การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ใดที่สอดคล้องกับไอออน o2 สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมและไอออน การกระจายอิเล็กตรอนโดยใช้ระบบคาบของ D.I. Mendeleev

งาน 1. เขียนการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบต่อไปนี้: N, ซิ, F e, Kr , Te, W .

การตัดสินใจ. พลังงานของอะตอมออร์บิทัลเพิ่มขึ้นตามลำดับต่อไปนี้:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d

ในแต่ละ s-shell (หนึ่งวง) มีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัวบน p-shell (สามออร์บิทัล) - ไม่เกินหกบน d-shell (ห้าออร์บิทัล) - ไม่เกิน 10 และบน f-shell (เจ็ดออร์บิทัล) - ไม่เกิน 14

ในสภาพพื้นดินของอะตอม อิเล็กตรอนครอบครองออร์บิทัลที่มีพลังงานต่ำที่สุด จำนวนอิเล็กตรอนเท่ากับประจุของนิวเคลียส (อะตอมโดยรวมเป็นกลาง) และเลขอะตอมของธาตุ ตัวอย่างเช่น อะตอมไนโตรเจนมีอิเล็กตรอน 7 ตัว โดยสองตัวอยู่ในออร์บิทัล 1 วินาที สองตัวอยู่ในออร์บิทัล 2 วินาที และอิเล็กตรอนอีก 3 ตัวที่เหลืออยู่ในออร์บิทัล 2p โครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมไนโตรเจน:

7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบอื่นๆ:

14 ศรี: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ,

26 เอฟอี : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 ,

36 K r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 ,

52 พวกนั้น : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4 ,

74 พวกนั้น : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .

งาน2. ก๊าซเฉื่อยและไอออนของธาตุใดที่มีโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์เหมือนกันกับอนุภาคที่เกิดจากการกำจัดเวเลนซ์อิเล็กตรอนทั้งหมดออกจากอะตอมแคลเซียม

การตัดสินใจ. เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมแคลเซียมมีโครงสร้าง 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . เมื่อเอาเวเลนซ์อิเล็กตรอน 2 ตัวออก จะเกิด Ca 2+ ion ด้วยโครงแบบ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 อะตอมมีโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์เหมือนกัน อาและไอออน S 2-, Cl -, K +, Sc 3+ เป็นต้น

งาน3. อิเล็กตรอนของไอออน Al 3+ สามารถอยู่ในออร์บิทัลต่อไปนี้ได้หรือไม่: a) 2p; ข) 1r; ค) 3d?

การตัดสินใจ. โครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมอะลูมิเนียม: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 ไอออน Al 3+ เกิดขึ้นจากการกำจัดเวเลนซ์อิเล็กตรอนสามตัวออกจากอะตอมอะลูมิเนียมและมีโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ 1s 2 2s 2 2p 6

ก) อิเล็กตรอนอยู่ในวงโคจร 2p แล้ว

b) ตามข้อ จำกัด ที่กำหนดไว้ในจำนวนควอนตัม l (l = 0, 1, ... n -1) ที่ n = 1 เป็นไปได้เฉพาะค่า l = 0 ดังนั้นจึงไม่มีวงโคจร 1p ;

c) อิเล็กตรอนสามารถอยู่ในวงโคจร 3 มิติได้หากไอออนอยู่ในสถานะตื่นเต้น

ภารกิจที่ 4เขียนโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมนีออนในสถานะตื่นเต้นครั้งแรก

การตัดสินใจ. การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมนีออนในสถานะพื้นคือ 1s 2 2s 2 2p 6 . สถานะตื่นเต้นครั้งแรกได้มาจากการเปลี่ยนอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากวงโคจรสูงสุด (2p) ไปสู่วงโคจรอิสระต่ำสุด (3 วินาที) โครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมนีออนในสถานะตื่นเต้นครั้งแรกคือ 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1

งาน 5. อะไรคือองค์ประกอบของนิวเคลียสของไอโซโทป 12 C และ 13 C , 14 N และ 15 N ?

การตัดสินใจ. จำนวนโปรตอนในนิวเคลียสเท่ากับเลขอะตอมของธาตุและจะเท่ากันสำหรับไอโซโทปทั้งหมดของธาตุนี้ จำนวนนิวตรอนเท่ากับเลขมวล (แสดงที่ด้านซ้ายบนของหมายเลของค์ประกอบ) ลบด้วยจำนวนโปรตอน ไอโซโทปที่ต่างกันของธาตุเดียวกันมีจำนวนนิวตรอนต่างกัน

องค์ประกอบของนิวเคลียสเหล่านี้:

12 C: 6p + 6n; 13 C: 6p + 7n; 14N : 7p + 7n ; 15N: 7p + 8n.

กระบวนการของการเกิดอนุภาค H2+ สามารถแสดงได้ดังนี้:

เอช + เอช + เอช2+

ดังนั้นอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจึงตั้งอยู่บนพันธะโมเลกุล s-orbital

ความหลายหลากของพันธะนั้นเท่ากับผลต่างครึ่งหนึ่งของจำนวนอิเล็กตรอนในออร์บิทัลพันธะและการคลายตัว ดังนั้น ความหลายหลากของพันธะในอนุภาค H2+ จึงเท่ากับ (1 – 0):2 = 0.5 วิธี VS ตรงกันข้ามกับวิธี MO ไม่ได้อธิบายความเป็นไปได้ของการเกิดพันธะด้วยอิเล็กตรอนตัวเดียว

โมเลกุลไฮโดรเจนมีโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ดังต่อไปนี้:

โมเลกุล H2 มีอิเล็กตรอนพันธะสองตัว ซึ่งหมายความว่าพันธะในโมเลกุลนั้นเป็นพันธะเดี่ยว

โมเลกุลไอออน H2- มีโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์:

H2- [(s 1s)2(s * 1s)1].

ความหลายหลากของพันธะใน H2- คือ (2 - 1): 2 = 0.5

ให้เราพิจารณาโมเลกุลและไอออนของโฮโมนิวเคลียสของคาบที่สอง

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของโมเลกุล Li2 มีดังนี้:

2Li(K2s)Li2.

โมเลกุล Li2 ประกอบด้วยอิเล็กตรอนพันธะสองตัว ซึ่งสอดคล้องกับพันธะเดี่ยว

กระบวนการสร้างโมเลกุล Be2 สามารถแสดงได้ดังนี้:

2 บี(K2s2) บี2 .

จำนวนพันธะและการคลายอิเล็กตรอนในโมเลกุล Be2 เท่ากัน และเนื่องจากอิเล็กตรอนที่คลายตัวหนึ่งตัวทำลายการกระทำของอิเล็กตรอนพันธะหนึ่ง โมเลกุล Be2 ในสถานะพื้นจึงไม่พบ

ในโมเลกุลไนโตรเจน เวเลนซ์อิเล็กตรอน 10 ตัวจะอยู่ในออร์บิทัล โครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของโมเลกุล N2:

เนื่องจากมีพันธะแปดตัวและอิเล็กตรอนคลายสองตัวในโมเลกุล N2 โมเลกุลนี้มีพันธะสามตัว โมเลกุลไนโตรเจนเป็นแม่เหล็กไดอะแมกเนติกเพราะไม่มีอิเลคตรอนแบบแยกส่วน

บนวงโคจรของโมเลกุล O2 มีการกระจายอิเล็กตรอน 12 วาเลนซ์ ดังนั้นโมเลกุลนี้มีการกำหนดค่า:

ข้าว. 9.2. แผนผังการก่อตัวของออร์บิทัลของโมเลกุลในโมเลกุล O2 (แสดงเพียง 2p อิเล็กตรอนของอะตอมออกซิเจน)

ในโมเลกุล O2 ตามกฎของ Hund อิเล็กตรอนสองตัวที่มีการหมุนขนานกันจะถูกวางทีละตัวในสองออร์บิทัลที่มีพลังงานเท่ากัน (รูปที่ 9.2) ตามวิธี VS โมเลกุลของออกซิเจนไม่มีอิเลคตรอนที่ไม่เท่ากันและควรมีคุณสมบัติไดอะแมกเนติก ซึ่งไม่สอดคล้องกับข้อมูลการทดลอง วิธีการโคจรของโมเลกุลยืนยันคุณสมบัติพาราแมกเนติกของออกซิเจน ซึ่งเกิดจากการมีอิเล็กตรอนสองตัวที่ไม่มีคู่ในโมเลกุลออกซิเจน พันธะหลายหลากในโมเลกุลออกซิเจนคือ (8–4):2 = 2

ให้เราพิจารณาโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของไอออน O2+ และ O2- ใน O2+ ion มีอิเล็กตรอน 11 ตัววางอยู่ในออร์บิทัล ดังนั้นการกำหนดค่าของไอออนจึงเป็นดังนี้:

ความหลายหลากของพันธะในไอออน O2+ คือ (8–3):2 = 2.5 ใน O2- ion มีอิเล็กตรอน 13 ตัวกระจายอยู่ในออร์บิทัล ไอออนนี้มีโครงสร้างดังนี้:

O2-.

พันธะหลายหลากใน O2- ไอออนคือ (8 - 5): 2 = 1.5 ไอออน O2- และ O2+ เป็นพาราแมกเนติก เนื่องจากมีอิเล็กตรอนที่ไม่คู่กัน

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของโมเลกุล F2 มีรูปแบบ:

พันธะหลายหลากในโมเลกุล F2 คือ 1 เนื่องจากมีอิเล็กตรอนพันธะสองตัวมากเกินไป เนื่องจากไม่มีอิเลคตรอนที่ไม่มีคู่ในโมเลกุล จึงเป็นไดอะแมกเนติก

ในซีรีย์ N2, O2, F2 พลังงานและความยาวพันธะในโมเลกุลคือ:

การเพิ่มขึ้นของอิเล็กตรอนที่ยึดเหนี่ยวมากเกินไปจะทำให้พลังงานยึดเหนี่ยวเพิ่มขึ้น (ความแข็งแรงของพันธะ) เมื่อผ่านจาก N2 ถึง F2 ความยาวของพันธะจะเพิ่มขึ้น ซึ่งเกิดจากการอ่อนตัวของพันธะ

ในซีรีส์ O2-, O2, O2+ พันธะหลายหลากเพิ่มขึ้น พลังงานพันธะก็เพิ่มขึ้น และความยาวของพันธะลดลง

การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์อะตอมเป็นตัวแทนเชิงตัวเลขของออร์บิทัลของอิเล็กตรอน ออร์บิทัลของอิเล็กตรอนเป็นบริเวณที่มีรูปร่างต่างๆ รอบนิวเคลียสของอะตอม ซึ่งมีความเป็นไปได้ทางคณิตศาสตร์ที่จะพบอิเล็กตรอน การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ช่วยให้บอกผู้อ่านได้อย่างรวดเร็วและง่ายดายว่าอะตอมมีออร์บิทัลอิเล็กตรอนกี่ตัว รวมทั้งกำหนดจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละออร์บิทัล หลังจากอ่านบทความนี้ คุณจะเชี่ยวชาญวิธีการคอมไพล์การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์

ขั้นตอน

การกระจายอิเล็กตรอนโดยใช้ระบบคาบของ D.I. Mendeleev

หาเลขอะตอมของอะตอมของคุณ.แต่ละอะตอมมีจำนวนอิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องกัน ค้นหาสัญลักษณ์อะตอมของคุณในตารางธาตุ เลขอะตอมเป็นจำนวนเต็มบวกเริ่มต้นจาก 1 (สำหรับไฮโดรเจน) และเพิ่มขึ้นทีละหนึ่งสำหรับอะตอมที่ตามมาแต่ละอะตอม เลขอะตอมคือจำนวนโปรตอนในอะตอม ดังนั้นจึงเป็นจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมที่มีประจุเป็นศูนย์ด้วย

กำหนดประจุของอะตอมอะตอมเป็นกลางจะมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากันตามตารางธาตุ อย่างไรก็ตาม อะตอมที่มีประจุจะมีอิเล็กตรอนมากหรือน้อย ขึ้นอยู่กับขนาดของประจุ หากคุณกำลังทำงานกับอะตอมที่มีประจุ ให้บวกหรือลบอิเล็กตรอนดังนี้: เพิ่มอิเล็กตรอนหนึ่งตัวสำหรับประจุลบทุกประจุและลบหนึ่งตัวสำหรับประจุบวกทุกประจุ

• ตัวอย่างเช่น อะตอมโซเดียมที่มีประจุ -1 จะมีอิเล็กตรอนพิเศษ นอกจากนี้เลขอะตอมฐาน 11 หรืออีกนัยหนึ่ง อะตอมจะมีอิเล็กตรอนทั้งหมด 12 ตัว
• หากเรากำลังพูดถึงโซเดียมอะตอมที่มีประจุ +1 จะต้องลบอิเล็กตรอนหนึ่งตัวออกจากเลขอะตอมฐาน 11 ดังนั้นอะตอมจะมีอิเล็กตรอน 10 ตัว

1. จดจำรายการพื้นฐานของออร์บิทัลเมื่อจำนวนอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้นในอะตอม พวกมันจะเติมระดับย่อยต่างๆ ของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมตามลำดับที่แน่นอน แต่ละระดับย่อยของเปลือกอิเล็กตรอน เมื่อเติม จะมีอิเล็กตรอนเป็นจำนวนคู่ มีระดับย่อยดังต่อไปนี้:

   ทำความเข้าใจกับเรกคอร์ดการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ถูกเขียนลงไปเพื่อสะท้อนจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละออร์บิทัลอย่างชัดเจน ออร์บิทัลเขียนตามลำดับ โดยจำนวนอะตอมในแต่ละออร์บิทัลเขียนเป็นตัวยกทางด้านขวาของชื่อออร์บิทัล การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่เสร็จสมบูรณ์มีรูปแบบของลำดับของการกำหนดระดับย่อยและตัวยก

   • ตัวอย่างเช่น นี่คือการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่ง่ายที่สุด: 1s 2 2s 2 2p 6 .โครงร่างนี้แสดงให้เห็นว่ามีอิเล็กตรอนสองตัวในระดับย่อย 1s สองอิเล็กตรอนในระดับย่อย 2s และอิเล็กตรอนหกตัวในระดับย่อย 2p 2 + 2 + 6 = 10 อิเล็กตรอนทั้งหมด นี่คือโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมนีออนที่เป็นกลาง (เลขอะตอมของนีออนคือ 10)

2. จำลำดับของออร์บิทัลโปรดทราบว่าออร์บิทัลของอิเล็กตรอนจะเรียงลำดับจากน้อยไปหามากของจำนวนเปลือกอิเล็กตรอน แต่จัดเรียงตามลำดับพลังงานจากน้อยไปมาก ตัวอย่างเช่น ออร์บิทัล 4s 2 ที่เติมมีพลังงานน้อยกว่า (หรือมีความคล่องตัวน้อยกว่า) กว่าออร์บิทัล 4s 2 ที่เติมบางส่วนหรือเต็ม ดังนั้น 4s ออร์บิทัลจึงถูกเขียนขึ้นก่อน เมื่อคุณทราบลำดับของออร์บิทัลแล้ว คุณสามารถเติมออร์บิทัลตามจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมได้อย่างง่ายดาย ลำดับการเติมออร์บิทัลมีดังนี้: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p

   • โครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมที่เติมออร์บิทัลทั้งหมดจะมีรูปแบบดังนี้: 10 7p 6
   • สังเกตว่า สัญกรณ์ข้างต้น เมื่อเติมวงโคจรทั้งหมดแล้ว จะเป็นโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของธาตุ Uuo (ununoctium) 118 ซึ่งเป็นอะตอมที่มีลำดับสูงสุดในตารางธาตุ ดังนั้น การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์นี้จึงมีระดับย่อยทางอิเล็กทรอนิกส์ที่ทราบในปัจจุบันทั้งหมดของอะตอมที่มีประจุเป็นกลาง

3. เติมออร์บิทัลตามจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมของคุณตัวอย่างเช่น หากเราต้องการจดโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแคลเซียมที่เป็นกลาง เราต้องเริ่มต้นด้วยการค้นหาเลขอะตอมในตารางธาตุ เลขอะตอมของมันคือ 20 ดังนั้นเราจะเขียนโครงร่างของอะตอมที่มีอิเล็กตรอน 20 ตัวตามลำดับข้างต้น

   • เติมออร์บิทัลตามลำดับข้างต้นจนกว่าจะถึงอิเล็กตรอนที่ยี่สิบ ออร์บิทัล 1s แรกจะมีอิเล็กตรอนสองตัว, ออร์บิทัล 2s ก็จะมีสองตัว, ออร์บิทัล 2p จะมีหก, ออร์บิทัล 3s จะมีสองตัว, ออร์บิทัล 3p จะมี 6 และออร์บิทัล 4s จะมี 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) กล่าวอีกนัยหนึ่งการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของแคลเซียมมีรูปแบบ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • โปรดทราบว่าออร์บิทัลอยู่ในลำดับของพลังงานจากน้อยไปมาก ตัวอย่างเช่น เมื่อคุณพร้อมที่จะย้ายไปยังระดับพลังงานที่ 4 ให้เขียนออร์บิทัล 4s ก่อนและ แล้ว 3d. หลังจากระดับพลังงานที่สี่ คุณจะเลื่อนไปยังระดับที่ห้า โดยจะมีลำดับซ้ำกัน สิ่งนี้เกิดขึ้นหลังจากระดับพลังงานที่สามเท่านั้น

4. ใช้ตารางธาตุเป็นตัวชี้นำภาพคุณอาจสังเกตเห็นแล้วว่ารูปร่างของตารางธาตุสอดคล้องกับลำดับของระดับย่อยทางอิเล็กทรอนิกส์ในการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ ตัวอย่างเช่น อะตอมในคอลัมน์ที่สองจากด้านซ้ายจะลงท้ายด้วย "s 2" เสมอ ในขณะที่อะตอมที่ขอบด้านขวาของส่วนตรงกลางแบบบางจะลงท้ายด้วย "d 10" เสมอ เป็นต้น ใช้ตารางธาตุเพื่อเป็นแนวทางในการเขียนการกำหนดค่า - เนื่องจากลำดับที่คุณเพิ่มลงในออร์บิทัลจะสอดคล้องกับตำแหน่งของคุณในตาราง ดูด้านล่าง:

   • โดยเฉพาะอย่างยิ่ง คอลัมน์ซ้ายสุดสองคอลัมน์ประกอบด้วยอะตอมซึ่งการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์สิ้นสุดในออร์บิทัล บล็อกด้านขวาของตารางประกอบด้วยอะตอมซึ่งมีการกำหนดค่าลงท้ายด้วย p ออร์บิทัล และที่ด้านล่างของอะตอมจะสิ้นสุดด้วย f ออร์บิทัล
   • ตัวอย่างเช่น เมื่อคุณจดการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ของคลอรีน ให้คิดดังนี้: "อะตอมนี้อยู่ในแถวที่สาม (หรือ "จุด") ของตารางธาตุ นอกจากนี้ยังอยู่ในกลุ่มที่ห้าของบล็อกการโคจร p ของตารางธาตุ ดังนั้น การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของมันจะลงท้ายด้วย ..3p 5
   • โปรดทราบว่าองค์ประกอบในบริเวณวงโคจร d และ f ของตารางมีระดับพลังงานที่ไม่ตรงกับช่วงเวลาที่พวกมันตั้งอยู่ ตัวอย่างเช่น แถวแรกของบล็อกขององค์ประกอบที่มี d-orbitals สอดคล้องกับ 3d orbitals แม้ว่าจะอยู่ในช่วงที่ 4 และแถวแรกขององค์ประกอบที่มี f-orbitals สอดคล้องกับ 4f orbital แม้ว่าจะมี อยู่ในสมัยที่ 6

5. เรียนรู้คำย่อสำหรับการเขียนการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์แบบยาวอะตอมทางด้านขวาของตารางธาตุเรียกว่า ก๊าซมีตระกูลองค์ประกอบเหล่านี้มีความเสถียรทางเคมีมาก หากต้องการย่นขั้นตอนในการเขียนโครงแบบอิเล็กตรอนแบบยาว เพียงเขียนเครื่องหมายวงเล็บเหลี่ยมที่สัญลักษณ์ทางเคมีของก๊าซมีตระกูลที่ใกล้ที่สุดซึ่งมีอิเล็กตรอนน้อยกว่าอะตอมของคุณ จากนั้นจึงเขียนการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของระดับการโคจรที่ตามมาต่อไป ดูด้านล่าง:

   • เพื่อให้เข้าใจแนวคิดนี้ การเขียนตัวอย่างการกำหนดค่าจะเป็นประโยชน์ ลองเขียนการกำหนดค่าของสังกะสี (เลขอะตอม 30) โดยใช้ตัวย่อก๊าซมีตระกูล การกำหนดค่าสังกะสีที่สมบูรณ์มีลักษณะดังนี้: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 อย่างไรก็ตาม เราเห็นว่า 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 เป็นโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอาร์กอน ซึ่งเป็นก๊าซมีตระกูล เพียงเปลี่ยนส่วนกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ของสังกะสีด้วยสัญลักษณ์ทางเคมีสำหรับอาร์กอนในวงเล็บเหลี่ยม (.)
   • ดังนั้นการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของสังกะสีที่เขียนในรูปแบบย่อคือ: 4s 2 3d 10 .
   • โปรดทราบว่าถ้าคุณกำลังเขียนการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ของก๊าซมีตระกูล พูดอาร์กอน คุณไม่สามารถเขียนได้! ต้องใช้คำย่อของแก๊สมีตระกูลที่นำหน้าธาตุนี้ สำหรับอาร์กอนจะเป็นนีออน ()

   การใช้ตารางธาตุ ADOMAH

   1. เชี่ยวชาญตารางธาตุ ADOMAHวิธีการบันทึกการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์นี้ไม่ต้องการการท่องจำ อย่างไรก็ตาม ต้องใช้ตารางธาตุที่แก้ไขแล้ว เนื่องจากในตารางธาตุแบบดั้งเดิม เริ่มต้นจากช่วงที่สี่ หมายเลขงวดไม่ตรงกับเปลือกอิเล็กตรอน ค้นหาตารางธาตุ ADOMAH ซึ่งเป็นตารางธาตุชนิดพิเศษที่ออกแบบโดยนักวิทยาศาสตร์ Valery Zimmerman หาได้ง่ายด้วยการค้นหาทางอินเทอร์เน็ตสั้นๆ

      • ในตารางธาตุ ADOMAH แถวแนวนอนแสดงถึงกลุ่มของธาตุ เช่น ฮาโลเจน ก๊าซมีตระกูล โลหะอัลคาไล โลหะอัลคาไลน์เอิร์ธ เป็นต้น คอลัมน์แนวตั้งสอดคล้องกับระดับอิเล็กทรอนิกส์และสิ่งที่เรียกว่า "น้ำตก" (เส้นทแยงมุมที่เชื่อมต่อบล็อก s, p, d และ f) สอดคล้องกับจุด
      • ฮีเลียมถูกย้ายไปเป็นไฮโดรเจน เนื่องจากธาตุทั้งสองนี้มีลักษณะเฉพาะด้วยการโคจร 1 วินาที ช่วงบล็อกจุด (s,p,d และ f) จะแสดงทางด้านขวาและหมายเลขระดับจะแสดงที่ด้านล่าง องค์ประกอบจะแสดงในกล่องที่มีหมายเลขตั้งแต่ 1 ถึง 120 ตัวเลขเหล่านี้เป็นเลขอะตอมปกติ ซึ่งแสดงถึงจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในอะตอมที่เป็นกลาง

   2. ค้นหาอะตอมของคุณในตาราง ADOMAHหากต้องการจดการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบ ให้ค้นหาสัญลักษณ์ในตารางธาตุ ADOMAH และขีดฆ่าองค์ประกอบทั้งหมดที่มีเลขอะตอมสูงกว่า ตัวอย่างเช่น หากคุณต้องการจดการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ของเออร์เบียม (68) ให้ขีดฆ่าองค์ประกอบทั้งหมดจาก 69 ถึง 120

      • ให้ความสนใจกับตัวเลขตั้งแต่ 1 ถึง 8 ที่ฐานของตาราง นี่คือหมายเลขระดับอิเล็กทรอนิกส์หรือหมายเลขคอลัมน์ ละเว้นคอลัมน์ที่มีเฉพาะรายการที่ขีดฆ่า สำหรับเออร์เบียม คอลัมน์ที่มีตัวเลข 1,2,3,4,5 และ 6 ยังคงอยู่

   3. นับระดับย่อยของวงโคจรจนถึงองค์ประกอบของคุณดูที่สัญลักษณ์บล็อกที่แสดงทางด้านขวาของตาราง (s, p, d และ f) และหมายเลขคอลัมน์ที่แสดงที่ด้านล่าง ละเว้นเส้นทแยงมุมระหว่างบล็อกและแบ่งคอลัมน์ออกเป็นคอลัมน์บล็อก โดยแสดงรายการใน เรียงจากล่างขึ้นบน และอีกครั้ง ให้เพิกเฉยต่อบล็อกที่องค์ประกอบทั้งหมดถูกขีดฆ่า เขียนบล็อคคอลัมน์โดยเริ่มจากหมายเลขคอลัมน์ตามด้วยสัญลักษณ์บล็อกดังนี้: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (สำหรับเออร์เบียม)

      • โปรดทราบ: การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ Er ด้านบนนั้นเขียนโดยเรียงจากน้อยไปมากของหมายเลขย่อยทางอิเล็กทรอนิกส์ นอกจากนี้ยังสามารถเขียนตามลำดับการเติมออร์บิทัล เมื่อต้องการทำสิ่งนี้ ให้ทำตามการเรียงซ้อนจากล่างขึ้นบน ไม่ใช่คอลัมน์ เมื่อคุณเขียนบล็อคคอลัมน์: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. นับอิเล็กตรอนสำหรับแต่ละระดับย่อยทางอิเล็กทรอนิกส์นับองค์ประกอบในแต่ละบล็อกคอลัมน์ที่ยังไม่ได้ขีดฆ่าโดยแนบอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากแต่ละองค์ประกอบแล้วเขียนหมายเลขถัดจากสัญลักษณ์บล็อกสำหรับแต่ละคอลัมน์ดังนี้ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . ในตัวอย่างของเรา นี่คือการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของเออร์เบียม

   5. ระวังการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ที่ไม่ถูกต้องมีข้อยกเว้นทั่วไปสิบแปดข้อที่เกี่ยวข้องกับการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมในสถานะพลังงานต่ำสุดหรือที่เรียกว่าสถานะพลังงานภาคพื้นดิน พวกเขาไม่เชื่อฟังกฎทั่วไปเฉพาะในสองหรือสามตำแหน่งสุดท้ายที่อิเล็กตรอนครอบครอง ในกรณีนี้ โครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ที่เกิดขึ้นจริงจะถือว่าอิเล็กตรอนอยู่ในสถานะที่มีพลังงานต่ำกว่าเมื่อเทียบกับโครงแบบมาตรฐานของอะตอม อะตอมข้อยกเว้น ได้แก่ :

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); โม(..., 4d5, 5s1); รุ(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); ลา(..., 5d1, 6s2); เซ(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); ไทย(..., 6d2, 7s2); ปะ(..., 5f2, 6d1, 7s2); ยู(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) และ ซม(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • ในการหาเลขอะตอมของอะตอมเมื่อเขียนในรูปแบบอิเล็กทรอนิกส์ ให้บวกตัวเลขทั้งหมดที่ตามหลังตัวอักษร (s, p, d และ f) วิธีนี้ใช้ได้เฉพาะกับอะตอมที่เป็นกลางเท่านั้น หากคุณกำลังจัดการกับไอออน ก็จะไม่มีอะไรทำงาน คุณจะต้องบวกหรือลบจำนวนอิเล็กตรอนส่วนเกินหรือสูญหาย
   • ตัวเลขที่อยู่หลังตัวอักษรเป็นตัวยก อย่าทำผิดพลาดในการทดสอบ
   • ไม่มีระดับย่อย "ความเสถียรของระดับย่อยที่เติมครึ่งหนึ่ง" นี่คือการทำให้เข้าใจง่ายขึ้น ความเสถียรใด ๆ ที่เกี่ยวข้องกับระดับย่อย "ครึ่งเต็ม" นั้นเกิดจากการที่แต่ละออร์บิทัลถูกครอบครองโดยอิเล็กตรอนหนึ่งตัว ดังนั้นแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนจึงลดลง
   • แต่ละอะตอมมีแนวโน้มที่จะอยู่ในสถานะเสถียร และการกำหนดค่าที่เสถียรที่สุดได้เติมเต็มระดับย่อย s และ p (s2 และ p6) ก๊าซมีตระกูลมีรูปแบบนี้ ดังนั้นจึงแทบไม่มีปฏิกิริยาตอบสนอง และตั้งอยู่ทางด้านขวาของตารางธาตุ ดังนั้น หากการกำหนดค่าสิ้นสุดใน 3p 4 จะต้องมีอิเล็กตรอนสองตัวเพื่อให้อยู่ในสถานะที่เสถียร (ต้องใช้พลังงานมากกว่าในการสูญเสียหกตัว รวมถึงอิเล็กตรอนระดับ s ดังนั้นสี่จึงสูญเสียง่ายกว่า) และถ้าการกำหนดค่าสิ้นสุดใน 4d 3 ก็จะต้องสูญเสียอิเล็กตรอนสามตัวเพื่อให้อยู่ในสถานะเสถียร นอกจากนี้ ระดับย่อยที่เติมครึ่งหนึ่ง (s1, p3, d5..) มีความเสถียรมากกว่า ตัวอย่างเช่น p4 หรือ p2 อย่างไรก็ตาม s2 และ p6 จะมีเสถียรภาพมากยิ่งขึ้น
   • เมื่อคุณจัดการกับไอออน นั่นหมายความว่าจำนวนโปรตอนไม่เท่ากับจำนวนอิเล็กตรอน ประจุของอะตอมในกรณีนี้จะแสดงที่ด้านบนขวา (ปกติ) ของสัญลักษณ์ทางเคมี ดังนั้นอะตอมพลวงที่มีประจุ +2 มีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . โปรดทราบว่า 5p 3 เปลี่ยนเป็น 5p 1 ระวังเมื่อการกำหนดค่าของอะตอมเป็นกลางสิ้นสุดที่ระดับย่อยอื่นที่ไม่ใช่ s และ pเมื่อคุณนำอิเล็กตรอน คุณจะสามารถดึงพวกมันจากเวเลนซ์ออร์บิทัล (s และ p orbitals) เท่านั้น ดังนั้น หากการกำหนดค่าลงท้ายด้วย 4s 2 3d 7 และอะตอมได้รับการชาร์จ +2 การกำหนดค่าจะลงท้ายด้วย 4s 0 3d 7 โปรดทราบว่า 3d 7 ไม่การเปลี่ยนแปลงแทนอิเล็กตรอนของ s-orbital จะหายไป
   • มีเงื่อนไขเมื่ออิเล็กตรอนถูกบังคับให้ "เคลื่อนไปสู่ระดับพลังงานที่สูงขึ้น" เมื่อระดับย่อยขาดอิเล็กตรอนหนึ่งตัวที่จะเป็นครึ่งหรือเต็ม ให้นำอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากระดับย่อย s หรือ p ที่ใกล้ที่สุดแล้วย้ายไปยังระดับย่อยที่ต้องการอิเล็กตรอน
   • มีสองตัวเลือกสำหรับการเขียนการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ สามารถเขียนเรียงจากน้อยไปมากของจำนวนระดับพลังงานหรือในลำดับที่อิเล็กตรอนออร์บิทัลถูกเติม ดังที่แสดงไว้ข้างต้นสำหรับเออร์เบียม
   • คุณยังสามารถเขียนการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบโดยการเขียนเฉพาะการกำหนดค่าความจุ ซึ่งเป็นระดับย่อย s และ p สุดท้าย ดังนั้นการกำหนดค่าความจุของพลวงจะเป็น 5s 2 5p 3 .
   • ไอออนไม่เหมือนกัน มันยากกว่ามากสำหรับพวกเขา ข้ามสองระดับและทำตามรูปแบบเดียวกันขึ้นอยู่กับว่าคุณเริ่มต้นจากที่ใดและจำนวนอิเล็กตรอนสูงแค่ไหน

การเติมออร์บิทัลในอะตอมที่ไม่ได้รับการกระตุ้นจะดำเนินการในลักษณะที่พลังงานของอะตอมมีน้อย (หลักการของพลังงานขั้นต่ำ) ขั้นแรก ออร์บิทัลของระดับพลังงานแรกจะถูกเติม จากนั้นครั้งที่สอง และออร์บิทัลของระดับย่อย s จะถูกเติมก่อน จากนั้นจึงเติมออร์บิทัลของระดับย่อย p ในปี 1925 นักฟิสิกส์ชาวสวิส W. Pauli ได้ก่อตั้งหลักการควอนตัมเครื่องกลพื้นฐานของวิทยาศาสตร์ธรรมชาติ (หลักการ Pauli เรียกอีกอย่างว่าหลักการกีดกันหรือหลักการกีดกัน) ตามหลักการของเปาลี:

อะตอมไม่สามารถมีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีเลขควอนตัมทั้งสี่ชุดเหมือนกันได้

โครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมถูกถ่ายทอดโดยสูตรซึ่งระบุวงโคจรที่เติมไว้ด้วยการรวมกันของตัวเลขที่เท่ากับเลขควอนตัมหลักและตัวอักษรที่สอดคล้องกับเลขควอนตัมของวงโคจร ตัวยกระบุจำนวนอิเล็กตรอนในออร์บิทัลเหล่านี้

ไฮโดรเจนและฮีเลียม

โครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมไฮโดรเจนคือ 1s 1 และของฮีเลียมคือ 1s 2 อะตอมของไฮโดรเจนมีอิเลคตรอนที่ไม่มีคู่ 1 ตัว และอะตอมของฮีเลียมมีอิเลคตรอนสองคู่ อิเล็กตรอนที่จับคู่มีค่าเท่ากันของตัวเลขควอนตัมทั้งหมด ยกเว้นสปิน อะตอมของไฮโดรเจนสามารถปลดปล่อยอิเล็กตรอนและกลายเป็นไอออนที่มีประจุบวก - H + ไอออนบวก (โปรตอน) ซึ่งไม่มีอิเล็กตรอน (รูปแบบอิเล็กทรอนิกส์ 1s 0) อะตอมของไฮโดรเจนสามารถติดอิเล็กตรอนได้หนึ่งตัวและกลายเป็นไอออน H - ไอออน (ไฮไดรด์ไอออน) ที่มีประจุลบ โดยมีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์เท่ากับ 1 วินาที 2

ลิเธียม

อิเล็กตรอนสามตัวในอะตอมลิเธียมมีการกระจายดังนี้: 1s 2 1s 1 . ในการก่อตัวของพันธะเคมี มีเพียงอิเล็กตรอนระดับพลังงานภายนอกที่เรียกว่าเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่านั้นที่เข้าร่วม ในอะตอมลิเธียม เวเลนซ์อิเล็กตรอนคือระดับย่อย 2s และอิเล็กตรอนสองตัวของระดับย่อย 1s เป็นอิเล็กตรอนภายใน อะตอมลิเธียมจะสูญเสียเวเลนซ์อิเล็กตรอนไปอย่างง่ายดาย โดยส่งผ่านไปยังไอออน Li + ซึ่งมีการกำหนดค่า 1s 2 2s 0 . โปรดทราบว่าไฮไดรด์ไอออน อะตอมของฮีเลียม และลิเธียมไอออนบวกมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากัน อนุภาคดังกล่าวเรียกว่าไอโซอิเล็กทรอนิกส์ พวกมันมีโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ที่คล้ายกัน แต่มีประจุนิวเคลียร์ต่างกัน อะตอมฮีเลียมมีความเฉื่อยทางเคมีมาก ซึ่งสัมพันธ์กับความเสถียรพิเศษของโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ 1s 2 ออร์บิทัลที่ไม่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนเรียกว่าออร์บิทัลว่าง ในอะตอมลิเธียม ออร์บิทัลสามออร์บิทัลของระดับย่อย 2p ว่างอยู่

เบริลเลียม

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมเบริลเลียมคือ 1s 2 2s 2 . เมื่ออะตอมถูกกระตุ้น อิเล็กตรอนจากระดับย่อยของพลังงานที่ต่ำกว่าจะเคลื่อนที่ไปยังวงโคจรว่างของระดับย่อยของพลังงานที่สูงขึ้น กระบวนการกระตุ้นของอะตอมเบริลเลียมสามารถแสดงได้โดยรูปแบบต่อไปนี้:

1s 2 2s 2 (สถานะพื้น) + ฮึก→ 1s 2 2s 1 2p 1 (สถานะตื่นเต้น)

การเปรียบเทียบสภาพพื้นดินและสภาวะตื่นเต้นของอะตอมเบริลเลียมแสดงให้เห็นว่าจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่แตกต่างกัน ในสถานะพื้นดินของอะตอมเบริลเลียมไม่มีอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่ในสถานะตื่นเต้นมีอิเล็กตรอนสองตัว แม้จะมีข้อเท็จจริงที่ว่าโดยหลักการแล้วในระหว่างการกระตุ้นของอะตอม อิเล็กตรอนใดๆ จากออร์บิทัลที่มีพลังงานต่ำกว่าสามารถถ่ายโอนไปยังออร์บิทัลที่สูงขึ้นได้ สำหรับการพิจารณากระบวนการทางเคมี เฉพาะการเปลี่ยนแปลงระหว่างระดับย่อยของพลังงานที่มีพลังงานใกล้เคียงกันเท่านั้นที่จำเป็น

อธิบายได้ดังนี้ เมื่อเกิดพันธะเคมี พลังงานจะถูกปลดปล่อยออกมาเสมอ กล่าวคือ การรวมตัวของอะตอมสองอะตอมจะผ่านเข้าสู่สภาวะที่เป็นที่ชื่นชอบมากกว่าในเชิงพลังงาน กระบวนการกระตุ้นต้องใช้พลังงาน เมื่อลดอิเล็กตรอนภายในระดับพลังงานเดียวกัน ค่าใช้จ่ายในการกระตุ้นจะถูกชดเชยด้วยการก่อตัวของพันธะเคมี เมื่ออิเล็กตรอนเสื่อมสภาพในระดับต่างๆ ค่าใช้จ่ายในการกระตุ้นจะสูงมากจนไม่สามารถชดเชยได้ด้วยการก่อตัวของพันธะเคมี ในกรณีที่ไม่มีพันธมิตรในปฏิกิริยาเคมีที่เป็นไปได้ อะตอมที่ถูกกระตุ้นจะปล่อยพลังงานควอนตัมและกลับสู่สถานะพื้นดิน - กระบวนการดังกล่าวเรียกว่าการผ่อนคลาย

บอ

โครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในคาบที่ 3 ของตารางธาตุจะอยู่ในระดับเดียวกับที่กล่าวข้างต้น (เลขอะตอมถูกระบุโดยตัวห้อย):

11 นา 3s 1
12 มก. 3 วินาที 2
13 อัล 3s 2 3p 1
14 ศรี 2s 2 2p2
15P 2s 2 3p 3

อย่างไรก็ตาม การเปรียบเทียบยังไม่สมบูรณ์ เนื่องจากระดับพลังงานที่สามแบ่งออกเป็นสามระดับย่อย และองค์ประกอบที่ระบุไว้ทั้งหมดมี d-orbitals ว่าง ซึ่งอิเล็กตรอนสามารถผ่านได้ในระหว่างการกระตุ้น ทำให้เกิดความหลากหลายมากขึ้น นี่เป็นสิ่งสำคัญอย่างยิ่งสำหรับธาตุต่างๆ เช่น ฟอสฟอรัส กำมะถัน และคลอรีน

จำนวนสูงสุดของอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่ในอะตอมของฟอสฟอรัสสามารถเข้าถึงห้า:

สิ่งนี้อธิบายความเป็นไปได้ของการมีอยู่ของสารประกอบที่มีวาเลนซีฟอสฟอรัสเท่ากับ 5 อะตอมไนโตรเจนซึ่งมีโครงสร้างเหมือนกันของเวเลนซ์อิเล็กตรอนในสถานะพื้นดินเป็นอะตอมของฟอสฟอรัส ไม่สามารถสร้างพันธะโควาเลนต์ได้ห้าพันธะ

สถานการณ์ที่คล้ายคลึงกันเกิดขึ้นเมื่อเปรียบเทียบความจุความจุของออกซิเจนและกำมะถัน ฟลูออรีน และคลอรีน การเสื่อมสภาพของอิเล็กตรอนในอะตอมของกำมะถันทำให้เกิดอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ 6 ตัว:

3s 2 3p 4 (สถานะพื้น) → 3s 1 3p 3 3d 2 (สถานะตื่นเต้น)

สิ่งนี้สอดคล้องกับสถานะหกวาเลนซ์ซึ่งไม่สามารถบรรลุได้สำหรับออกซิเจน ความจุสูงสุดของไนโตรเจน (4) และออกซิเจน (3) ต้องการคำอธิบายโดยละเอียดเพิ่มเติม ซึ่งจะแจ้งให้ทราบในภายหลัง

ความจุสูงสุดของคลอรีนคือ 7 ซึ่งสอดคล้องกับการกำหนดค่าของสถานะตื่นเต้นของอะตอม 3s 1 3p 3 d 3 .

การปรากฏตัวของออร์บิทัล 3 มิติที่ว่างในทุกองค์ประกอบของช่วงที่สามนั้นอธิบายได้จากข้อเท็จจริงที่ว่าตั้งแต่ระดับพลังงานที่ 3 จะมีการทับซ้อนกันบางส่วนของระดับย่อยของระดับต่าง ๆ เมื่อเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ดังนั้น ระดับย่อย 3d จะเริ่มเติมหลังจากเติมระดับย่อย 4s แล้วเท่านั้น พลังงานสำรองของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลของอะตอมที่มีระดับย่อยต่างกันและลำดับของการเติมจะเพิ่มขึ้นตามลำดับต่อไปนี้:

ออร์บิทัลจะถูกเติมก่อนหน้านี้ซึ่งผลรวมของตัวเลขควอนตัมสองตัวแรก (n + l) น้อยกว่า ถ้าผลรวมเหล่านี้เท่ากัน ออร์บิทัลที่มีเลขควอนตัมหลักน้อยกว่าจะถูกเติมก่อน

ความสม่ำเสมอนี้กำหนดขึ้นโดย V. M. Klechkovsky ในปี 1951

องค์ประกอบที่อะตอมระดับ s-sub เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนเรียกว่า s-elements ซึ่งรวมถึงสององค์ประกอบแรกของแต่ละช่วงเวลา: ไฮโดรเจน อย่างไรก็ตามในองค์ประกอบ d ถัดไป - โครเมียม - มีการ "เบี่ยงเบน" บางอย่างในการจัดเรียงอิเล็กตรอนตามระดับพลังงานในสถานะพื้นดิน: แทนที่จะเป็นสี่ unpaired ที่คาดไว้ อิเล็กตรอนในระดับย่อย 3d ในอะตอมของโครเมียม มีอิเล็กตรอน unpaired ห้าตัวในระดับย่อย 3d และอิเล็กตรอน unpaired หนึ่งตัวในระดับย่อย s: 24 Cr 4s 1 3d 5

ปรากฏการณ์การเปลี่ยนผ่านของอิเล็กตรอนหนึ่งตัวไปเป็นระดับ d-sub มักเรียกว่า "การทะลุทะลวง" ของอิเล็กตรอน สิ่งนี้สามารถอธิบายได้ด้วยข้อเท็จจริงที่ว่า orbitals ของ d-sublevel ที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนจะเข้าใกล้นิวเคลียสมากขึ้น อันเนื่องมาจากการเพิ่มขึ้นของแรงดึงดูดทางไฟฟ้าสถิตระหว่างอิเล็กตรอนและนิวเคลียส เป็นผลให้สถานะ 4s 1 3d 5 กลายเป็นที่นิยมอย่างกระฉับกระเฉงกว่า 4s 2 3d 4 . ดังนั้น d-sublevel ที่เติมครึ่งหนึ่ง (d 5) จึงมีความเสถียรเพิ่มขึ้นเมื่อเทียบกับตัวแปรอื่นๆ ที่เป็นไปได้ของการกระจายอิเล็กตรอน การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่สอดคล้องกับการมีอยู่ของจำนวนอิเล็กตรอนคู่สูงสุดที่เป็นไปได้ ซึ่งทำได้ในองค์ประกอบ d ก่อนหน้าเท่านั้นอันเป็นผลมาจากการกระตุ้น เป็นลักษณะเฉพาะของสถานะพื้นของอะตอมโครเมียม การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ d 5 เป็นลักษณะของอะตอมแมงกานีสเช่นกัน: 4s 2 3d 5 . สำหรับองค์ประกอบ d ต่อไปนี้ แต่ละเซลล์พลังงานของระดับย่อย d จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตัวที่สอง: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 โค 4s 2 3d 7 ; 28 นิ 4s 2 3d 8 .

ที่อะตอมของทองแดง สถานะของ d-sublevel ที่เติมอย่างสมบูรณ์ (d 10) จะทำได้เนื่องจากการเปลี่ยนอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจาก 4s-sublevel เป็น 3d-sublevel: 29 Cu 4s 1 3d 10 . องค์ประกอบสุดท้ายของแถวแรกขององค์ประกอบ d มีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ 30 Zn 4s 23 d 10 .

แนวโน้มทั่วไปซึ่งแสดงออกในความเสถียรของการกำหนดค่า d 5 และ d 10 ยังสังเกตได้จากองค์ประกอบของช่วงเวลาที่ต่ำกว่า โมลิบดีนัมมีโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์คล้ายกับโครเมียม: 42 Mo 5s 1 4d 5 และเงิน - ทองแดง: 47 Ag5s 0 d 10 ยิ่งไปกว่านั้น การกำหนดค่า d 10 นั้นทำได้สำเร็จแล้วในแพลเลเดียมเนื่องจากการเปลี่ยนแปลงของอิเล็กตรอนทั้งสองจากวงโคจร 5s เป็นออร์บิทัล 4d: 46Pd 5s 0 d 10 มีการเบี่ยงเบนอื่น ๆ จากการเติมโมโนโทนิกของ d- และ f-orbitals

จำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมถูกกำหนดโดยเลขอะตอมของธาตุในระบบธาตุ โดยใช้กฎสำหรับการวางอิเล็กตรอนในอะตอม สำหรับโซเดียมอะตอม (11 อิเล็กตรอน) เราสามารถหาสูตรอิเล็กทรอนิกส์ดังต่อไปนี้:

11 นา: 1ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 1

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมไททาเนียม:

22 Ti: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

ถ้าก่อนเต็มหรือครึ่งไส้ d-ระดับย่อย ( d 10 หรือ d 5-configuration) หนึ่งอิเล็กตรอนหายไปจากนั้น " สลิปอิเล็กตรอน " - ไปที่ d- ระดับย่อยของอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากเพื่อนบ้าน ส-ระดับย่อย เป็นผลให้สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมโครเมียมมีรูปแบบ 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 และไม่ใช่ 24 Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 และอะตอมทองแดง - 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 และไม่ใช่ 29 Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 .

จำนวนอิเล็กตรอนในไอออนที่มีประจุลบ - แอนไอออน - เกินจำนวนอิเล็กตรอนของอะตอมที่เป็นกลางโดยประจุของไอออน: 16 ส 2– 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 (18 อิเล็กตรอน)

ในระหว่างการก่อตัวของไอออนที่มีประจุบวก - ไอออนบวก - อิเล็กตรอนก่อนอื่นปล่อยให้ระดับย่อยมีค่ามากของเลขควอนตัมหลัก: 24 Cr 3+: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 0 3d 3 (21 อิเล็กตรอน ).

อิเล็กตรอนในอะตอมสามารถแบ่งออกเป็นสองประเภท: ภายในและภายนอก (เวเลนซ์) อิเล็กตรอนภายในครอบครองระดับย่อยที่สมบูรณ์มีค่าพลังงานต่ำและไม่มีส่วนร่วมในการเปลี่ยนแปลงทางเคมีขององค์ประกอบ

วาเลนซ์อิเล็กตรอนคืออิเล็กตรอนของระดับพลังงานสุดท้ายและอิเล็กตรอนของระดับย่อยที่ไม่สมบูรณ์

วาเลนซ์อิเล็กตรอนมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมี อิเล็กตรอนที่ไม่ได้จับคู่มีกิจกรรมพิเศษ จำนวนของอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่จะเป็นตัวกำหนดความจุขององค์ประกอบทางเคมี

หากมีออร์บิทัลว่างที่ระดับพลังงานสุดท้ายของอะตอม ก็เป็นไปได้ที่จะจับคู่อิเล็กตรอนวาเลนซ์กับพวกมัน (การก่อตัว สถานะตื่นเต้น อะตอม).

ตัวอย่างเช่น เวเลนซ์อิเล็กตรอนของกำมะถันคืออิเล็กตรอนระดับสุดท้าย (3 ส 2 3พี 4). แผนภาพการเติมออร์บิทัลเหล่านี้ด้วยอิเล็กตรอนดูเหมือนว่า:

ในสภาพพื้นดิน (ไม่ถูกกระตุ้น) อะตอมของกำมะถันมีอิเล็กตรอน 2 ตัวที่ไม่มีการจับคู่และสามารถแสดงวาเลนซี II ได้

ที่ระดับพลังงานสุดท้าย (ที่สาม) อะตอมของกำมะถันมีออร์บิทัลอิสระ (ระดับย่อย 3d) ด้วยการใช้พลังงานบางส่วนอิเล็กตรอนคู่หนึ่งของกำมะถันสามารถถ่ายโอนไปยังวงโคจรที่ว่างเปล่าซึ่งสอดคล้องกับสถานะตื่นเต้นครั้งแรกของอะตอม

ในกรณีนี้ อะตอมของกำมะถันมีอิเล็กตรอนสี่ตัวที่ไม่มีคู่ และวาเลนซีของมันคือ IV

อิเล็กตรอน 3s ที่จับคู่กันของอะตอมกำมะถันยังสามารถจับคู่กับออร์บิทัล 3 มิติอิสระได้:

ในสถานะนี้ อะตอมของกำมะถันมีอิเลคตรอน 6 ตัวที่ไม่คู่กัน และมีวาเลนซีเท่ากับ VI