პრობლემის გადაჭრის მაგალითები. ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია არგონის ატომს აქვს იგივე ელექტრონული კონფიგურაცია
ატომის ელექტრონული კონფიგურაციაარის ფორმულა, რომელიც აჩვენებს ელექტრონების განლაგებას ატომში დონეებისა და ქვედონეების მიხედვით. სტატიის შესწავლის შემდეგ გაიგებთ სად და როგორ მდებარეობს ელექტრონები, გაეცნობით კვანტურ რიცხვებს და შეძლებთ ატომის ელექტრონული კონფიგურაციის აგებას მისი რიცხვით; სტატიის ბოლოს არის ელემენტების ცხრილი.
რატომ შეისწავლეთ ელემენტების ელექტრონული კონფიგურაცია?
ატომები ჰგავს კონსტრუქციულ კომპლექტს: არის ნაწილების გარკვეული რაოდენობა, ისინი განსხვავდებიან ერთმანეთისგან, მაგრამ ერთი და იგივე ტიპის ორი ნაწილი აბსოლუტურად იდენტურია. მაგრამ ეს კონსტრუქციული ნაკრები ბევრად უფრო საინტერესოა, ვიდრე პლასტიკური და აი რატომ. კონფიგურაცია იცვლება იმისდა მიხედვით, თუ ვინ არის ახლოს. მაგალითად, ჟანგბადი წყალბადის გვერდით Შესაძლოაგადაიქცევა წყალში, ნატრიუმის მახლობლად გადაიქცევა გაზად, ხოლო რკინასთან ახლოს მთლიანად აქცევს ჟანგად. პასუხის გასაცემად კითხვაზე, თუ რატომ ხდება ეს და იწინასწარმეტყველეთ ატომის ქცევა მეორის გვერდით, აუცილებელია ელექტრონული კონფიგურაციის შესწავლა, რომელიც ქვემოთ იქნება განხილული.
რამდენი ელექტრონია ატომში?
ატომი შედგება ბირთვისა და მის გარშემო მოძრავი ელექტრონებისგან; ბირთვი შედგება პროტონებისა და ნეიტრონებისგან. ნეიტრალურ მდგომარეობაში, თითოეულ ატომს აქვს ელექტრონების რაოდენობა, რომელიც ტოლია მის ბირთვში არსებული პროტონების რაოდენობას. პროტონების რაოდენობა განისაზღვრება ელემენტის ატომური ნომრით, მაგალითად, გოგირდს აქვს 16 პროტონი - პერიოდული ცხრილის მე-16 ელემენტი. ოქროს შეიცავს 79 პროტონს - პერიოდული ცხრილის 79-ე ელემენტს. შესაბამისად, გოგირდს აქვს 16 ელექტრონი ნეიტრალურ მდგომარეობაში, ხოლო ოქროს 79 ელექტრონი.
სად უნდა ვეძებოთ ელექტრონი?
ელექტრონის ქცევაზე დაკვირვებით მიღებული იქნა გარკვეული შაბლონები, ისინი აღწერილია კვანტური რიცხვებით, სულ ოთხია:
- ძირითადი კვანტური რიცხვი
- ორბიტალური კვანტური რიცხვი
- მაგნიტური კვანტური რიცხვი
- კვანტური რიცხვის დატრიალება
ორბიტალური
გარდა ამისა, სიტყვის ორბიტის ნაცვლად გამოვიყენებთ ტერმინს „ორბიტალი“; ორბიტალი არის ელექტრონის ტალღური ფუნქცია; უხეშად, ეს არის რეგიონი, რომელშიც ელექტრონი ატარებს თავისი დროის 90%-ს.
N - დონე
L - ჭურვი
M l - ორბიტალური ნომერი
M s - პირველი ან მეორე ელექტრონი ორბიტალში
ორბიტალური კვანტური რიცხვი l
ელექტრონული ღრუბლის შესწავლის შედეგად მათ აღმოაჩინეს, რომ ენერგეტიკული დონის მიხედვით ღრუბელი იღებს ოთხ ძირითად ფორმას: ბურთი, ჰანტელები და ორი სხვა, უფრო რთული. ენერგიის გაზრდის მიზნით, ამ ფორმებს ეწოდება s-, p-, d- და f- გარსი. თითოეულ ამ გარსს შეიძლება ჰქონდეს 1 (s), 3 (p), 5 (d) და 7 (f) ორბიტალი. ორბიტალური კვანტური რიცხვი არის გარსი, რომელშიც ორბიტალები მდებარეობს. ორბიტალური კვანტური რიცხვი s,p,d და f ორბიტალებისთვის იღებს მნიშვნელობებს 0,1,2 ან 3, შესაბამისად.
s-გარსზე ერთი ორბიტალია (L=0) - ორი ელექტრონი
p-გარსზე სამი ორბიტალია (L=1) - ექვსი ელექტრონი
d-გარსზე ხუთი ორბიტალია (L=2) - ათი ელექტრონი
f- გარსზე შვიდი ორბიტალია (L=3) - თოთხმეტი ელექტრონი
მაგნიტური კვანტური რიცხვი m l
p- გარსზე სამი ორბიტალია, ისინი მითითებულია რიცხვებით -L-დან +L-მდე, ანუ p-გარსისთვის (L=1) არის ორბიტალები "-1", "0" და "1" . მაგნიტური კვანტური რიცხვი აღინიშნება ასო m l-ით.
გარსის შიგნით, ელექტრონების განლაგება უფრო ადვილია სხვადასხვა ორბიტალში, ამიტომ პირველი ელექტრონები ავსებენ ერთს თითოეულ ორბიტალში, შემდეგ კი თითოეულს ემატება წყვილი ელექტრონები.
განვიხილოთ d-shell:
d-გარსი შეესაბამება მნიშვნელობას L=2, ანუ ხუთ ორბიტალს (-2,-1,0,1 და 2), პირველი ხუთი ელექტრონი ავსებს გარსს, იღებენ მნიშვნელობებს M l =-2, M. l =-1, M l =0, M l =1,M l =2.
დატრიალებული კვანტური რიცხვი m s
სპინი არის ელექტრონის ბრუნვის მიმართულება მისი ღერძის გარშემო, არსებობს ორი მიმართულება, ამიტომ სპინის კვანტურ რიცხვს აქვს ორი მნიშვნელობა: +1/2 და -1/2. ერთი ენერგიის ქვედონე შეიძლება შეიცავდეს მხოლოდ ორ ელექტრონს საპირისპირო სპინებით. სპინის კვანტური რიცხვი აღინიშნება m s
ძირითადი კვანტური რიცხვი n
მთავარი კვანტური რიცხვია ენერგიის დონე; ამჟამად ცნობილია ენერგეტიკული შვიდი დონე, თითოეული მითითებულია არაბული რიცხვით: 1,2,3,...7. ჭურვების რაოდენობა თითოეულ დონეზე უდრის დონის ნომერს: პირველ დონეზე არის ერთი ჭურვი, მეორეზე ორი და ა.შ.
ელექტრონის ნომერი
ამრიგად, ნებისმიერი ელექტრონი შეიძლება აღწერილი იყოს ოთხი კვანტური რიცხვით, ამ რიცხვების კომბინაცია უნიკალურია ელექტრონის თითოეული პოზიციისთვის, აიღეთ პირველი ელექტრონი, ყველაზე დაბალი ენერგეტიკული დონეა N = 1, პირველ დონეზე არის ერთი გარსი, პირველ გარსს ნებისმიერ დონეზე აქვს ბურთის ფორმა (s -shell), ე.ი. L=0, მაგნიტურ კვანტურ რიცხვს შეუძლია მიიღოს მხოლოდ ერთი მნიშვნელობა, M l =0 და სპინი +1/2-ის ტოლი იქნება. თუ ავიღებთ მეხუთე ელექტრონს (რომელ ატომშიც არ უნდა იყოს ის), მაშინ მისთვის მთავარი კვანტური რიცხვები იქნება: N=2, L=1, M=-1, სპინი 1/2.
ვნახოთ 2016 წლის ერთიანი სახელმწიფო გამოცდის ვარიანტებიდან No1 დავალება.
დავალება No1.
გარე ელექტრონული ფენის ელექტრონული ფორმულა 3s²3p6 შეესაბამება თითოეული ორი ნაწილაკების სტრუქტურას:
1. Arº და Kº 2. Cl‾ და K+ 3. S²‾ და Naº 4. Clº და Ca2+
ახსნა:პასუხის ვარიანტებს შორის არის ატომები აუგზნებად და აღგზნებულ მდგომარეობებში, ანუ, მაგალითად, კალიუმის იონის ელექტრონული კონფიგურაცია არ შეესაბამება მის პოზიციას პერიოდულ ცხრილში. განვიხილოთ ვარიანტი 1 Arº და Kº. დავწეროთ მათი ელექტრონული კონფიგურაციები: Arº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Kº: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 - შესაფერისი ელექტრონული კონფიგურაცია მხოლოდ არგონისთვის. განვიხილოთ პასუხის ვარიანტი No2 - Cl‾ და K+. K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s0; Cl‾: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. აქედან გამომდინარე, სწორი პასუხია 2.
დავალება No2.
1. Caº 2. K+ 3. Cl+ 4. Zn2+
ახსნა:ჩვენ ვწერთ არგონის ელექტრონულ კონფიგურაციას: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. კალციუმი არ არის შესაფერისი, რადგან მას აქვს კიდევ 2 ელექტრონი. კალიუმისთვის: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. სწორი პასუხია 2.
დავალება No3.
ელემენტი, რომლის ატომური ელექტრონული კონფიგურაცია არის 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, ქმნის წყალბადის ნაერთს.
1. CH4 2. SiH4 3. H2O 4. H2S
ახსნა:მოდით შევხედოთ პერიოდულ ცხრილს, გოგირდის ატომს აქვს ეს ელექტრონული კონფიგურაცია. სწორი პასუხია 4.
დავალება No4.
მაგნიუმის ატომები და
1. კალციუმი 2. ქრომი 3. სილიციუმი 4. ალუმინი
ახსნა:მაგნიუმს აქვს გარე ენერგიის დონის კონფიგურაცია: 3s2. კალციუმისთვის: 4s2, ქრომისთვის: 4s2 3d4, სილიციუმისთვის: 3s2 2p2, ალუმინისთვის: 3s2 3p1. სწორი პასუხია 1.
დავალება No5.
არგონის ატომი ძირითად მდგომარეობაში შეესაბამება ნაწილაკების ელექტრონულ კონფიგურაციას:
1. S²‾ 2. Zn2+ 3. Si4+ 4. Seº
ახსნა:არგონის ელექტრონული კონფიგურაცია ძირითად მდგომარეობაშია 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. S²‾-ს აქვს ელექტრონული კონფიგურაცია: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(4+2). სწორი პასუხია 1.
დავალება No6.
ფოსფორისა და ფოსფორის ატომებს აქვთ გარე ენერგიის დონის მსგავსი კონფიგურაცია.
1. Ar 2. Al 3. Cl 4. ნ
ახსნა:დავწეროთ ფოსფორის ატომის გარე დონის ელექტრონული კონფიგურაცია: 3s2 3p3.
ალუმინისთვის: 3s2 3p1;
არგონისთვის: 3s2 3p6;
ქლორისთვის: 3s2 3p5;
აზოტისთვის: 2s2 2p3.
სწორი პასუხია 4.
დავალება No7.
ელექტრონის კონფიგურაცია 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 შეესაბამება ნაწილაკს
1. S4+ 2. P3- 3. Al3+ 4. O2-
ახსნა:ეს ელექტრონული კონფიგურაცია შეესაბამება არგონის ატომს ძირითად მდგომარეობაში. განვიხილოთ პასუხის ვარიანტები:
S4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p0
P3-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p(3+3)
სწორი პასუხია 2.
დავალება No8.
რომელი ელექტრონული კონფიგურაცია შეესაბამება ვალენტური ელექტრონების განაწილებას ქრომის ატომში:
1. 3d2 4s2 2. 3s2 3p4 3. 3d5 4s1 4. 4s2 4p6
ახსნა:დავწეროთ ქრომის ელექტრონული კონფიგურაცია საწყის მდგომარეობაში: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. ვალენტური ელექტრონები განლაგებულია ბოლო ორ ქვედონეზე 4s და 3d (აქ ერთი ელექტრონი ხტება s-დან d ქვედონეზე). სწორი პასუხია 3.
დავალება No9.
ატომი შეიცავს სამ დაუწყვილებელ ელექტრონს გარე ელექტრონულ დონეზე მიწისქვეშა მდგომარეობაში.
1. ტიტანი 2. სილიციუმი 3. მაგნიუმი 4. ფოსფორი
ახსნა:იმისათვის, რომ გქონდეთ 3 დაუწყვილებელი ელექტრონი, ელემენტი უნდა იყოს მე-5 ჯგუფში. აქედან გამომდინარე, სწორი პასუხია 4.
დავალება No10.
ქიმიური ელემენტის ატომს, რომლის უმაღლესი ოქსიდი არის RO2, აქვს გარე დონის კონფიგურაცია:
1. ns2 np4 2. ns2 np2 3. ns2 4. ns2 np1
ახსნა:ამ ელემენტს აქვს ჟანგვის მდგომარეობა (ამ ნაერთში) +4, ანუ მას უნდა ჰქონდეს 4 ვალენტური ელექტრონი გარე დონეზე. აქედან გამომდინარე, სწორი პასუხია 2.
(შეიძლება ფიქრობთ, რომ სწორი პასუხია 1, მაგრამ ასეთ ატომს ექნება მაქსიმალური დაჟანგვის მდგომარეობა +6 (რადგან გარე დონეზე არის 6 ელექტრონი), მაგრამ ჩვენ გვჭირდება უმაღლესი ოქსიდი, რომ გვქონდეს ფორმულა RO2 და ა.შ. ელემენტს ექნება უფრო მაღალი ოქსიდი RO3)
დავალებები დამოუკიდებელი მუშაობისთვის.
1. ელექტრონული კონფიგურაცია 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 შეესაბამება ატომს
1. ალუმინი 2. აზოტი 3. ქლორი 4. ფტორი
2. ნაწილაკს აქვს რვა ელექტრონიანი გარე გარსი
1. P3+ 2. Mg2+ 3. Cl5+ 4. Fe2+
3. ელემენტის ატომური ნომერი, რომლის ატომური ელექტრონული სტრუქტურაა 1s2 2s2 2p3 უდრის
1. 5 2. 6 3. 7 4. 4
4. სპილენძის იონში Cu2+ ელექტრონების რაოდენობა არის
1. 64 2. 66 3. 29 4. 27
5. აზოტის ატომები და
1. გოგირდი 2. ქლორი 3. დარიშხანი 4. მანგანუმი
6. რომელი ნაერთი შეიცავს კატიონს და ანიონს ელექტრონული კონფიგურაციით 1s2 2s2 2p6 3s3 3p6?
1. NaCl 2. NaBr 3. KCl 4. KBr
7. რკინის იონში Fe2+ ელექტრონების რაოდენობა არის
1. 54 2. 28 3. 58 4. 24
8. იონს აქვს ინერტული აირის ელექტრონული კონფიგურაცია
1. Cr2+ 2. S2- 3. Zn2+ 4. N2-
9. ფტორისა და ფტორის ატომებს აქვთ გარე ენერგიის დონის მსგავსი კონფიგურაცია.
1. ჟანგბადი 2. ლითიუმი 3. ბრომი 4. ნეონი
10. ელემენტი, რომლის ატომური ელექტრონული ფორმულა არის 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 შეესაბამება წყალბადის ნაერთს.
1. HCl 2. PH3 3. H2S 4. SiH4
ეს ჩანაწერი იყენებს ამოცანებს 2016 წლის ერთიანი სახელმწიფო გამოცდების კრებულიდან, რომელიც რედაქტირებულია ა.ა. კავერინა.
განმარტება
არგონი- ქიმიური ელემენტი, რომელიც მიეკუთვნება ინერტული (კეთილშობილი) აირების კლასს. განლაგებულია ქვეჯგუფის VIII A ჯგუფის მესამე პერიოდში, თუ შეხედავთ მოკლე პერიოდის ცხრილს, ან მე-18 ჯგუფში, თუ უყურებთ გრძელპერიოდიან ცხრილს.
აღნიშვნა - არ. მიეკუთვნება p-ელემენტების ოჯახს. სერიული ნომერია 18. ატომური წონა არის 39,948 ამუ.
არგონის ატომის ელექტრონული სტრუქტურა
არგონის ატომი შედგება დადებითად დამუხტული ბირთვისაგან (+18), რომელიც შედგება 18 პროტონისა და 22 ნეიტრონისგან, რომლის ირგვლივ 3 ორბიტაზე მოძრაობს 18 ელექტრონი.
ნახ.1. არგონის ატომის სქემატური სტრუქტურა.
ელექტრონების განაწილება ორბიტალებს შორის ასეთია:
1ს 2 2ს 2 2გვ 6 3ს 2 3გვ 6 .
არგონის ატომის გარე ენერგეტიკული დონე მთლიანად დასრულებულია - 8 ელექტრონი. ძირითადი მდგომარეობის ენერგეტიკული დიაგრამა იღებს შემდეგ ფორმას:
აღელვებული მდგომარეობა, მიუხედავად ვაკანტური ადგილის არსებობისა 3 დ-არ არსებობს ორბიტალი, ამიტომ ნეონი კლასიფიცირდება როგორც ინერტული აირი. ქიმიურად არააქტიურია.
პრობლემის გადაჭრის მაგალითები
მაგალითი 1
მაგალითი 2
| ვარჯიში | რა არის ყველა კვანტური რიცხვი ელექტრონებისთვის, რომლებიც 4-ზეა ს- ქვედონე? |
| გამოსავალი | თითოეულ ელექტრონს შეიძლება ახასიათებდეს ოთხი კვანტური რიცხვის ნაკრები: მთავარი, რომელიც განისაზღვრება დონის რაოდენობით, ორბიტალი, რომელიც განისაზღვრება ქვედონეების, მაგნიტური და სპინის რაოდენობით. ჩართულია ს- მე-4 დონის ქვედონე შეიცავს ორ ელექტრონს: |
პირველი ოთხი პერიოდის ელემენტების ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა: $s-$, $p-$ და $d-$ელემენტები. ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია. ატომების დასაბუთებული და აღგზნებული მდგომარეობები
ატომის ცნება წარმოიშვა ძველ სამყაროში მატერიის ნაწილაკების აღსანიშნავად. ბერძნულიდან თარგმნილი ატომი ნიშნავს "განუყოფელს".
ელექტრონები
ირლანდიელი ფიზიკოსი სტოუნი, ექსპერიმენტებზე დაყრდნობით, მივიდა დასკვნამდე, რომ ელექტროენერგიას ატარებს ყველა ქიმიური ელემენტის ატომში არსებული უმცირესი ნაწილაკები. 1891 დოლარში, მისტერ სტოუნმა შესთავაზა ამ ნაწილაკების დარქმევა ელექტრონები, რაც ბერძნულად „ქარვას“ ნიშნავს.
ელექტრონის სახელის მიღებიდან რამდენიმე წლის შემდეგ, ინგლისელმა ფიზიკოსმა ჯოზეფ ტომსონმა და ფრანგმა ფიზიკოსმა ჟან პერენმა დაადასტურეს, რომ ელექტრონები უარყოფით მუხტს ატარებენ. ეს არის ყველაზე პატარა უარყოფითი მუხტი, რომელიც ქიმიაში აღებულია როგორც $(–1)$ ერთეული. ტომსონმა კი მოახერხა ელექტრონის სიჩქარის (ის უდრის სინათლის სიჩქარეს - $300 000 კმ/წმ) და ელექტრონის მასის (1836$-ჯერ ნაკლები წყალბადის ატომის მასაზე) სიჩქარის დადგენა.
ტომსონმა და პერინმა დენის წყაროს ბოძები დააკავშირეს ორი ლითონის ფირფიტით - კათოდი და ანოდი, შედუღებული მინის მილში, საიდანაც ჰაერი ევაკუირებული იყო. როდესაც ელექტროდის ფირფიტებზე დაახლოებით 10 ათასი ვოლტის ძაბვა იქნა გამოყენებული, მანათობელი გამონადენი აირბინა მილში და ნაწილაკები გაფრინდნენ კათოდიდან (უარყოფითი პოლუსი) ანოდისკენ (დადებითი პოლუსი), რომელსაც მეცნიერებმა პირველად უწოდეს. კათოდური სხივებიდა შემდეგ გაირკვა, რომ ეს იყო ელექტრონების ნაკადი. ელექტრონები, რომლებიც ხვდებიან სპეციალურ ნივთიერებებს, როგორიცაა ტელევიზორის ეკრანზე, იწვევს ბზინვარებას.
გაკეთდა დასკვნა: ელექტრონები გამოდიან იმ მასალის ატომებიდან, საიდანაც კათოდი მზადდება.
თავისუფალი ელექტრონები ან მათი ნაკადი შეიძლება მიღებულ იქნას სხვა გზით, მაგალითად, ლითონის მავთულის გაცხელებით ან პერიოდული ცხრილის I ჯგუფის ძირითადი ქვეჯგუფის ელემენტებით წარმოქმნილ ლითონებზე შუქის ანთებით (მაგალითად, ცეზიუმი).
ელექტრონების მდგომარეობა ატომში
ატომში ელექტრონის მდგომარეობა გაგებულია, როგორც ინფორმაციის მთლიანობა ენერგიაგარკვეული ელექტრონი შედის სივრცე, რომელშიც ის მდებარეობს. ჩვენ უკვე ვიცით, რომ ატომში ელექტრონს არ აქვს მოძრაობის ტრაექტორია, ე.ი. ჩვენ შეგვიძლია მხოლოდ ვისაუბროთ ალბათობებიმისი მდებარეობა ბირთვის ირგვლივ სივრცეში. ის შეიძლება განთავსდეს ბირთვის მიმდებარე სივრცის ნებისმიერ ნაწილში და სხვადასხვა პოზიციების ნაკრები განიხილება, როგორც ელექტრონული ღრუბელი გარკვეული უარყოფითი მუხტის სიმკვრივით. ფიგურალურად, ეს შეიძლება ასე წარმოვიდგინოთ: თუ შესაძლებელი იქნებოდა ელექტრონის პოზიციის გადაღება ატომში მეასედი ან მემილიონედი წამის შემდეგ, როგორც ფოტო დასრულებისას, მაშინ ელექტრონი ასეთ ფოტოებზე იქნება წარმოდგენილი წერტილის სახით. უთვალავი ასეთი ფოტოსურათის ზედმიწევნით, სურათი იქნებოდა ელექტრონული ღრუბელი უდიდესი სიმკვრივით, სადაც ყველაზე მეტი წერტილია.
ნახატზე ნაჩვენებია ასეთი ელექტრონის სიმკვრივის „ნაკვეთი“ წყალბადის ატომში, რომელიც გადის ბირთვს და წყვეტილი ხაზი ზღუდავს იმ სფეროს, რომლის ფარგლებშიც ელექტრონის აღმოჩენის ალბათობა არის $90%$. ბირთვთან ყველაზე ახლოს კონტური ფარავს სივრცის რეგიონს, რომელშიც ელექტრონის აღმოჩენის ალბათობა არის $10%$, ბირთვიდან მეორე კონტურის შიგნით ელექტრონის აღმოჩენის ალბათობა არის $20%$, მესამეში არის $≈30% $ და ა.შ. არსებობს გარკვეული გაურკვევლობა ელექტრონის მდგომარეობაში. ამ განსაკუთრებული მდგომარეობის დასახასიათებლად გერმანელმა ფიზიკოსმა ვ.ჰაიზენბერგმა შემოიტანა ცნება გაურკვევლობის პრინციპი, ე.ი. აჩვენა, რომ შეუძლებელია ელექტრონის ენერგიისა და მდებარეობის ერთდროულად და ზუსტად განსაზღვრა. რაც უფრო ზუსტად არის განსაზღვრული ელექტრონის ენერგია, მით უფრო გაურკვეველია მისი პოზიცია და პირიქით, პოზიციის დადგენის შემდეგ, შეუძლებელია ელექტრონის ენერგიის დადგენა. ელექტრონის გამოვლენის ალბათობის დიაპაზონს არ აქვს მკაფიო საზღვრები. თუმცა შესაძლებელია ისეთი სივრცის შერჩევა, სადაც ელექტრონის პოვნის ალბათობა მაქსიმალურია.
ატომის ბირთვის ირგვლივ სივრცეს, რომელშიც ელექტრონის ყველაზე დიდი ალბათობაა, ორბიტალი ეწოდება.
ის შეიცავს ელექტრონის ღრუბლის დაახლოებით $90%$-ს, რაც ნიშნავს, რომ დაახლოებით $90%$ იმ დროს, როდესაც ელექტრონი იმყოფება სივრცის ამ ნაწილში. მათი ფორმის მიხედვით, ცნობილია ორბიტალების ოთხი ტიპი, რომლებიც აღინიშნება ლათინური ასოებით $s, p, d$ და $f$. ელექტრონული ორბიტალების ზოგიერთი ფორმის გრაფიკული გამოსახულება წარმოდგენილია ნახატზე.
ელექტრონის მოძრაობის ყველაზე მნიშვნელოვანი მახასიათებელი გარკვეულ ორბიტალში არის მისი ბირთვთან შეკავშირების ენერგია. მსგავსი ენერგეტიკული მნიშვნელობების მქონე ელექტრონები ქმნიან ერთს ელექტრონული ფენა, ან ენერგიის დონე. ენერგიის დონეები დანომრილია ბირთვიდან დაწყებული: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ და $7$.
მთელი რიცხვი $n$, რომელიც აღნიშნავს ენერგეტიკული დონის რაოდენობას, ეწოდება ძირითადი კვანტური რიცხვი.
იგი ახასიათებს ელექტრონების ენერგიას, რომლებიც იკავებენ მოცემულ ენერგეტიკულ დონეს. ბირთვთან ყველაზე ახლოს მყოფი პირველი ენერგეტიკული დონის ელექტრონებს აქვთ ყველაზე დაბალი ენერგია. პირველი დონის ელექტრონებთან შედარებით, შემდგომი დონის ელექტრონები ხასიათდება დიდი რაოდენობით ენერგიით. შესაბამისად, გარე დონის ელექტრონები ყველაზე ნაკლებად მჭიდროდ არიან მიბმული ატომის ბირთვთან.
ატომში ენერგეტიკული დონეების (ელექტრონული ფენების) რაოდენობა უდრის D.I.მენდელეევის სისტემაში იმ პერიოდის რაოდენობას, რომელსაც მიეკუთვნება ქიმიური ელემენტი: პირველი პერიოდის ელემენტების ატომებს აქვთ ერთი ენერგეტიკული დონე; მეორე პერიოდი - ორი; მეშვიდე პერიოდი - შვიდი.
ენერგეტიკულ დონეზე ელექტრონების უდიდესი რაოდენობა განისაზღვრება ფორმულით:
სადაც $N$ არის ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა; $n$ არის დონის რიცხვი, ან მთავარი კვანტური რიცხვი. შესაბამისად: ბირთვთან ყველაზე ახლოს პირველ ენერგეტიკულ დონეზე არ შეიძლება იყოს ორი ელექტრონის მეტი; მეორეზე - არაუმეტეს $8$; მესამეზე - არაუმეტეს 18$; მეოთხეზე - არაუმეტეს $32$. და, თავის მხრივ, როგორ არის მოწყობილი ენერგიის დონეები (ელექტრონული ფენები)?
მეორე ენერგეტიკული დონიდან $(n = 2)$ დაწყებული, თითოეული დონე იყოფა ქვედონეებად (ქვეფენებად), რომლებიც ოდნავ განსხვავდება ერთმანეთისგან ბირთვთან შეკავშირების ენერგიით.
ქვედონეების რაოდენობა უდრის მთავარი კვანტური რიცხვის მნიშვნელობას:პირველ ენერგეტიკულ დონეს აქვს ერთი ქვე დონე; მეორე - ორი; მესამე - სამი; მეოთხე - ოთხი. ქვედონეები, თავის მხრივ, იქმნება ორბიტალებით.
$n$-ის თითოეული მნიშვნელობა შეესაბამება ორბიტალების რაოდენობას $n^2$-ის ტოლი. ცხრილში წარმოდგენილი მონაცემების მიხედვით, შეიძლება თვალყური ადევნოთ ძირითად კვანტურ რიცხვს $n$-სა და ქვედონეების რაოდენობას, ორბიტალების ტიპსა და რაოდენობას და ელექტრონების მაქსიმალურ რაოდენობას შორის ქვედონეზე და დონეზე.
ძირითადი კვანტური რიცხვი, ორბიტალების ტიპები და რაოდენობა, ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა ქვედონეებსა და დონეზე.
| ენერგიის დონე $(n)$ | ქვედონეების რაოდენობა $n$-ის ტოლია | ორბიტალური ტიპი | ორბიტალების რაოდენობა | ელექტრონების მაქსიმალური რაოდენობა | ||
| ქვედონეზე | $n^2$-ის ტოლი დონეზე | ქვედონეზე | $n^2$-ის ტოლ დონეზე | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ | ||||
ქვედონეები, როგორც წესი, აღინიშნება ლათინური ასოებით, აგრეთვე ორბიტალების ფორმით, საიდანაც ისინი შედგება: $s, p, d, f$. Ისე:
- $s$-ქვედონე - ყოველი ენერგეტიკული დონის პირველი ქვედონე, რომელიც ყველაზე ახლოსაა ატომის ბირთვთან, შედგება ერთი $s$-ორბიტალისაგან;
- $p$-ქვედონე - თითოეულის მეორე ქვედონე, გარდა პირველი, ენერგეტიკული დონისა, შედგება სამი $p$-ორბიტალისგან;
- $d$-ქვედონე - თითოეულის მესამე ქვედონე, მესამე, ენერგეტიკული დონიდან დაწყებული, შედგება ხუთი $d$-ორბიტალისგან;
- თითოეულის $f$-ქვედონე, მეოთხე ენერგეტიკული დონიდან დაწყებული, შედგება შვიდი $f$-ორბიტალისგან.
ატომური ბირთვი
მაგრამ არა მხოლოდ ელექტრონები არიან ატომების ნაწილი. ფიზიკოსმა ანრი ბეკერელმა აღმოაჩინა, რომ ბუნებრივი მინერალი, რომელიც შეიცავს ურანის მარილს, ასევე ასხივებს უცნობ გამოსხივებას, ავლენს სინათლისგან დაცულ ფოტოსურათებს. ამ ფენომენს ე.წ რადიოაქტიურობა.
არსებობს სამი სახის რადიოაქტიური სხივები:
- $α$-სხივები, რომლებიც შედგება $α$-ნაწილაკებისგან, რომელთა მუხტი $2$-ჯერ მეტია ელექტრონის მუხტზე, მაგრამ დადებითი ნიშნით და $4$-ჯერ მეტი მასა წყალბადის ატომის მასაზე;
- $β$-სხივები წარმოადგენს ელექტრონების ნაკადს;
- $γ$-სხივები არის ელექტრომაგნიტური ტალღები უმნიშვნელო მასით, რომლებიც არ ატარებენ ელექტრულ მუხტს.
შესაბამისად, ატომს აქვს რთული სტრუქტურა – შედგება დადებითად დამუხტული ბირთვისა და ელექტრონებისგან.
როგორ არის აგებული ატომი?
1910 წელს, კემბრიჯში, ლონდონის მახლობლად, ერნესტ რეზერფორდმა და მისმა სტუდენტებმა და კოლეგებმა შეისწავლეს $α$ ნაწილაკების გაფანტვა, რომლებიც გადის თხელი ოქროს ფოლგაში და ეცემა ეკრანზე. ალფა ნაწილაკები, როგორც წესი, გადაიხრებოდნენ საწყისი მიმართულებიდან მხოლოდ ერთი ხარისხით, რაც, როგორც ჩანს, ადასტურებს ოქროს ატომების თვისებების ერთგვაროვნებას და ერთგვაროვნებას. და უცებ მკვლევარებმა შენიშნეს, რომ $α$-ის ზოგიერთმა ნაწილაკმა მკვეთრად შეცვალა მათი ბილიკის მიმართულება, თითქოს რაიმე სახის დაბრკოლებას წააწყდნენ.
ფოლგის წინ ეკრანის დაყენებით, რეზერფორდმა შეძლო აღმოეჩინა ის იშვიათი შემთხვევებიც კი, როდესაც ოქროს ატომებიდან არეკლილი $α$ ნაწილაკები საპირისპირო მიმართულებით გაფრინდნენ.
გამოთვლებმა აჩვენა, რომ დაკვირვებული ფენომენი შეიძლება მოხდეს, თუ ატომის მთელი მასა და მთელი მისი დადებითი მუხტი კონცენტრირებული იქნება პატარა ცენტრალურ ბირთვში. ბირთვის რადიუსი, როგორც გაირკვა, 100 000-ჯერ მცირეა მთელი ატომის რადიუსზე, რეგიონში, რომელშიც განლაგებულია უარყოფითი მუხტის მქონე ელექტრონები. თუ გამოვიყენებთ ფიგურალურ შედარებას, მაშინ ატომის მთელი მოცულობა შეიძლება შევადაროთ ლუჟნიკის სტადიონს, ხოლო ბირთვი შეიძლება შევადაროთ ფეხბურთის ბურთს, რომელიც მდებარეობს მოედნის ცენტრში.
ნებისმიერი ქიმიური ელემენტის ატომი შედარებულია პატარა მზის სისტემასთან. ამიტომ, რეზერფორდის მიერ შემოთავაზებული ატომის ამ მოდელს პლანეტარული ეწოდება.
პროტონები და ნეიტრონები
გამოდის, რომ პაწაწინა ატომის ბირთვი, რომელშიც ატომის მთელი მასა არის კონცენტრირებული, შედგება ორი ტიპის ნაწილაკებისგან - პროტონებისა და ნეიტრონებისგან.
პროტონებიაქვს მუხტი ელექტრონების მუხტის ტოლი, მაგრამ საპირისპირო ნიშნით $(+1)$ და მასა წყალბადის ატომის მასის ტოლი (ქიმიაში ერთიანობად არის აღებული). პროტონები აღინიშნება ნიშნით $↙(1)↖(1)p$ (ან $p+$). ნეიტრონებიარ ატარებენ მუხტს, ისინი ნეიტრალურია და აქვთ პროტონის მასის ტოლი მასა, ე.ი. $1$. ნეიტრონები აღინიშნება ნიშნით $↙(0)↖(1)n$ (ან $n^0$).
პროტონებს და ნეიტრონებს ერთად უწოდებენ ნუკლეონები(ლათ. ბირთვი- ბირთვი).
ატომში პროტონებისა და ნეიტრონების რაოდენობის ჯამი ეწოდება მასობრივი რიცხვი. მაგალითად, ალუმინის ატომის მასური რიცხვია:
ვინაიდან ელექტრონის მასა, რომელიც უმნიშვნელოდ მცირეა, შეიძლება უგულებელყო, აშკარაა, რომ ატომის მთელი მასა კონცენტრირებულია ბირთვში. ელექტრონები აღინიშნება შემდეგნაირად: $e↖(-)$.
ვინაიდან ატომი ელექტრულად ნეიტრალურია, ასევე აშკარაა რომ ატომში პროტონებისა და ელექტრონების რაოდენობა ერთნაირია. ის უდრის ქიმიური ელემენტის ატომურ რიცხვს, მას ენიჭება პერიოდულ ცხრილში. მაგალითად, რკინის ატომის ბირთვი შეიცავს $26$ პროტონებს და $26$-ის ელექტრონები ბრუნავენ ბირთვის გარშემო. როგორ განვსაზღვროთ ნეიტრონების რაოდენობა?
როგორც ცნობილია, ატომის მასა შედგება პროტონებისა და ნეიტრონების მასისგან. $(Z)$ ელემენტის სერიული ნომრის ცოდნა, ე.ი. პროტონების რაოდენობა და მასური რიცხვი $(A)$, პროტონებისა და ნეიტრონების რიცხვების ჯამის ტოლია, ნეიტრონების რაოდენობა $(N)$ შეგიძლიათ იხილოთ ფორმულის გამოყენებით:
მაგალითად, ნეიტრონების რაოდენობა რკინის ატომში არის:
$56 – 26 = 30$.
ცხრილში მოცემულია ელემენტარული ნაწილაკების ძირითადი მახასიათებლები.
ელემენტარული ნაწილაკების ძირითადი მახასიათებლები.
იზოტოპები
ერთი და იგივე ელემენტის ატომების ჯიშებს, რომლებსაც აქვთ იგივე ბირთვული მუხტი, მაგრამ განსხვავებული მასის რიცხვი, იზოტოპები ეწოდება.
სიტყვა იზოტოპიშედგება ორი ბერძნული სიტყვისაგან: isos- იდენტური და ტოპოსი- ადგილი, ნიშნავს "ერთი ადგილის დაკავებას" (უჯრედი) ელემენტების პერიოდულ ცხრილში.
ბუნებაში ნაპოვნი ქიმიური ელემენტები იზოტოპების ნაზავია. ამრიგად, ნახშირბადს აქვს სამი იზოტოპი $12, 13, 14$ მასით; ჟანგბადი - სამი იზოტოპი $16, 17, 18 და ა.შ.
ჩვეულებრივ, პერიოდულ ცხრილში მოცემული ქიმიური ელემენტის ფარდობითი ატომური მასა არის მოცემული ელემენტის იზოტოპების ბუნებრივი ნარევის ატომური მასების საშუალო მნიშვნელობა, ბუნებაში მათი შედარებითი სიმრავლის გათვალისწინებით, შესაბამისად, ატომური მნიშვნელობები. მასები ხშირად წილადია. მაგალითად, ბუნებრივი ქლორის ატომები არის ორი იზოტოპის ნაზავი - $35$ (არსებობს $75%$ ბუნებაში) და $37$ (ისინი $25%$ ბუნებაშია); შესაბამისად, ქლორის ფარდობითი ატომური მასა არის $35,5$. ქლორის იზოტოპები იწერება შემდეგნაირად:
$↖(35)↙(17)(Cl)$ და $↖(37)↙(17)(Cl)$
ქლორის იზოტოპების ქიმიური თვისებები ზუსტად იგივეა, ისევე როგორც უმეტესი ქიმიური ელემენტების იზოტოპები, მაგალითად, კალიუმი, არგონი:
$↖(39)↙(19)(K)$ და $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ და $↖(40)↙(18 )(არ)$
თუმცა, წყალბადის იზოტოპები ძლიერ განსხვავდებიან თვისებებით მათი ფარდობითი ატომური მასის მკვეთრი მრავალჯერადი ზრდის გამო; მათ მიენიჭათ ცალკეული სახელები და ქიმიური სიმბოლოები: პროტიუმი - $↖(1)↙(1)(H)$; დეიტერიუმი - $↖(2)↙(1)(H)$, ან $↖(2)↙(1)(D)$; ტრიტიუმი - $↖(3)↙(1)(H)$, ან $↖(3)↙(1)(T)$.
ახლა ჩვენ შეგვიძლია მივცეთ ქიმიური ელემენტის თანამედროვე, უფრო მკაცრი და მეცნიერული განმარტება.
ქიმიური ელემენტი არის ატომების ერთობლიობა იგივე ბირთვული მუხტით.
პირველი ოთხი პერიოდის ელემენტების ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა
განვიხილოთ ელემენტების ატომების ელექტრონული კონფიგურაციების ჩვენება D.I. მენდელეევის სისტემის პერიოდების მიხედვით.
პირველი პერიოდის ელემენტები.
ატომების ელექტრონული სტრუქტურის დიაგრამები აჩვენებს ელექტრონების განაწილებას ელექტრონულ ფენებზე (ენერგიის დონეები).
ატომების ელექტრონული ფორმულები აჩვენებს ელექტრონების განაწილებას ენერგიის დონეებსა და ქვედონეებზე.
ატომების გრაფიკული ელექტრონული ფორმულები აჩვენებს ელექტრონების განაწილებას არა მხოლოდ დონეებსა და ქვედონეებზე, არამედ ორბიტალებზეც.
ჰელიუმის ატომში პირველი ელექტრონული ფენა დასრულებულია - ის შეიცავს $2$ ელექტრონს.
წყალბადი და ჰელიუმი არის $s$ ელემენტები; ამ ატომების $s$ ორბიტალი სავსეა ელექტრონებით.
მეორე პერიოდის ელემენტები.
მეორე პერიოდის ყველა ელემენტისთვის, პირველი ელექტრონული ფენა ივსება და ელექტრონები ავსებენ მეორე ელექტრონული ფენის $s-$ და $p$ ორბიტალებს უმცირესი ენერგიის პრინციპის შესაბამისად (ჯერ $s$ და შემდეგ $p$). ) და პაულისა და ჰუნდის წესები.
ნეონის ატომში მეორე ელექტრონული ფენა დასრულებულია – ის შეიცავს $8$-ის ელექტრონებს.
მესამე პერიოდის ელემენტები.
მესამე პერიოდის ელემენტების ატომებისთვის სრულდება პირველი და მეორე ელექტრონული შრეები, ამიტომ ივსება მესამე ელექტრონული ფენა, რომელშიც ელექტრონებს შეუძლიათ დაიკავონ 3s-, 3p- და 3d-ქვედონეები.
მესამე პერიოდის ელემენტების ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა.
მაგნიუმის ატომი ასრულებს თავის 3,5$ დოლარიან ელექტრონულ ორბიტალს. $Na$ და $Mg$ არის $s$-ელემენტები.
ალუმინის და შემდგომ ელემენტებში $3d$ ქვედონე ივსება ელექტრონებით.
| $↙(18)(Ar)$ არგონი |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
არგონის ატომს აქვს $8$ ელექტრონები მის გარე შრეში (მესამე ელექტრონული ფენა). როგორც გარე შრე დასრულებულია, მაგრამ მთლიანობაში მესამე ელექტრონულ ფენაში, როგორც უკვე იცით, შეიძლება იყოს 18 ელექტრონი, რაც ნიშნავს, რომ მესამე პერიოდის ელემენტებს აქვთ შეუვსებელი $3d$-ორბიტალები.
ყველა ელემენტი $Al$-დან $Ar$-მდე არის $р$ - ელემენტები.
$s-$ და $p$ - ელემენტებიფორმა ძირითადი ქვეჯგუფებიპერიოდულ ცხრილში.
მეოთხე პერიოდის ელემენტები.
კალიუმის და კალციუმის ატომებს აქვთ მეოთხე ელექტრონული შრე და $4s$ ქვედონე ივსება, რადგან მას აქვს უფრო დაბალი ენერგია, ვიდრე $3d$ ქვედონეზე. მეოთხე პერიოდის ელემენტების ატომების გრაფიკული ელექტრონული ფორმულების გასამარტივებლად:
- არგონის ჩვეულებრივი გრაფიკული ელექტრონული ფორმულა აღვნიშნოთ შემდეგნაირად: $Ar$;
- ჩვენ არ გამოვსახავთ ქვედონეებს, რომლებიც არ არის შევსებული ამ ატომებში.
$K, Ca$ - $s$ - ელემენტები,შედის ძირითად ქვეჯგუფებში. $Sc$-დან $Zn$-მდე ატომებისთვის 3D ქვედონე ივსება ელექტრონებით. ეს არის $3d$ ელემენტები. ისინი შედიან გვერდითი ქვეჯგუფები,მათი გარე ელექტრონული ფენა ივსება, ისინი კლასიფიცირდება როგორც გარდამავალი ელემენტები.
ყურადღება მიაქციეთ ქრომის და სპილენძის ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურას. მათში ერთი ელექტრონი $4s-$-დან $3d$-მდე ქვედონეზე "ჩავარდნას" ექვემდებარება, რაც აიხსნება მიღებული $3d^5$ და $3d^(10)$ ელექტრონული კონფიგურაციების უფრო დიდი ენერგეტიკული სტაბილურობით:
$↙(24)(Cr)$1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$ 
$↙(29)(Cu)$1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$ 
| ელემენტის სიმბოლო, სერიული ნომერი, სახელი | ელექტრონული სტრუქტურის დიაგრამა | ელექტრონული ფორმულა | გრაფიკული ელექტრონული ფორმულა |
| $↙(19)(K)$ კალიუმი |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ კალციუმი |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ სკანდიუმი |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ ან $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ ტიტანი |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ ან $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ ვანადიუმი |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ ან $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$ |  |
| $↙(24)(Cr)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ ან $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$ |  |
| $↙(29)(Cu)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ ან $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ თუთია |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ ან $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Ga)$ გალიუმი |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ ან $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(Kr)$ კრიპტონი |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ ან $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
თუთიის ატომში მესამე ელექტრონული ფენა დასრულებულია - მასში ივსება ყველა $3, 3p$ და $3d$ ქვედონეები, სულ $18$ ელექტრონებით.
თუთიის შემდეგ ელემენტებში მეოთხე ელექტრონული ფენა, $4p$ ქვედონე, აგრძელებს შევსებას. ელემენტები $Ga$-დან $Кr$-მდე - $р$ - ელემენტები.
კრიპტონის ატომის გარე (მეოთხე) ფენა დასრულებულია და აქვს $8$ ელექტრონები. მაგრამ მთლიანობაში მეოთხე ელექტრონულ ფენაში, როგორც მოგეხსენებათ, შეიძლება იყოს $32$ ელექტრონები; კრიპტონის ატომს ჯერ კიდევ აქვს შეუვსებელი $4d-$ და $4f$ ქვედონეები.
მეხუთე პერიოდის ელემენტებისთვის ქვედონეები ივსება შემდეგი თანმიმდევრობით: $5s → 4d → 5p$. ასევე არსებობს გამონაკლისები, რომლებიც დაკავშირებულია ელექტრონების „მარცხთან“ $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46 ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ ჩნდება მეექვსე და მეშვიდე პერიოდებში - ელემენტები, ე.ი. ელემენტები, რომლებისთვისაც ივსება, შესაბამისად, მესამე გარე ელექტრონული ფენის $4f-$ და $5f$ ქვედონეები.
$4f$ - ელემენტებიდაურეკა ლანთანიდები.
$5f$ - ელემენტებიდაურეკა აქტინიდები.
მეექვსე პერიოდის ელემენტების ატომებში ელექტრონული ქვედონეების შევსების რიგი: $↙(55)Cs$ და $↙(56)Ba$ - $6s$ ელემენტები; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-ელემენტი; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-ელემენტები; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-ელემენტები; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-ელემენტები. მაგრამ აქაც არის ელემენტები, რომლებშიც ირღვევა ელექტრონული ორბიტალების შევსების რიგი, რაც, მაგალითად, დაკავშირებულია ნახევარი და მთლიანად შევსებული $f$-ქვედონეების უფრო დიდ ენერგეტიკულ სტაბილურობასთან, ე.ი. $nf^7$ და $nf^(14)$.
იმისდა მიხედვით, თუ ატომის რომელი ქვედონე ივსება ელექტრონებით, ყველა ელემენტი, როგორც უკვე მიხვდით, იყოფა ოთხ ელექტრონულ ოჯახად ან ბლოკად:
- $s$ -ელემენტები;ატომის გარე დონის $s$-ქვედონე ივსება ელექტრონებით; $s$-ელემენტებში შედის წყალბადი, ჰელიუმი და I და II ჯგუფების ძირითადი ქვეჯგუფების ელემენტები;
- $p$ -ელემენტები;ატომის გარე დონის $p$-ქვედონე ივსება ელექტრონებით; $p$-ელემენტები მოიცავს III–VIII ჯგუფების ძირითადი ქვეჯგუფების ელემენტებს;
- $d$ -ელემენტები;ატომის წინა გარე დონის $d$-ქვედონე ივსება ელექტრონებით; $d$-ელემენტები მოიცავს I–VIII ჯგუფების მეორადი ქვეჯგუფების ელემენტებს, ე.ი. დიდი პერიოდების ინტერკალარული ათწლეულების ელემენტები, რომლებიც მდებარეობს $s-$ და $p-$ელემენტებს შორის. მათ ასევე უწოდებენ გარდამავალი ელემენტები;
- $f$ -ელემენტები;ელექტრონები ავსებენ ატომის მესამე გარე დონის $f-$ქვედონეს; მათ შორისაა ლანთანიდები და აქტინიდები.
ატომის ელექტრონული კონფიგურაცია. ატომების დასაბუთებული და აღგზნებული მდგომარეობები
შვეიცარიელმა ფიზიკოსმა ვ. პაულიმ 1925 დოლარში აღმოაჩინა რომ ატომს შეიძლება ჰქონდეს არაუმეტეს ორი ელექტრონი ერთ ორბიტალში, რომელსაც აქვს საპირისპირო (ანტიპარალელური) ზურგი (ინგლისურიდან თარგმნილია როგორც spindle), ე.ი. გააჩნია თვისებები, რომლებიც პირობითად შეიძლება წარმოვიდგინოთ, როგორც ელექტრონის ბრუნვა მისი წარმოსახვითი ღერძის გარშემო საათის ისრის მიმართულებით ან საწინააღმდეგო ისრის მიმართულებით. ამ პრინციპს ე.წ პაულის პრინციპი.
თუ ორბიტალში არის ერთი ელექტრონი, მას ე.წ დაუწყვილებელითუ ორი, მაშინ ეს დაწყვილებული ელექტრონები, ე.ი. ელექტრონები საპირისპირო სპინებით.
ნახატზე ნაჩვენებია ენერგიის დონეების ქვედონეებად დაყოფის დიაგრამა.
$s-$ ორბიტალურიროგორც უკვე იცით, სფერული ფორმა აქვს. წყალბადის ატომის ელექტრონი $(n = 1)$ მდებარეობს ამ ორბიტალში და დაუწყვილებელია. ამ მიზეზით ის ელექტრონული ფორმულა, ან ელექტრონული კონფიგურაცია, იწერება ასე: $1s^1$. ელექტრონულ ფორმულებში ენერგეტიკული დონის რიცხვი მითითებულია $(1...)$ ასოს წინ რიცხვით, ლათინური ასო აღნიშნავს ქვედონეს (ორბიტალის ტიპს), ხოლო მარჯვნივ დაწერილი რიცხვი ზემოთ. ასო (როგორც ექსპონენტი) აჩვენებს ელექტრონების რაოდენობას ქვედონეზე.
ჰელიუმის ატომისთვის He, რომელსაც აქვს ორი დაწყვილებული ელექტრონი ერთ $s-$ორბიტალში, ეს ფორმულაა: $1s^2$. ჰელიუმის ატომის ელექტრონული გარსი სრული და ძალიან სტაბილურია. ჰელიუმი არის კეთილშობილი გაზი. მეორე ენერგეტიკულ დონეზე $(n = 2)$ არის ოთხი ორბიტალი, ერთი $s$ და სამი $p$. მეორე დონის $s$-ორბიტალის ($2s$-ორბიტალი) ელექტრონებს უფრო მეტი ენერგია აქვთ, რადგან არიან უფრო დიდ მანძილზე ბირთვიდან, ვიდრე $1s$ ორბიტალის ელექტრონები $(n = 2)$. ზოგადად, $n$-ის თითოეული მნიშვნელობისთვის არის ერთი $s-$ორბიტალი, მაგრამ მასზე ელექტრონების ენერგიის შესაბამისი მიწოდებით და, შესაბამისად, შესაბამისი დიამეტრით, იზრდება $n$-ის მნიშვნელობის ზრდასთან ერთად. s-$Orbital, როგორც უკვე იცით, აქვს სფერული ფორმა. წყალბადის ატომის ელექტრონი $(n = 1)$ მდებარეობს ამ ორბიტალში და დაუწყვილებელია. ამიტომ, მისი ელექტრონული ფორმულა, ანუ ელექტრონული კონფიგურაცია, ასე იწერება: $1s^1$. ელექტრონულ ფორმულებში ენერგეტიკული დონის რიცხვი მითითებულია $(1...)$ ასოს წინ რიცხვით, ლათინური ასო აღნიშნავს ქვედონეს (ორბიტალის ტიპს), ხოლო მარჯვნივ დაწერილი რიცხვი ზემოთ. ასო (როგორც ექსპონენტი) აჩვენებს ელექტრონების რაოდენობას ქვედონეზე.
ჰელიუმის $He$ ატომისთვის, რომელსაც აქვს ორი დაწყვილებული ელექტრონი ერთ $s-$ორბიტალში, ეს ფორმულაა: $1s^2$. ჰელიუმის ატომის ელექტრონული გარსი სრული და ძალიან სტაბილურია. ჰელიუმი არის კეთილშობილი გაზი. მეორე ენერგეტიკულ დონეზე $(n = 2)$ არის ოთხი ორბიტალი, ერთი $s$ და სამი $p$. მეორე დონის ($2s$-ორბიტალების) ელექტრონებს უფრო მაღალი ენერგია აქვთ, რადგან არიან უფრო დიდ მანძილზე ბირთვიდან, ვიდრე $1s$ ორბიტალის ელექტრონები $(n = 2)$. ზოგადად, $n$-ის თითოეული მნიშვნელობისთვის არის ერთი $s-$ ორბიტალი, მაგრამ მასზე ელექტრონების ენერგიის შესაბამისი მიწოდებით და, შესაბამისად, შესაბამისი დიამეტრით, იზრდება $n$-ის ღირებულების ზრდასთან ერთად. 
$p-$ ორბიტალურიაქვს ჰანტელის ფორმა, ან მოცულობითი ფიგურა რვა. სამივე $p$-ორბიტალი განლაგებულია ატომში ორმხრივად პერპენდიკულურად ატომის ბირთვში გამოყვანილი სივრცითი კოორდინატების გასწვრივ. კიდევ ერთხელ უნდა აღინიშნოს, რომ თითოეულ ენერგეტიკულ დონეს (ელექტრონულ ფენას), $n= 2$-დან დაწყებული, აქვს სამი $p$-ორბიტალი. $n$-ის მნიშვნელობის ზრდასთან ერთად ელექტრონები იკავებენ $p$-ორბიტალებს, რომლებიც მდებარეობს ბირთვიდან დიდ მანძილზე და მიმართულია $x, y, z$ ღერძების გასწვრივ.
$(n = 2)$ მეორე პერიოდის ელემენტებისთვის ჯერ ერთი $s$-ორბიტალი ივსება, შემდეგ კი სამი $p$-ორბიტალი; ელექტრონული ფორმულა $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$ ელექტრონი უფრო სუსტად არის მიბმული ატომის ბირთვთან, ამიტომ ლითიუმის ატომს შეუძლია ადვილად დათმოს იგი (როგორც ცხადია გახსოვთ, ამ პროცესს დაჟანგვა ჰქვია), გადაიქცევა ლითიუმის იონად $Li^+$. .
ბერილიუმის Be ატომში მეოთხე ელექტრონი ასევე მდებარეობს $2s$ ორბიტალში: $1s^(2)2s^(2)$. ბერილიუმის ატომის ორი გარე ელექტრონი ადვილად იშლება - $B^0$ იჟანგება $Be^(2+)$ კატიონში.
ბორის ატომში მეხუთე ელექტრონი იკავებს $2p$ ორბიტალს: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. შემდეგი, $C, N, O, F$ ატომები ივსება $2p$-ორბიტალებით, რომელიც მთავრდება კეთილშობილური აირის ნეონით: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.
მესამე პერიოდის ელემენტებისთვის ივსება შესაბამისად $3s-$ და $3p$ ორბიტალები. მესამე დონის ხუთი $d$-ორბიტალი თავისუფალი რჩება:
$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,
$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,
$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
ზოგჯერ ატომებში ელექტრონების განაწილების ამსახველ დიაგრამებში მითითებულია მხოლოდ ელექტრონების რაოდენობა თითოეულ ენერგეტიკულ დონეზე, ე.ი. დაწერეთ ქიმიური ელემენტების ატომების შემოკლებული ელექტრონული ფორმულები, ზემოთ მოცემული სრული ელექტრონული ფორმულებისგან განსხვავებით, მაგალითად:
$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
დიდი პერიოდების ელემენტებისთვის (მეოთხე და მეხუთე), პირველი ორი ელექტრონი იკავებს $4s-$ და $5s$ ორბიტალებს, შესაბამისად: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. ყოველი ძირითადი პერიოდის მესამე ელემენტიდან დაწყებული, შემდეგი ათი ელექტრონი გადავა წინა $3d-$ და $4d-$ორბიტალებზე, შესაბამისად (გვერდითი ქვეჯგუფების ელემენტებისთვის): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. როგორც წესი, როდესაც წინა $d$-ქვედონე ივსება, გარე ($4р-$ და $5р-$, შესაბამისად) $р-$ქვედონე დაიწყება შევსება: $↙(33)როგორც 2, 8. , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.
დიდი პერიოდის ელემენტებისთვის - მეექვსე და არასრული მეშვიდე - ელექტრონული დონეები და ქვედონეები ივსება ელექტრონებით, როგორც წესი, ასე: პირველი ორი ელექტრონი შედის $s-$ქვედონეზე: $↙(56)Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; შემდეგი ელექტრონი ($La$-ისთვის და $Ca$-ისთვის) წინა $d$-ქვედონეზე: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ და $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.
შემდეგ შემდეგი $14$ ელექტრონები გადავლენ მესამე გარე ენერგეტიკულ დონეზე, ლანთანიდების და აქტინიდების $4f$ და $5f$ ორბიტალებამდე, შესაბამისად: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.
შემდეგ გვერდითი ქვეჯგუფების ელემენტების მეორე გარე ენერგეტიკული დონე ($d$-ქვედონე) კვლავ დაიწყებს აგებას: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. და ბოლოს, მხოლოდ მას შემდეგ, რაც $d$-ქვედონე მთლიანად შეივსება ათი ელექტრონით, $p$-ქვედონე კვლავ შეივსება: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
ძალიან ხშირად ატომების ელექტრონული გარსების სტრუქტურა გამოსახულია ენერგიის ან კვანტური უჯრედების გამოყენებით - ე.წ. გრაფიკული ელექტრონული ფორმულები. ამ აღნიშვნებისთვის გამოიყენება შემდეგი აღნიშვნა: თითოეული კვანტური უჯრედი აღინიშნება უჯრედით, რომელიც შეესაბამება ერთ ორბიტალს; თითოეული ელექტრონი მითითებულია სპინის მიმართულების შესაბამისი ისრით. გრაფიკული ელექტრონული ფორმულის დაწერისას უნდა გახსოვდეთ ორი წესი: პაულის პრინციპი, რომლის მიხედვითაც უჯრედში (ორბიტალში) შეიძლება იყოს არაუმეტეს ორი ელექტრონი, არამედ ანტიპარალელური სპინებით და ფ.ჰუნდის წესი, რომლის მიხედვითაც ელექტრონები იკავებენ თავისუფალ უჯრედებს ჯერ სათითაოდ და აქვთ იგივე სპინის მნიშვნელობა და მხოლოდ ამის შემდეგ წყვილდებიან, მაგრამ სპინები, პაულის პრინციპის მიხედვით, საპირისპირო მიმართულებით იქნება.
