu teate, olla $32$ elektrone; krüptoni aatomil on veel täitmata $4d-$ ja $4f$ alamtasandid.

Viienda perioodi elementide puhul täidetakse alamtasemed järgmises järjekorras: $5s → 4d → 5p$. Ja on ka erandeid, mis on seotud elektronide "tõrgetega" $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ ilmub kuuendal ja seitsmendal perioodil -elemendid, st. elemendid, mille jaoks on täidetud vastavalt kolmanda välise elektroonilise kihi $4f-$ ja $5f$ alamtasemed.

$4f$ -elemendid helistas lantaniidid.

$5f$ -elemendid helistas aktiniidid.

Elektrooniliste alamtasandite täitmise järjekord kuuenda perioodi elementide aatomites: $↙(55)Cs$ ja $↙(56)Ba$ - $6s$ elemendid; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-element; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-elemendid; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elemendid; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elemendid. Kuid ka siin on elemente, milles rikutakse elektrooniliste orbitaalide täitmise järjekorda, mis on näiteks seotud poolte ja täielikult täidetud $f$-alatasandite suurema energiastabiilsusega, s.t. $nf^7$ ja $nf^(14)$.

Sõltuvalt sellest, milline aatomi alamtase on elektronidega täidetud viimati, jagatakse kõik elemendid, nagu te juba aru saite, nelja elektronide perekonda või plokkidesse:

1. $s$ -elemendid; aatomi välistasandi $s$-alamtase on täidetud elektronidega; $s$-elementide hulka kuuluvad vesinik, heelium ning I ja II rühma peamiste alarühmade elemendid;
2. $p$ -elemendid; aatomi välistasandi $p$-alamtase on täidetud elektronidega; $p$-elemendid hõlmavad III–VIII rühma põhialarühmade elemente;
3. $d$ -elemendid; aatomi eelvälise tasandi $d$-alamtase on täidetud elektronidega; $d$-elemendid hõlmavad I–VIII rühma sekundaarsete alarühmade elemente, s.o. suurte perioodide interkalaarsete aastakümnete elemendid, mis paiknevad $s-$ ja $p-$ elementide vahel. Neid nimetatakse ka üleminekuelemendid;
4. $f$ -elemendid; elektronid täidavad aatomi kolmanda välistasandi $f-$ alamtaseme; nende hulka kuuluvad lantaniidid ja aktiniidid.

Aatomi elektrooniline konfiguratsioon. Aatomite põhi- ja ergastatud olekud

Šveitsi füüsik W. Pauli 1925 dollaris leidis, et aatomil ei saa ühel orbitaalil olla rohkem kui kaks elektroni, millel on vastandlikud (antiparalleelsed) seljad (inglise keelest tõlgituna spindle), st. millel on omadused, mida võib tavapäraselt ette kujutada kui elektroni pöörlemist ümber oma kujuteldava telje päri- või vastupäeva. Seda põhimõtet nimetatakse Pauli põhimõte.

Kui orbitaalil on üks elektron, nimetatakse seda paaritu, kui kaks, siis see paaritud elektronid, st. vastassuunaliste spinnidega elektronid.

Joonisel on diagramm energiatasemete jagamisest alamtasanditeks.

$s-$ Orbitaalne, nagu te juba teate, on sfäärilise kujuga. Vesinikuaatomi $(n = 1)$ elektron asub sellel orbitaalil ja on paaritu. Sel põhjusel see elektrooniline valem, või elektrooniline konfiguratsioon, on kirjutatud järgmiselt: $1s^1$. Elektroonilistes valemites tähistatakse energiataseme numbrit tähe $(1...)$ ees oleva numbriga, ladina täht tähistab alamtaset (orbitaali tüüpi) ja paremale ülalpool kirjutatud numbriga. täht (eksponentina) näitab elektronide arvu alamtasandil.

Heeliumi aatomi He puhul, mille ühes $s-$orbitaalis on kaks paariselektroni, on see valem: $1s^2$. Heeliumi aatomi elektronkiht on terviklik ja väga stabiilne. Heelium on väärisgaas. Teisel energiatasemel $(n = 2)$ on neli orbitaali, üks $s$ ja kolm $p$. Teise taseme $s$-orbitaali ($2s$-orbitaali) elektronidel on suurem energia, kuna on tuumast suuremal kaugusel kui $1s$ orbitaali $(n = 2)$ elektronid. Üldiselt on iga $n$ väärtuse jaoks üks $s-$orbitaal, kuid sellel on vastav elektronenergia varu ja seega ka vastava läbimõõduga, mis kasvab $n$ väärtuse kasvades. s-$Orbital, nagu te juba teate, on sfäärilise kujuga. Vesinikuaatomi $(n = 1)$ elektron asub sellel orbitaalil ja on paaritu. Seetõttu on selle elektrooniline valem ehk elektrooniline konfiguratsioon kirjutatud järgmiselt: $1s^1$. Elektroonilistes valemites tähistatakse energiataseme numbrit tähe $(1...)$ ees oleva numbriga, ladina täht tähistab alamtaset (orbitaali tüüpi) ja paremale ülalpool kirjutatud numbriga. täht (eksponentina) näitab elektronide arvu alamtasandil.

Heeliumi aatomi $He$ puhul, mille ühes $s-$orbitaalis on kaks paariselektroni, on see valem: $1s^2$. Heeliumi aatomi elektronkiht on terviklik ja väga stabiilne. Heelium on väärisgaas. Teisel energiatasemel $(n = 2)$ on neli orbitaali, üks $s$ ja kolm $p$. Teise taseme $s-$orbitaalide elektronidel ($2s$-orbitaalid) on suurem energia, kuna on tuumast suuremal kaugusel kui $1s$ orbitaali $(n = 2)$ elektronid. Üldiselt on iga $n$ väärtuse kohta üks $s-$orbitaal, kuid sellel on vastav elektronenergia varu ja seega ka vastava läbimõõduga, mis kasvab $n$ väärtuse kasvades.

$p-$ Orbitaalne on hantli või mahuka kaheksakujulise kujuga. Kõik kolm $p$-orbitaali asuvad aatomis üksteisega risti piki ruumilisi koordinaate, mis on tõmmatud läbi aatomi tuuma. Tuleb veel kord rõhutada, et igal energiatasemel (elektroonilisel kihil), alates $n=2$, on kolm $p$-orbitaali. $n$ väärtuse kasvades hõivavad elektronid $p$-orbitaalid, mis asuvad tuumast suurel kaugusel ja on suunatud piki $x, y, z$ telge.

Teise perioodi $(n = 2)$ elementide puhul täidetakse esmalt üks $s$-orbitaal ja seejärel kolm $p$-orbitaali; elektrooniline valem $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$ elektron on nõrgemalt seotud aatomi tuumaga, nii et liitiumiaatom võib sellest kergesti loobuda (nagu ilmselt mäletate, nimetatakse seda protsessi oksüdatsiooniks), muutudes liitiumiooniks $Li^+$ .

Berüllium Be aatomis paikneb neljas elektron samuti $2s$ orbitaalil: $1s^(2)2s^(2)$. Berülliumi aatomi kaks välimist elektroni eralduvad kergesti – $B^0$ oksüdeerub $Be^(2+)$ katiooniks.

Boori aatomis asub viies elektron $2p$ orbitaalil: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Järgmisena täidetakse $C, N, O, F$ aatomid $2p$-orbitaalidega, mis lõppevad väärisgaasi neooniga: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Kolmanda perioodi elementide puhul täidetakse vastavalt $3s-$ ja $3p$ orbitaalid. Viis kolmanda taseme $d$-orbitaali jäävad vabaks:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Mõnikord on elektronide jaotust aatomites kujutavatel diagrammidel näidatud ainult elektronide arv igal energiatasemel, s.t. kirjutage keemiliste elementide aatomite lühendatud elektroonilised valemid, erinevalt ülaltoodud täielikest elektroonilistest valemitest, näiteks:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

Suure perioodiga elementide (neljas ja viies) puhul hõivavad esimesed kaks elektroni vastavalt $4s-$ ja $5s$ orbitaalid: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 $. Alates iga põhiperioodi kolmandast elemendist lähevad järgmised kümme elektroni vastavalt eelmistele $3d-$ ja $4d-$ orbitaalidele (külgmiste alamrühmade elementide puhul): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2 dollarit. Reeglina, kui eelmine $d$-alamtase on täidetud, hakatakse täitma välimist (vastavalt $4р-$ ja $5р-$) $р-$ alamtaset: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6 $.

Suurte perioodide elementide puhul - kuues ja mittetäielik seitsmes - on elektroonilised tasemed ja alamtasandid täidetud elektronidega reeglina järgmiselt: kaks esimest elektroni sisenevad välimisele $s-$alatasemele: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)R 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; järgmine üks elektron ($La$ ja $Ca$ jaoks) eelmisele $d$-alamtasemele: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ ja $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 dollarit.

Seejärel lähevad järgmised $14$ elektronid kolmandale välisele energiatasemele, vastavalt $4f$ ja $5f$ lantaniidide ja aktiniidide orbitaalidele: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ ↙ (92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Seejärel hakkab külgmiste alamrühmade elementide teine ​​väline energiatase ($d$-alamtase) uuesti kogunema: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 dollarit. Ja lõpuks, alles pärast seda, kui $d$-alamtase on täielikult kümne elektroniga täidetud, täitub $p$-alatase uuesti: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Väga sageli on aatomite elektrooniliste kestade ehitust kujutatud energia- või kvantrakkude abil - nn. graafilised elektroonilised valemid. Selle tähistuse jaoks kasutatakse järgmist tähistust: iga kvantrakk on tähistatud rakuga, mis vastab ühele orbitaalile; Iga elektron on tähistatud pöörlemissuunale vastava noolega. Graafilise elektroonilise valemi kirjutamisel peaksite meeles pidama kahte reeglit: Pauli põhimõte, mille kohaselt rakus (orbitaalis) ei saa olla rohkem kui kaks elektroni, kuid antiparalleelsete spinnidega ja F. Hundi reegel, mille kohaselt elektronid hõivavad vabu rakke kõigepealt ükshaaval ja neil on sama spinniväärtus ning alles seejärel paarituvad, kuid spinnid on Pauli põhimõtte kohaselt vastupidises suunas.

MÄÄRATLUS

Elektrooniline valem Keemilise elemendi aatomi (konfiguratsioon) näitab elektronide paigutust aatomis või molekulis elektronkihtidel (tasanditel ja alamtasanditel).

Kõige sagedamini kirjutatakse elektroonilised valemid maa- või ergastatud aatomite ja ioonide jaoks.

Keemilise elemendi aatomi elektroonilise valemi koostamisel tuleb arvestada mitmete reeglitega. See on Pauli printsiip, Kleczkowski reegel või Hundi reegel.

Elektroonilise ja elektroonilise graafilise valemi koostamine

Elektroonilise valemi koostamisel tuleb arvestada, et keemilise elemendi perioodinumber määrab ära energiatasemete (kestade) arvu aatomis ja selle järjekorranumber elektronide arvu.

Vastavalt Kletškovski reegel, energiatasemete täitumine toimub põhi- ja orbitaalkvantarvude (n + l) summa suurenevas järjekorras ja selle summa võrdsete väärtustega - kasvavas järjekorras n:

1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p и т.д.

Seega vastab väärtus n + l = 5 energia alamtasanditele 3d (n = 3, l = 2), 4d (n = 4, l = 1) ja 5s (n = 5, l = 0). Esimene neist alamtasanditest täidetakse madalama peamise kvantarvu väärtusega alamtasandiga.

Elektronide käitumine aatomites allub Šveitsi teadlase W. Pauli sõnastatud välistamisprintsiibile: aatomis ei saa olla kahte elektroni, millel kõigil neljal kvantarvul oleks ühesugused. Vastavalt Pauli põhimõte, ühes orbitaalis, mida iseloomustavad kolme kvantarvu (põhi-, orbitaal- ja magnetarvu) teatud väärtused, saab paikneda ainult kaks elektroni, mis erinevad spin-kvantarvu väärtuse poolest. See tuleneb Pauli põhimõttest tagajärg: Maksimaalne võimalik elektronide arv igal energiatasemel on võrdne peakvantarvu kahekordse ruuduga.

Aatomi elektrooniline valem on kujutatud järgmiselt: igale energiatasemele vastab teatud põhikvantarv n, mida tähistatakse araabia numbriga; Igale numbrile järgneb energia alamtasemele vastav täht, mis tähistab orbitaalkvantarvu. Tähe ülaindeks näitab elektronide arvu alamtasandil. Näiteks naatriumi aatomi elektrooniline valem on järgmine:

11 N 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

Energia alamtasandite täitmisel elektronidega tuleb ka jälgida Hundi reegel: sellel alamtasandil kipuvad elektronid hõivama energiaolekuid nii, et koguspinn on maksimaalne, mis kajastub kõige selgemalt elektrongraafiliste valemite koostamisel.

Elektroonilised graafilised valemid tavaliselt kujutatakse valentselektronide jaoks. Selles valemis on kõik elektronid tähistatud nooltega ja orbitaalid rakkudega (ruutudega). Üks rakk ei saa sisaldada rohkem kui kaks elektroni. Vaatame vanaadiumi näidet. Esiteks kirjutame üles elektroonilise valemi ja määrame valentselektronid:

74 W) 2) 8) 18) 32) 12) 2 ;

1s 2 2s 2 2lk 6 3s 2 3lk 6 3d 10 4s 2 4lk 6 4f 14 5s 2 5lk 6 5d 4 6s 2 .

Volframi aatomi välimine energiatase sisaldab 6 elektroni, mis on valentselektronid. Põhiseisundi energiadiagramm on järgmisel kujul:

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

Harjutus

Joonistage keemilise elemendi alumiinium elektrooniline ja elektrongraafiline valem.

Vastus

Alumiiniumi seerianumber on 13 ja see asub D.I. perioodilise tabeli kolmandas perioodis. Seetõttu koosneb Mendelejev selle keemilise elemendi aatom positiivselt laetud tuumast, mille sees on 13 prootonit ja tuuma ümber on kolm kesta, mida mööda liigub 13 elektroni. Alumiiniumi elektrooniline valem on järgmine: 13 Al) 2) 8) 3 ; 1s 2 2s 2 2lk 6 3s 2 3lk 1 . Alumiiniumi välimine energiatase sisaldab kolme elektroni, kõik 3. alamtaseme elektronid. Elektroonilisel graafilisel valemil on järgmine vorm:

Praktiline töö

1. Põhisätted

Keemiliste elementide ja aatomi struktuuri perioodilisustabel

Perioodilise seaduse kaasaegne määratlus

Keemiliste elementide ja nendest perioodiliselt moodustuvate ainete omadused sõltuvad nende aatomituumade laengutest

Keemiliste elementide perioodilisustabel kuvab graafiliselt perioodilisuse seadust.

Iga number selles iseloomustab mõnda aatomite struktuuri tunnust:

A)järguline Keemilise elemendi (aatom)arv näitab selle aatomituuma laengut ehk selles sisalduvate prootonite arvu ja kuna aatom on elektriliselt neutraalne, siis aatomituuma ümber paiknevate elektronide arvu.

Neutronite arv määratakse valemiga:N = A - Z ,

KusA - massiarv (aatommass),Z - elemendi seerianumber;

b) perioodi number vastab energiatasemete (elektrikihtide) arvule antud perioodi elementide aatomites;

c) põhialarühmade elementide puhul vastab rühma number välistasandi elektronide arvule ja kõrvalalarühmade elementide puhul maksimaalsele valentselektronide arvule.

Elementide metalliliste ja mittemetalliliste omaduste muutused

perioodidel ja rühmades

1. Ühe perioodi jooksul Seerianumbri suurenemisega elementide metallilised omadused nõrgenevad ja mittemetallilised omadused suurenevad, kuna:

1) arv ē aatomite välistasandil suureneb (see võrdub rühmaarvuga);

2) energiatasemete arv perioodi sees ei muutu (see võrdub perioodi numbriga);

3) aatomite raadius väheneb.

2. Samas rühmas (peamine alarühm) Seerianumbri suurenemisega elementide metallilised omadused suurenevad ja mittemetallilised nõrgenevad, kuna:

1) elektronide arv aatomite välistasandil on sama (võrdub rühmaarvuga);

2) energiatasemete arv aatomites suureneb (see võrdub perioodi numbriga);

3) aatomite raadius suureneb.

Tõendid aatomi struktuuri keerukuse kohta

1. Iiri füüsik Stoney võttis kasutusele mõiste "elektron", et tähistada osakesi (näiteks eboniidipulga elektrifitseerimine), välimus staatiline elekter riiete peal.

2. Katoodkiired – metalliaatomite elektronide voog, millest katood on valmistatud – panid klaasi hõõguma (Thomson ja Perrin). Elektroni negatiivne laeng tehti kindlaks. Seda väikseimat laengut võetakse kui üks = -1.

Thomson määras ka selle massi, mis on võrdne 1/1840 vesinikuaatomi massist.

3. Radioaktiivsus on nähtus, mille avastas A. Becquerel. Radioaktiivseid kiiri on 3 tüüpi:

a) α – kiired, mis koosnevad α – osakestest laenguga +2 ja massiga 4;

b) β – kiired – elektronide voog; c) γ – kiired – elektromagnetlained.

Seetõttu on aatom jagatav ja sellel on keeruline struktuur.

Tabel 1Aatomi planetaarmudel (Rutherford)

Tuum

Võrdne nukleonite arvuga (prootonite ja neutronite summa)

1) lk + (mass = 1 ja laeng = +1)

Nende arv on võrdne elemendi numbriga;

2) n 0 (mass = 1 ja laeng = 0)

Nende arvN = A r – Z. ( Z- prootonite arv)

Elektrooniline kest

Koosneb elektronidest

(mass kipub nulli ja laeng = -1);

Nende arv on võrdne elemendi numbriga.

Kogu aatomi mass on koondunud tuuma

Aatom on elektriliselt neutraalne

Aatom - elektriliselt neutraalne interakteeruvate elementaarosakeste süsteem, mis koosneb tuumast (moodustuvad prootonitest ja neutronitest) ja elektronidest

Aatomite elektrooniliste kestade ehitus

Aatomi elektronkihi mõiste ja energiatasemed

1. Elektrooniline kest – aatomituuma ümbritsev elektronide kogum.

2. Elektronkihis on kihid, millel paiknevad erineva energiahulgaga elektronid, neid nimetatakse nn.energiatasemed . Nende tasemete arv on võrdne perioodinumbriga perioodilisustabelis.

3. Tuuma ümbritsevat ruumi, milles elektron kõige tõenäolisemalt (umbes 90%) leidub, nimetatakseorbitaal .

Orbitaalide suurus ja kuju

Riis. 1 S-, p- ja d-orbitaalide kujundid

1) s 2 - elektronid; sfääriline, sümmeetriline tuuma suhtes ja sellel puudub suund.

2) lk 6 - elektronid; hantlikujuline, paikneb aatomis vastastikku risti

On keerulisema kujuga orbitaale:d 10 - orbitaalid jaf 14 - orbitaalid.

Energiatasemete (elektrooniliste kihtide) arv aatomis on võrdne perioodinumbriga D.I.-süsteemis. Mendelejev, kuhu keemiline element kuulub: esimese perioodi elementide aatomitel on üks energiatase, teisel perioodil kaks, kolmandal perioodil kolm, seitsmendal perioodil seitse.

Suurim elektronide arv energiatasemel määratakse järgmise valemiga:

N = 2 n 2 , KusN- maksimaalne elektronide arv;

n- taseme number või peamine kvantarv. (Täisarvn, mis näitab energiataseme numbrit, kutsutaksepeamine kvantarv ).

Aatomi energiatasemed ja elektrooniline konfiguratsioon

Aatomil on keeruline struktuur. See koosneb tuumast, mis sisaldab prootoneid ja neutroneid ning elektrone, mis tiirlevad ümber aatomituuma. Prootoni laeng on +1 ja mass on 1.u. Neutron on elektriliselt neutraalne osake, massiga umbes 1,0. Elektron - laeng on -1, mass 5,5∙10 -4 c.u. Üldiselt on aatom elektriliselt neutraalne, prootonite arv aatomi tuumas on võrdne elektronide arvuga aatomis. Aatomis olevad elektronid jaotuvad energiatasemetel.

Aatomi energiatasemete arv määratakse perioodi arvu järgi, milles element paikneb. Aatomite elektrooniliste mudelite koostamisel tuleb meeles pidada, et maksimaalne elektronide arv energiatasemel on 2n 2 , Kusn– energiataseme number. Vastavalt sellele ei tohi tuumale lähim esimene tase sisaldada rohkem kui 2 elektroni, teine ​​- mitte rohkem kui 8, kolmas - mitte rohkem kui 18 ja neljas - mitte rohkem kui 32. Väline energiatase ei saa olla neil on rohkem kui 8 elektroni.

Aatomi neeldumis- ja emissioonispektrid näitavad selgelt, et kõigil aatomitel on hulk võimalikke energiaolekuid, mida nimetatakse maandus- ja ergastatud elektroonilisteks olekuteks (joonis 1).

Aatomis olevate elektronide jaotuse registreerimist elektrooniliste tasandite ja alamtasandite vahel nimetatakse selle elektrooniliseks konfiguratsiooniks ja seda saab teha nii aatomi põhi- kui ka ergastatud oleku jaoks. Aatomi spetsiifilise elektroonilise konfiguratsiooni määramiseks põhiolekus on kolm järgmist positsiooni:

Täitmise põhimõte (väikseim energia). Põhiseisundis olevad elektronid täidavad orbitaale järjest suurenevate orbiidi energiatasemetega. Madalaima energiaga orbitaalid täidetakse alati esimesena.

Pauli põhimõte. Ühelgi orbitaalil ei saa olla rohkem kui kaks elektroni ja vastandsuunaliste spinnidega (spin on elektroni eriomadus, millel pole makrokosmoses analooge, mida võib lihtsustada kui elektroni pöörlemist ümber oma telje).

Hundi reegel. Degenereerunud (sama energiaga) orbitaalid täidetakse üksikute elektronidega, millel on identsed spinnid, alles pärast seda täidetakse degenereerunud orbitaalid Pauli põhimõttel vastandsuunaliste spinnidega elektronidega.

Kvantarvud

Peamine kvantarv n on samaväärne Bohri teooria kvantarvuga. Põhimõtteliselt määrab see elektronide energia antud orbitaalil.

.....

....

Orbitaalkvantarv l määrab elektroni orbiidi nurkimpulsi väärtuse antud orbitaalil. Kehtivad väärtused: 0, 1, 2, 3, ... , n-1.

See kvantarv kirjeldab aatomiorbitaali käitumist aatomituumale keskendunud koordinaatsüsteemi pöörlemisel.

Orbitaalne magnetkvantarv m l määrab elektroni nurkimpulsi projektsiooni komponendi väärtuse ruumis valitud suunas. Välise magnetvälja puudumisel on elektronid sama orbitaalkvantarvuga orbitaalidell energeetiliselt samaväärsed (st nende energiatase on degenereerunud).

Konstantses magnetväljas on aga mõned spektrijooned poolitatud. See tähendab, et elektronid muutuvad energeetiliselt ebavõrdseks. Näiteks p-olekud magnetväljas võtavad ühe asemel 3 väärtust, d-olekud aga 5 väärtust. Kehtivad väärtused m l selle jaoksl : - l , ... -2, -1, 0, +1, +2, ... + l

Pöörlemiskvantarv m s on seotud elektroni enda magnetmomendi olemasoluga. IN üldine vaade Impulsi magnetmomendi avaldis langeb kokku orbitaalmomendi omaga:

Elektroni m jaoks s võtab ainult kaks väärtust: +1/2 ja -1/2. Mõnikord kasutatakse spinni mõiste selgemaks selgitamiseks jämedat analoogiat – elektroni kujutatakse lendava tipuna (ringvooluna, mis loob oma magnetvälja). See analoogia võimaldab meil selgitada spinni olemasolu 1/2 elektroni ja prootoni jaoks, kuid mitte neutroni jaoks - nulllaenguga osakesed.

"Spin" mõiste ei sobitu meie ruumi "makroideede" hulka. Kõigil selle registreerimisviisidel on spinn alati suunatud piki telge, mille vaatleja valis algseks. Spinni väärtus 1/2 tähendab, et elektron (prooton, neutron) muutub pärast 720 pööret iseendaga identseks 0 , mitte 360 0 , nagu meie kolmemõõtmelises maailmas. Spinni peetakse looduse üheks põhiomaduseks (st see on taandamatu, nagu gravitatsioon ja elekter).

Iga orbitaal on tähistatud ruudukujulise rakuga, elektronid - vastassuunaliste nooltega (vt selleteemaliste harjutuste lahendust)

Elektrooniline valem on valem, mis näitab elektronide jaotust aatomi elektronikihtidel.

tabel 2

Peamine kvantarv, orbitaalide tüübid ja arv, maksimaalne elektronide arv alamtasanditel ja tasanditel

Energiatase

(perioodi number)

n

Alamtasandite arv on võrdne n

Orbitaalide kuju (tüüp).

Orbitaalide arv

Maksimaalne elektronide arv

alamtasandil

tasemel võrdne n 2

alamtasanditel

tasemel

TO (n=1)

1 s

Praktiline töö

Töö eesmärk:

6) Järeldus

Ülesanne nr 1

5. Elektronide arvN ē

6 . Laeaatomituum, Z

7. Massiarv, A

8. neutronite arv,N n 0 = A -N R +

a) rühmade kaupa

b) perioodi järgi

Ülesanne nr 2

1) elemendi aatomi elektrooniline valem, vastavalt elektronide arvule välistasandil, olemuselt metalliline ja mittemetalliline (kui välistasandil on 1-3 elektroni, siis on element metall, kui on rohkem kui 3, siis on element mittemetall;

2) elemendi aatomi valentskihi elektrooniline struktuurivalem, aatomi normaal- ja ergastatud olekud, negatiivne ja positiivne oksüdatsiooniaste lk - elemendid (mittemetallid), metallide kõrgeim ja madalaim positiivne oksüdatsiooniaste ( s - Ja d - perekonnad);

3) vesinikuühendi valem (ees s -element hüdriid koos N - , Sest lk - gaasilise vesiniku ühend H-ga + ), nimi;

4) nimetab oksiidide valemeid, milles ilmnevad positiivsed oksüdatsiooniastmed, märgib olemuse;

5) nimetab oksiididele vastavad aluste ja hapete valemid; nimetage soolade valemid.

Iseloomulik lk - element S - väävel, mis asub III põhialagrupi periood VI rühmad

1) 16 S 1 s 2 2 s 2 2 lk 6 3 s 2 3 lk 4 - mittemetall, kuna välistasandil on aatomil rohkem kui kolm elektroni - kuus

2) S 3 s 2 3 lk 4 p - element

↓ aatomi normaalses olekus on 2 paarita elektroni, seegaSväävel

S ↓ 3p 4 sellel on negatiivne oksüdatsiooniaste (-2):

3 s 2 S 0 + 2 ē →S -2

S * esimene ergastatud olek on 4 paarita elektroni, seegaS

3 d 1 sellel on positiivne oksüdatsiooniaste (+4):

↓ 3 lk 3 S 0 - 4 ē →S +4

3 s 2

teine ​​ergastatud olek on 6 paarita elektroni, seega

3 d 2 väävel on positiivse oksüdatsiooniastmega (+6):

S ** 3 lk 3 S 0 - 6 ē →S +6

3 s 1

3) S -2 → H 2 S- vesiniksulfiid, vesilahus mis on vesiniksulfiidhape.

sooladH 2 Snimetatakse sulfiidideks; (nimi) K 2 S- kaaliumsulfiid.

4) S +4 → NII 2 (vääveloksiidIV) → hapeH 2 NII 3 → sool:

TO 2 NII 3 ja KNNII 3

5) S +6 → NII 3 (vääveloksiidVI) → hapeH 2 NII 4 → sool: K 2 NII 4 ja KNNII 4

Iseloomulik s - element Ca - kaltsium, mis asub teise rühma peamise alarühma neljandas perioodis

1) 20 Ca 1 s 2 2 s 2 2 lk 6 3 s 2 3 lk 6 4 s 2 Kkaltsium on metall, kuna välistasandil on aatomil vähem kui kolm elektroni - 2 elektroni

2) Ca 4 s 2 s- element; ca 4s 2 - aatomi normaalne olek - pole paarituid elektrone

Ca * aatomi ergastatud olek on kaks paaritut elektroni, seega

Ca 0 - 2 ē → Sa +2

4p 1 Ca - avaldab positiivset oksüdatsiooniastet (+2);negatiivne aste

4 s 1 Metallid ei oksüdeeru

3) Ca +2 N 2 - - vesinikühendus; SaN 2 (kaltsiumhüdriid)

4) Ca +2 → CaO oksiid → Ca(OH) alus 2 → soolad: 1) CaC.I. 2 ja CaOHC.I. 2) CaSO 3 JaCa(HSO 3 ) 2

Ülesanne nr 3

Vorm ē

element

Element

Valents

kest

Madalaim oksüdatsiooniaste

Vesiniku ühendus

Kõrgeim kraad oksüdatsioon

Ülim oksiidvalem

Hüdroksiidi valem

Soola valem

s-element

R- element

Järeldus:

Praktiline töö

valik 1

Elementide aatomite elektrooniliste valemite ja graafiliste diagrammide koostamine, nende täitmine elektronidega

Edusammud

Ülesanne nr 1

Täida tabel:

5. Elektronide arvN ē

6 . Lae aatomituum, Z

7. Massiarv, A

8. neutronite arv,N n 0 = A -N R +

9. Kirjutage elektronide jaotus energiatasemete järgi

10. Võrdlus naaberelementidega:

a) rühmade kaupa

b) perioodi järgi

11. Kõrgema oksiidi ja hüdroksiidi valem ja nende olemus

Ülesanne nr 2

Elemendi omadused selle positsiooni järgi perioodilisustabelis näitavad elemendi aatomi valentsusvõimet

Ülesanne nr 3 Sisestage töö tulemused tabelisse järgmisel kujul:

Vorm ē

element

Element

Valents

kest

Madalaim oksüdatsiooniaste

Vesiniku ühendus

Vahepealsed oksüdatsiooniastmed

Kõrgeim oksüdatsiooniaste

Ülim oksiidvalem

Hüdroksiidi valem

Soola valemid

s-element

p-element

Järeldus:

Praktiline töö

2. variant

Elementide aatomite elektrooniliste valemite ja graafiliste diagrammide koostamine, nende täitmine elektronidega

Edusammud

Ülesanne nr 1

Täida tabel:

5. Elektronide arvN ē

6 . Lae aatomituum, Z

7. Massiarv, A

8. neutronite arv,N n 0 = A -N R +

9. Kirjutage elektronide jaotus energiatasemete järgi

10. Võrdlus naaberelementidega:

a) rühmade kaupa

b) perioodi järgi

11. Suurema oksiidi ja hüdroksiidi valem

Ülesanne nr 2

Sisestage töö tulemused tabelisse järgmisel kujul:

Vorm ē

element

Element

Valents

kest

Madalaim oksüdatsiooniaste

Vesiniku ühendus

Vahepealsed oksüdatsiooniastmed

Kõrgeim oksüdatsiooniaste

Ülim oksiidvalem

Hüdroksiidi valem

Soola valem

Järeldus:

Praktiline töö

3. võimalus

Elementide aatomite elektrooniliste valemite ja graafiliste diagrammide koostamine, nende täitmine elektronidega

Edusammud

Ülesanne nr 1

Täida tabel:

5. Elektronide arvN ē

6 . Lae aatomituum, Z

7. Massiarv, A

8. neutronite arv,N n 0 = A -N R +

9. Kirjutage elektronide jaotus energiatasemete järgi

10. Võrdlus naaberelementidega:

a) rühmade kaupa

b) perioodi järgi

11. Suurema oksiidi ja hüdroksiidi valem

Ülesanne nr 2

Sisestage töö tulemused tabelisse järgmisel kujul:

Vorm ē

element

Element

Valents

kest

Madalaim oksüdatsiooniaste

Vesiniku ühendus

Vahepealsed oksüdatsiooniastmed

Kõrgeim oksüdatsiooniaste

Ülim oksiidvalem

Hüdroksiidi valem

Soola valem

Järeldus:

Praktiline töö

4. võimalus

Elementide aatomite elektrooniliste valemite ja graafiliste diagrammide koostamine, nende täitmine elektronidega

Töö eesmärk:

1) Õppige iseloomustama elemente nende asukoha järgi perioodilisustabelis

2) Rakendada teadmisi aatomi ehitusest keemiliste elementide aatomite karakteristikute koostamisel

3) Kirjutage üles elemendi elektrooniline valem

4) Määrake kõrgema oksiidi ja hüdroksiidi valem ja olemus; selle vesinikuühend

5) anna võrdlevad omadused naaberelementidega perioodis ja rühmas

Edusammud

Ülesanne nr 1

Täida tabel:

5. Elektronide arvN ē

6 . Lae aatomituum, Z

7. Massiarv, A

8. neutronite arv,N n 0 = A -N R +

9. Kirjutage elektronide jaotus energiatasemete järgi

10. Võrdlus naaberelementidega:

a) rühmade kaupa

b) perioodi järgi

11. Suurema oksiidi ja hüdroksiidi valem

Ülesanne nr 2

Kui iseloomustate elementi selle asukoha järgi perioodilisustabelis, märkige:

Sisestage töö tulemused tabelisse järgmisel kujul:

Vorm ē

element

Element

Valents

kest

Madalaim oksüdatsiooniaste

Vesiniku ühendus

Vahepealsed oksüdatsiooniastmed

Kõrgeim oksüdatsiooniaste

Ülim oksiidvalem

Hüdroksiidi valem

Soola valem

Järeldus:

Praktiline töö

5. võimalus

Elementide aatomite elektrooniliste valemite ja graafiliste diagrammide koostamine, nende täitmine elektronidega

Töö eesmärk:

1) Õppige iseloomustama elemente nende asukoha järgi perioodilisustabelis

2) Rakendada teadmisi aatomi ehitusest keemiliste elementide aatomite karakteristikute koostamisel

3) Kirjutage üles elemendi elektrooniline valem

4) Määrake kõrgema oksiidi ja hüdroksiidi valem ja olemus; selle vesinikuühend

5) Esitage võrdlustunnused perioodi ja rühma naaberelementidega

Edusammud

Ülesanne nr 1

Täida tabel:

5. Elektronide arvN ē

6 . Lae aatomituum, Z

7. Massiarv, A

8. neutronite arv,N n 0 = A -N R +

9. Kirjutage elektronide jaotus energiatasemete järgi

10. Võrdlus naaberelementidega:

a) rühmade kaupa

b) perioodi järgi

11. Suurema oksiidi ja hüdroksiidi valem

(happed ja soolad – lämmastik- ja lämmastikhappe näitel)

Ülesanne nr 2

Sisestage töö tulemused tabelisse järgmisel kujul:

Vorm ē

element

Element

Valents

kest

Madalaim oksüdatsiooniaste

Vesiniku ühendus

Vahepealsed oksüdatsiooniastmed

Kõrgeim oksüdatsiooniaste

Ülim oksiidvalem

Hüdroksiidi valem

Soola valem

Järeldus:

Praktiline töö

6. valik

Elementide aatomite elektrooniliste valemite ja graafiliste diagrammide koostamine, nende täitmine elektronidega

Töö eesmärk:

1) Õppige iseloomustama elemente nende asukoha järgi perioodilisustabelis

2) Rakendada teadmisi aatomi ehitusest keemiliste elementide aatomite karakteristikute koostamisel

3) Kirjutage üles elemendi elektrooniline valem

4) Määrake kõrgema oksiidi ja hüdroksiidi valem ja olemus; selle vesinikuühend

5) Esitage võrdlustunnused perioodi ja rühma naaberelementidega

Edusammud

Ülesanne nr 1

Täida tabel:

5. Elektronide arvN ē

6 . Lae aatomituum, Z

7. Massiarv, A

8. neutronite arv,N n 0 = A -N R +

9. Kirjutage elektronide jaotus energiatasemete järgi

10. Võrdlus naaberelementidega:

a) rühmade kaupa

b) perioodi järgi

11. Suurema oksiidi ja hüdroksiidi valem

(happed ja soolad - eeskuju järgidesS)

Ülesanne nr 2

Sisestage töö tulemused tabelisse järgmisel kujul:

Vorm ē

element

Element

Valents

kest

Madalaim oksüdatsiooniaste

Vesiniku ühendus

Vahepealsed oksüdatsiooniastmed

Kõrgeim oksüdatsiooniaste

Ülim oksiidvalem

Hüdroksiidi valem

Soola valem

Järeldus:

Praktiline töö

7. valik

Elementide aatomite elektrooniliste valemite ja graafiliste diagrammide koostamine, nende täitmine elektronidega

Töö eesmärk:

1) Õppige iseloomustama elemente nende asukoha järgi perioodilisustabelis

2) Rakendada teadmisi aatomi ehitusest keemiliste elementide aatomite karakteristikute koostamisel

3) Kirjutage üles elemendi elektrooniline valem

4) Määrake kõrgema oksiidi ja hüdroksiidi valem ja olemus; selle vesinikuühend

5) Esitage võrdlustunnused perioodi ja rühma naaberelementidega

Edusammud

Ülesanne nr 1

Täida tabel:

5. Elektronide arvN ē

6 . Lae aatomituum, Z

7. Massiarv, A

8. neutronite arv,N n 0 = A -N R +

9. Kirjutage elektronide jaotus energiatasemete järgi

10. Võrdlus naaberelementidega:

a) rühmade kaupa

b) perioodi järgi

11. Suurema oksiidi ja hüdroksiidi valem

(happed ja soolad - eeskuju järgidesS)

Ülesanne nr 2

Kui iseloomustate elementi selle asukoha järgi perioodilisustabelis, märkige:

Sisestage töö tulemused tabelisse järgmisel kujul:

Vorm ē

element

Element

Valents

kest

Madalaim oksüdatsiooniaste

Vesiniku ühendus

Vahepealsed oksüdatsiooniastmed

Kõrgeim oksüdatsiooniaste

Ülim oksiidvalem

Hüdroksiidi valem

Soola valem

Järeldus:

Praktiline töö

8. valik

Elementide aatomite elektrooniliste valemite ja graafiliste diagrammide koostamine, nende täitmine elektronidega

Töö eesmärk:

1) Õppige iseloomustama elemente nende asukoha järgi perioodilisustabelis

2) Rakendada teadmisi aatomi ehitusest keemiliste elementide aatomite karakteristikute koostamisel

3) Kirjutage üles elemendi elektrooniline valem

4) Määrake kõrgema oksiidi ja hüdroksiidi valem ja olemus; selle vesinikuühend

5) Esitage võrdlustunnused perioodi ja rühma naaberelementidega

Edusammud

Ülesanne nr 1

Täida tabel:

5. Elektronide arvN ē

6 . Lae aatomituum, Z

7. Massiarv, A

8. neutronite arv,N n 0 = A -N R +

9. Kirjutage elektronide jaotus energiatasemete järgi

10. Võrdlus naaberelementidega:

a) rühmade kaupa

b) perioodi järgi

11. Suurema oksiidi ja hüdroksiidi valem

(hape - boor, soolad - boraadid)

Ülesanne nr 2

Kui iseloomustate elementi selle asukoha järgi perioodilisustabelis, märkige:

Sisestage töö tulemused tabelisse järgmisel kujul:

Vorm ē

element

Element

Valents

kest

Madalaim oksüdatsiooniaste

Vesiniku ühendus

Vahepealsed oksüdatsiooniastmed

Kõrgeim oksüdatsiooniaste

Ülim oksiidvalem

Hüdroksiidi valem

Soola valem

Järeldus:

Nimetatakse kirjet, mis peegeldab elektronide jaotust keemilise elemendi aatomis energiatasemete ja alamtasandite vahel elektrooniline konfiguratsioon see aatom. Aatomi põhiolekus (ergastamata) täidavad kõik elektronid minimaalse energia põhimõtet. See tähendab, et alamtasandid, mille jaoks:

1) Peakvantarv n on minimaalne;

2) Taseme sees täidetakse esmalt s-alatasand, seejärel p- ja alles siis d- (l on minimaalne);

3) Täitmine toimub nii, et (n + l) on minimaalne (Kletškovski reegel);

4) Ühe alamtasandi sees on elektronid paigutatud nii, et nende summaarne spinn on maksimaalne, s.t. sisaldas kõige rohkem paarituid elektrone (Hundi reegel).

5) Elektronide aatomiorbitaalide täitmisel on Pauli printsiip täidetud. Selle tagajärg on see, et energiatase numbriga n ei saa sisaldada rohkem kui 2n 2 elektroni, mis asuvad n 2 alamtasandil.

Seda järjestust kajastavate elektrooniliste valemite (või konfiguratsioonide) salvestamisel on esimene number võrdne n, vastab sellele järgnev täht l, ja parempoolne ülaindeks on võrdne selles olekus elektronide arvuga.

Näiteks, tseesium (Cs) on 6. perioodis, selle 55 elektroni (järjekorranumber 55) on jaotatud 6 energiataseme peale ja nende alamtasanditel, jälgides orbitaalide elektronidega täitmise järjestust, saame: 55 Cs 1 s 2 2 s 2 2 lk 6 3 s 2 3 lk 6 4 s 2 4 lk 6 4 d 10 5 s 2 5 lk 6 5 d 10 6 s 1

Omakorda liitiumi elektrooniline valem on 1 s 2 2 s 1 , süsinik – 1 s 2 2 s 2 2 lk 2 , kloor - 1 s 2 2 s 2 2 lk 6 3 s 2 3 lk 5 .

Elektronkihtide populatsiooni saab esitada kvantrakkude kujul (ruudud või horisontaalsed jooned). Erinevalt elektroonilistest valemitest ei kasutata siin mitte kahte, vaid kõiki nelja kvantarvu. On näha, et elektronide energia mitmeelektronilistes aatomites on määratud kvantarvuga n, nii l; elektronidel on erinevad väärtused ml, ja ainult paaris elektronide spinnid on erinevad. Vabad rakud tähendavad meie näites tasuta lk-orbitaalid, mis võivad aatomi ergastamisel hõivata elektrone (joonis 8).

Riis. 8. Boori elektroonilise valemi graafiline esitus.

Uurides elementide keemiliste omaduste muutumist sõltuvalt nende suhtelise aatommassi (aatommassi) väärtusest, avastas D. I. Mendelejev 1869. a. perioodilisuse seadus need omadused: " Elementide omadused ja seega ka nende moodustatud lihtsate ja keerukate kehade omadused sõltuvad perioodiliselt elementide aatommassist" Kuna Keemilised omadused on määratud aatomi elektronkestade struktuuriga, Mendelejevi perioodiline tabel on elementide loomulik klassifikatsioon nende aatomite elektronstruktuuride järgi (lisa 4). Selle klassifikatsiooni lihtsaim alus on elektronide arv neutraalses aatomis, mis on võrdne tuuma laenguga. Kuid keemilise sideme moodustumisel saavad elektronid aatomite vahel ümber jaotada, kuid tuuma laeng jääb muutumatuks, seetõttu ütleb perioodilise seaduse kaasaegne sõnastus: "Elementide omadused sõltuvad perioodiliselt nende aatomite tuumade laengutest".

See asjaolu kajastub perioodilises süsteemis horisontaalsete ja vertikaalsete ridade - perioodide ja rühmade kujul.

Periood - horisontaalne rida, millel on sama arv elektroonilisi tasemeid, perioodi number ühtib peamise kvantarvu väärtusega n välistase (kiht); Perioodilises tabelis on seitse sellist perioodi. Teine ja järgnevad perioodid algavad leeliselise elemendiga ( ns 1) ja lõpeb väärisgaasiga ( ns 2 n.p. 6).

Vertikaalselt on perioodilisustabel jagatud kaheksaks rühmaks, mis jagunevad peamised - A , koosnevad s- Ja lk-elemendid ja pool – B-alarühmad sisaldavad d-elemendid. III B alagrupp, v.a d-elemendid, sisaldab 14 4 f- ja 5 f-elemendid (perekond 4 f-lantaniidid ja 5 f-aktiniidid). Peamised alarühmad sisaldavad välisel elektroonilisel kihil sama arvu elektrone, mis on võrdne rühma numbriga. Peamistes alarühmades asuvad valentselektronid (elektronid, mis on võimelised moodustama keemilisi sidemeid) s- Ja lk-välise energiataseme orbitaalid, külgorbitaalides - sisse s-orbitaalid välis- ja d-väliseelse kihi orbitaalid. Sest f-valentsielemendid on ( n – 2)f- (n – 1)d- Ja ns-elektronid. Elementide sarnasus igas rühmas on perioodilisuse tabeli kõige olulisem muster. Lisaks tuleb märkida, et diagonaalne sarnasus elementide paarides Li ja Mg, Be ja Al, B ja Si jne. Selline muster on tingitud omaduste kalduvusest muutuda vertikaalselt (rühmades) ja nende muutumisest horisontaalselt (perioodides).

Elemendi aatomite elektroonilise kesta struktuur muutub ühelt poolt perioodiliselt elemendi aatomarvu suurenemisega ja teisest küljest määrab omadused elektroonilise kesta struktuuriga ja seetõttu perioodiliselt sõltuv aatomituuma laengust.

Aatomikarakteristikute perioodilisus

Elementide aatomite keemiliste omaduste muutuste perioodilisus sõltub sellest muutused aatomi ja iooni raadiuses.

Vaba aatomi raadiuseks peetakse väliste elektronkihtide tiheduse põhimaksimumi asukohta. See on nn orbiidi raadius . Kui arvestada aatomiraadiuste suhtelisi väärtusi, on lihtne tuvastada nende sõltuvuse perioodilisust elemendi numbrist.

Perioodidel orbiidi aatomiraadiused tuumalaengu suurenedes Züldiselt väheneb monotoonselt väliste elektronide tuumaga interaktsiooni astme suurenemise tõttu. Alarühmades Raadiused suurenevad peamiselt elektronkihtide arvu suurenemise tõttu.

U s- Ja lk-elemendid on raadiuste muutus nii perioodides kui ka alarühmades tugevam kui d- Ja f-elemendid, kuna d- Ja f-elektronid on sisemised. Raadiuste vähendamine d- ja f-elemente perioodides nimetatakse d - Jaf - kokkusurumine. Tagajärg f-kompressioon on see, et elektrooniliste analoogide aatomiraadiused d- viienda ja kuuenda perioodi elemendid on peaaegu identsed.

Neid elemente nimetatakse nende omaduste sarnasuse tõttu kaksikelementideks.

Ioonide moodustumine toob kaasa ioonide raadiuse muutumise võrreldes aatomitega. Sel juhul on katioonide raadiused alati väiksemad ja anioonide raadiused on alati suuremad kui vastavad aatomiraadiused.

Aatomite omadusi käsitletakse kui võimet anda või vastu võtta elektrone, mis on tingitud aatomite soovist omandada stabiilne elektrooniline konfiguratsioon, mis on sarnane väärisgaasidele. Metallilisi omadusi käsitletakse kui elementide aatomite võimet loovutada elektrone ja avaldada redutseerivaid omadusi ning mittemetallilisi omadusi - omandada elektrone ja avaldada oksüdeerivaid omadusi.

Ionisatsioonienergia aatom I on energia, mis on vajalik neutraalse aatomi muundamiseks positiivselt laetud iooniks. Selle väärtus sõltub tuumalaengust, aatomi raadiusest ja elektronide vastastikusest mõjust. Ionisatsioonienergiat väljendatakse kJ∙mol–1 või eV. Keemiliste uuringute jaoks on see kõige olulisem ionisatsioonipotentsiaal esimene järk - energia, mis kulub nõrgalt seotud elektroni täielikuks eemaldamiseks aatomist ergastamata olekus.

E o - e– = E + , I 1 – esimene ionisatsioonipotentsiaal;

E + – e– = E 2+, I 2 – teine ​​ionisatsioonipotentsiaal jne. I 1 < I 2 < I 3 < I 4 ...

Ionisatsioonienergia määrab keemilise sideme olemuse ja tugevuse ning taastav elementide omadused (tabel 28).

Elektrongraafiliste valemite koostamise õppimiseks on oluline mõista aatomituuma struktuuri teooriat. Aatomi tuum koosneb prootonitest ja neutronitest. Elektronide orbitaalidel on aatomi tuuma ümber elektronid.

Sa vajad

• - pliiats;
• - paber märkmete jaoks;
• - elementide perioodilisustabel (periooditabel).

Juhised

Aatomi elektronid hõivavad vabad orbitaalid järjestuses, mida nimetatakse energiaskaalaks: 1s/2s, 2p/3s, 3p/4s, 3d, 4p/5s, 4d, 5p/6s, 4d, 5d, 6p/7s, 5f, 6d , 7p . Üks orbitaal võib sisaldada kahte elektroni, millel on vastupidised spinnid – pöörlemissuunad.

Elektronkestade struktuuri väljendatakse graafiliste elektrooniliste valemite abil. Kasutage valemi kirjutamiseks maatriksit. Ühes rakus võib asuda üks või kaks elektroni, millel on vastupidised spinnid. Elektronid on kujutatud nooltega. Maatriks näitab selgelt, et s-orbitaalil võivad paikneda kaks elektroni, p-orbitaalil 6, d-orbitaalil 10 ja f-orbitaalil -14.

Mõelge mangaani näitel elektroonilise graafilise valemi koostamise põhimõttele. Leia mangaan perioodilisuse tabelist. Selle aatomnumber on 25, mis tähendab, et aatomis on 25 elektroni, see on neljanda perioodi element.

Kirjutage maatriksi kõrvale elemendi seerianumber ja tähis. Vastavalt energiaskaalale täitke järjestikku 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s tasemed, kirjutades kaks elektroni raku kohta. Saad 2+2+6+2+6+2=20 elektroni. Need tasemed on täielikult täidetud.

Teil on veel viis elektroni ja täitmata 3D tase. Paigutage elektronid d-alataseme rakkudesse, alustades vasakult. Asetage rakkudesse ükshaaval samade spinnidega elektronid. Kui kõik rakud on täidetud, lisage vasakult alustades teine ​​elektron vastupidise spinniga. Mangaanis on viis d elektroni, üks igas rakus.

Elektrongraafilised valemid näitavad selgelt valentsi määravate paaritute elektronide arvu.

Luues teoreetilisi ja praktiline töö matemaatikas, füüsikas, keemias seisab õpilane või koolilaps silmitsi vajadusega sisestada erimärke ja keerulisi valemeid. Microsofti kontorikomplekti Wordi rakendusega saate sisestada meili valem igasuguse keerukusega.

Juhised

Avatud uus dokument Microsoft Wordis. Andke sellele nimi ja salvestage see samasse kausta, kus on teie töö, et te ei peaks seda tulevikus otsima.

Minge vahekaardile "Sisesta". Paremal leidke sümbol? ja selle kõrval on kiri "Valem". Klõpsake noolt. Ilmub aken, kus saate valida sisseehitatud valemi, näiteks ruutvõrrandi valemi.

Klõpsake noolel ja ülemisele paneelile ilmuvad erinevad sümbolid, mida võib selle konkreetse valemi kirjutamisel vaja minna. Pärast selle muutmist soovitud viisil saate selle salvestada. Edaspidi kuvatakse see sisseehitatud valemite loendis.

Kui peate valemi tekstiks üle kandma, mille peate hiljem saidile paigutama, paremklõpsake sellega aktiivsel väljal ja valige mitte professionaalne, vaid lineaarne kirjutamisviis. Eelkõige sama ruutvõrrandi valem in sel juhul on kujul: x=(-b±?(b^2-4ac))/2a.

Teine võimalus elektroonilise valemi kirjutamiseks Wordis on konstruktori kaudu. Hoidke samal ajal all klahve Alt ja =. Kohe avaneb valemi kirjutamise väli ja ülemisel paneelil avaneb konstruktor. Siin saate valida kõik märgid, mida võib vaja minna võrrandi kirjutamiseks ja mis tahes ülesande lahendamiseks.

Mõned lineaarsed tähistussümbolid ei pruugi arvutisümbololoogiat tundmatule lugejale selged olla. Sel juhul on mõttekas salvestada kõige keerulisemad valemid või võrrandid graafilisel kujul. Selleks avage lihtsaim graafiline redaktor Paint: "Start" - "Programmid" - "Paint". Seejärel suurendage valemidokumenti, kuni see täidab kogu ekraani. See on vajalik, et salvestatud pildil oleks kõrgeim eraldusvõime. Vajutage klaviatuuril PrtScr, minge Paint ja vajutage Ctrl+V.

Lõika ära üleliigne. Selle tulemusel saate soovitud valemiga kvaliteetse pildi.

Märge

Pidage meeles, et keemia on erandite teadus. Perioodilise tabeli külgmiste alamrühmade aatomites toimub elektronide "leke". Näiteks kroomis, mille aatomnumber on 24, läheb üks 4s taseme elektronidest d-taseme rakku. Sarnane efekt ilmneb ka molübdeenil, nioobiumil jne. Lisaks on olemas aatomi ergastatud oleku kontseptsioon, kui paaris elektronid paaristatakse ja kantakse üle naaberorbitaalidele. Seetõttu kontrollige sekundaarse alarühma viienda ja järgnevate perioodide elementide elektrooniliste graafiliste valemite koostamisel teatmeteost.