โครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของชั้นนอกของอะตอม โครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม เราได้เรียนรู้อะไรบ้าง

สัญลักษณ์ของลูอิส: แผนภาพอิเล็กตรอน: อิเล็กตรอนเดี่ยวของอะตอมไฮโดรเจนสามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมีเพียงหนึ่งเดียวกับอะตอมอื่น: จำนวนพันธะโควาเลนต์ ซึ่งก่อตัวเป็นอะตอมในสารประกอบที่กำหนด ลักษณะเฉพาะของมัน ความจุ . ในสารประกอบทั้งหมด อะตอมของไฮโดรเจนเป็นแบบโมโนวาเลนต์ ฮีเลียม ฮีเลียมเช่นเดียวกับไฮโดรเจนเป็นองค์ประกอบของยุคแรก ในชั้นควอนตัมเดียว มันมีหนึ่ง ส-orbital ซึ่งมีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีการหมุนคู่ขนาน (คู่อิเล็กตรอนเดี่ยว) สัญลักษณ์ของลูอิส: ไม่:. การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ 1 ส 2 การแสดงภาพกราฟิก: ไม่มีอิเลคตรอนที่ไม่มีคู่ในอะตอมฮีเลียม ไม่มีออร์บิทัลอิสระ ระดับพลังงานของเขาเสร็จสมบูรณ์ อะตอมที่มีชั้นควอนตัมสมบูรณ์ไม่สามารถสร้างพันธะเคมีกับอะตอมอื่นได้ เรียกว่า มีคุณธรรมสูง หรือ ก๊าซเฉื่อย. ฮีเลียมเป็นตัวแทนคนแรกของพวกเขา ช่วงที่สอง ลิเธียม อะตอมของธาตุทั้งหมด ที่สองประจำเดือนมี สองระดับพลังงาน ชั้นควอนตัมชั้นในคือระดับพลังงานที่สมบูรณ์ของอะตอมฮีเลียม ดังที่แสดงด้านบน การกำหนดค่าดูเหมือน1 ส 2 แต่สัญกรณ์ย่อยังสามารถใช้สำหรับรูปภาพ: . ในบางแหล่งวรรณกรรม ถูกกำหนดให้เป็น [K] (ตามชื่อของเปลือกอิเล็กตรอนตัวแรก) ชั้นควอนตัมที่สองของลิเธียมประกอบด้วยสี่ออร์บิทัล (22 = 4): หนึ่ง สและสาม ร.การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมลิเธียม: 1 ส 22ส 1 หรือ 2 ส 1. ใช้สัญกรณ์สุดท้าย เฉพาะอิเล็กตรอนของชั้นควอนตัมชั้นนอก (วาเลนซ์อิเล็กตรอน) เท่านั้นที่จะถูกแยกออก สัญลักษณ์ Lewis สำหรับลิเธียมคือ หลี่. การแสดงกราฟิกของการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์:
เบริลเลียม การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์คือ 2s2 ไดอะแกรมอิเล็กทรอนิกส์ของชั้นควอนตัมภายนอก:
บอ การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์คือ 2s22p1 อะตอมโบรอนสามารถเข้าสู่สภาวะตื่นเต้นได้ ไดอะแกรมอิเล็กทรอนิกส์ของชั้นควอนตัมภายนอก:

ในสภาวะที่ตื่นเต้น อะตอมของโบรอนมีอิเลคตรอนสามตัวที่ไม่มีการจับคู่ และสามารถสร้างพันธะเคมีได้สามชนิด: BF3, B2O3 ในกรณีนี้ อะตอมของโบรอนมีวงโคจรอิสระ ซึ่งสามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะโดยกลไกการรับผู้บริจาค คาร์บอน การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์คือ 2s22p2 ไดอะแกรมอิเล็กทรอนิกส์ของชั้นควอนตัมชั้นนอกของอะตอมคาร์บอนในพื้นดินและสถานะตื่นเต้น:

อะตอมของคาร์บอนที่ไม่ถูกกระตุ้นสามารถสร้างพันธะโควาเลนต์ได้สองพันธะผ่านการจับคู่อิเล็กตรอนและอีกพันธะหนึ่งผ่านกลไกผู้บริจาคและตัวรับ ตัวอย่างของสารประกอบดังกล่าวคือ คาร์บอนมอนอกไซด์ (II) ซึ่งมีสูตร CO และเรียกว่าคาร์บอนมอนอกไซด์ โครงสร้างจะกล่าวถึงในรายละเอียดเพิ่มเติมในหัวข้อ 2.1.2 อะตอมของคาร์บอนที่ตื่นเต้นมีเอกลักษณ์เฉพาะ: ออร์บิทัลทั้งหมดของชั้นควอนตัมชั้นนอกนั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนที่ไม่คู่กัน กล่าวคือ มันมีเวเลนซ์ออร์บิทัลและเวเลนซ์อิเล็กตรอนจำนวนเท่ากัน คู่หูในอุดมคติของมันคืออะตอมไฮโดรเจนซึ่งมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัวในวงโคจรเดียว สิ่งนี้อธิบายความสามารถในการสร้างไฮโดรคาร์บอน อะตอมของคาร์บอนมีอิเล็กตรอน 4 ตัวที่ไม่จับคู่กันจะสร้างพันธะเคมีสี่พันธะ: CH4, CF4, CO2 ในโมเลกุลของสารประกอบอินทรีย์ อะตอมของคาร์บอนจะอยู่ในสภาพตื่นเต้นเสมอ:
อะตอมไนโตรเจนไม่สามารถตื่นเต้นได้เพราะ ไม่มีการโคจรอิสระในชั้นควอนตัมชั้นนอก มันสร้างพันธะโควาเลนต์สามพันธะโดยการจับคู่อิเล็กตรอน:
อะตอมของออกซิเจนมีอิเล็กตรอนที่ไม่ได้รับการจับคู่สองตัวในชั้นนอก อะตอมของออกซิเจนจะสร้างพันธะโควาเลนต์สองพันธะ:
นีออน การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์คือ 2s22p6 สัญลักษณ์ลูอิส: แผนภาพอิเล็กทรอนิกส์ของชั้นควอนตัมชั้นนอก:

อะตอมนีออนมีระดับพลังงานภายนอกที่สมบูรณ์และไม่ก่อให้เกิดพันธะเคมีกับอะตอมใดๆ เป็นก๊าซมีตระกูลที่สอง ช่วงที่สามอะตอมขององค์ประกอบทั้งหมดในช่วงที่สามมีสามชั้นควอนตัม การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของระดับพลังงานภายในสองระดับสามารถแสดงเป็น ชั้นอิเล็กตรอนชั้นนอกประกอบด้วยออร์บิทัล 9 ออร์บิทัล ซึ่งบรรจุด้วยอิเล็กตรอน ตามกฎทั่วไป ดังนั้นสำหรับอะตอมโซเดียม การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์จะมีลักษณะดังนี้: 3s1 สำหรับแคลเซียม - 3s2 (ในสถานะตื่นเต้น - 3s13p1) สำหรับอะลูมิเนียม - 3s23p1 (ในสถานะตื่นเต้น - 3s13p2) อะตอมขององค์ประกอบของกลุ่ม V-VII ของช่วงที่สามแตกต่างจากองค์ประกอบของยุคที่สองสามารถมีอยู่ได้ทั้งในสถานะพื้นดินและในสถานะตื่นเต้น ฟอสฟอรัส ฟอสฟอรัสเป็นองค์ประกอบของกลุ่มที่ห้า การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของมันคือ 3s23p3 เช่นเดียวกับไนโตรเจน มันมีอิเล็กตรอนที่ไม่ได้รับการจับคู่สามตัวในระดับพลังงานภายนอกและสร้างพันธะโควาเลนต์สามพันธะ ตัวอย่างคือ ฟอสฟีน ซึ่งมีสูตร PH3 (เปรียบเทียบกับแอมโมเนีย) แต่ฟอสฟอรัสซึ่งแตกต่างจากไนโตรเจนมี d-orbitals อิสระในชั้นควอนตัมชั้นนอกและสามารถเข้าสู่สถานะตื่นเต้นได้ - 3s13p3d1:

สิ่งนี้ให้ความสามารถในการสร้างพันธะโควาเลนต์ห้าพันธะในสารประกอบ เช่น P2O5 และ H3PO4 เป็นต้น

กำมะถัน การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของสถานะภาคพื้นดินคือ 3s23p4 แผนภาพอิเล็กทรอนิกส์:
อย่างไรก็ตาม สามารถตื่นเต้นได้โดยการถ่ายโอนอิเล็กตรอนจาก . ก่อน R- บน d-orbital (สถานะตื่นเต้นครั้งแรก) แล้วกับ ส- บน d-orbital (สถานะตื่นเต้นที่สอง):
ในสถานะตื่นเต้นครั้งแรก อะตอมของกำมะถันจะสร้างพันธะเคมีสี่พันธะในสารประกอบ เช่น SO2 และ H2SO3 สถานะตื่นเต้นที่สองของอะตอมกำมะถันสามารถอธิบายได้โดยใช้แผนภาพอิเล็กทรอนิกส์:

อะตอมของกำมะถันดังกล่าวก่อให้เกิดพันธะเคมีหกพันธะในสารประกอบ SO3 และ H2SO4

1.3.3. การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบขนาดใหญ่ ช่วงเวลา ช่วงที่สี่

ระยะเวลาเริ่มต้นด้วยการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์โพแทสเซียม (19K): 1s22s22p63s23p64s1 หรือ 4s1 และแคลเซียม (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 หรือ 4s2 ดังนั้นตามกฎของ Klechkovsky ระดับย่อย 4s ด้านนอกซึ่งมีพลังงานต่ำกว่าจึงถูกเติมหลังจาก Ar p-orbitals 4s orbital แทรกซึมเข้าไปใกล้นิวเคลียส ระดับย่อย 3 มิติยังคงว่างเปล่า (3d0) เริ่มต้นจากสแกนเดียม 10 องค์ประกอบจะเติมออร์บิทัลของระดับย่อย 3 มิติ เรียกว่า d-องค์ประกอบ

ตามหลักการของการเติมออร์บิทัลตามลำดับอะตอมของโครเมียมควรมีการกำหนดค่าอิเล็กตรอนเป็น 4s23d4 อย่างไรก็ตามมีอิเล็กตรอน "รั่ว" ซึ่งประกอบด้วยการเปลี่ยนอิเล็กตรอน 4s เป็นออร์บิทัล 3 มิติใกล้กับพลังงาน (รูปที่ . 11).

มีการทดลองพิสูจน์แล้วว่าสถานะของอะตอมซึ่ง p-, d-, f-orbitals ถูกเติมครึ่งหนึ่ง (p3, d5, f7) สมบูรณ์ (p6, d10, f14) หรือว่าง (p0, d0 , f0) มีความเสถียรเพิ่มขึ้น ดังนั้น หากอะตอมขาดอิเลคตรอนหนึ่งตัวก่อนจะเสร็จสิ้นครึ่งหรือสิ้นสุดระดับย่อย จะสังเกตเห็น "การรั่วไหล" ของอิเล็กตรอนจากวงโคจรที่เติมไว้ก่อนหน้านี้ (ในกรณีนี้คือ 4 วินาที)

ยกเว้น Cr และ Cu ธาตุทั้งหมดจาก Ca ถึง Zn มีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากันในระดับภายนอก - สอง สิ่งนี้อธิบายการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติที่ค่อนข้างเล็กในชุดของโลหะทรานซิชัน อย่างไรก็ตาม สำหรับองค์ประกอบที่ระบุไว้ ทั้งอิเล็กตรอน 4s ของอิเล็กตรอนภายนอกและ 3d ของระดับย่อยก่อนภายนอกเป็นเวเลนซ์ (ยกเว้นอะตอมของสังกะสีซึ่งระดับพลังงานที่สามเสร็จสมบูรณ์)

	31Ga 4s23d104p1 32G 4s23d104p2 33As 4s23d104p3 34Se 4s23d104p4 35Br 4s23d104p5 36Kr 4s23d104p6

ออร์บิทัล 4d และ 4f ยังคงว่างแม้ว่าช่วงที่สี่จะสิ้นสุด

ช่วงที่ห้า

ลำดับของการเติมออร์บิทัลเหมือนกับในช่วงเวลาก่อนหน้า: ขั้นแรกให้เติมออร์บิทัล 5s ( 37Rb 5s1) จากนั้น 4d และ 5p ( 54Xe 5s24d105p6). ออร์บิทัล 5s และ 4d มีพลังงานอยู่ใกล้กันมากขึ้น ดังนั้นองค์ประกอบ 4d ส่วนใหญ่ (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) มีการเปลี่ยนอิเล็กตรอนจากระดับย่อย 5s เป็น 4d

ช่วงที่หกและเจ็ด

ต่างจากงวดที่ 6 ที่ผ่านมา รวม 32 องค์ประกอบ ซีเซียมและแบเรียมเป็นธาตุ 6s สถานะที่เอื้ออำนวยต่อพลังต่อไปคือ 6p, 4f และ 5d ตรงกันข้ามกับกฎของเคลชคอฟสกี สำหรับแลนทานัม ไม่ใช่ 4f แต่ออร์บิทัล 5d เต็ม ( 57La 6s25d1) แต่องค์ประกอบที่ตามมานั้นมีการเติมระดับย่อย 4f ( 58 Ce 6s24f2) ซึ่งมีสถานะอิเล็กทรอนิกส์ที่เป็นไปได้สิบสี่สถานะ อะตอมจากซีเรียม (Ce) ถึง lutetium (Lu) เรียกว่า lanthanides ซึ่งเป็นองค์ประกอบ f ในชุดของแลนทาไนด์ บางครั้งก็มีอิเล็กตรอน "เกินพิกัด" เช่นเดียวกับในชุดขององค์ประกอบ d เมื่อระดับย่อย 4f เสร็จสิ้น ระดับย่อย 5d (เก้าองค์ประกอบ) จะยังคงถูกเติมเต็มและช่วงที่หกจะเสร็จสมบูรณ์ เช่นเดียวกับช่วงอื่นๆ ยกเว้นองค์ประกอบ p หกองค์ประกอบแรก

ธาตุสองธาตุแรกในช่วงที่เจ็ด ได้แก่ แฟรนเซียมและเรเดียม ตามด้วยธาตุ 6d หนึ่งธาตุ ได้แก่ แอกทิเนียม ( 89ac 7s26d1). Actinium ตามด้วยองค์ประกอบ 5f สิบสี่ - actinides องค์ประกอบ 6d เก้าองค์ประกอบควรเป็นไปตามแอกทิไนด์และองค์ประกอบ p หกองค์ประกอบควรเติมเต็มช่วงเวลา ช่วงที่เจ็ดไม่สมบูรณ์

รูปแบบการพิจารณาของการก่อตัวของคาบของระบบโดยองค์ประกอบและการเติมออร์บิทัลของอะตอมด้วยอิเล็กตรอนแสดงให้เห็นถึงการพึ่งพาอาศัยกันเป็นระยะของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมต่อประจุของนิวเคลียส

ระยะเวลา - นี่คือชุดขององค์ประกอบที่เรียงตามลำดับประจุของนิวเคลียสของอะตอมจากน้อยไปมาก และมีลักษณะเฉพาะด้วยค่าเดียวกันของจำนวนควอนตัมหลักของอิเล็กตรอนภายนอก เมื่อต้นงวด ให้เติม น - และในตอนท้าย - np -ออร์บิทัล (ยกเว้นช่วงแรก) องค์ประกอบเหล่านี้ประกอบเป็นแปดกลุ่มย่อยหลัก (A) ของ D.I. เมนเดเลเยฟ.

กลุ่มย่อยหลัก - เป็นชุดขององค์ประกอบทางเคมีที่อยู่ในแนวตั้งและมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากันในระดับพลังงานภายนอก

ภายในระยะเวลาหนึ่ง เมื่อประจุของนิวเคลียสเพิ่มขึ้นและแรงดึงดูดของอิเล็กตรอนภายนอกเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา รัศมีของอะตอมก็ลดลง ซึ่งจะทำให้โลหะอ่อนตัวลงและวัสดุที่ไม่ใช่โลหะเพิ่มขึ้น คุณสมบัติ. ด้านหลัง รัศมีอะตอมใช้ระยะทางที่คำนวณตามทฤษฎีจากนิวเคลียสไปยังความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงสุดของชั้นควอนตัมชั้นนอก ในกลุ่มจากบนลงล่าง จำนวนระดับพลังงานเพิ่มขึ้น และด้วยเหตุนี้ รัศมีอะตอม ในกรณีนี้ คุณสมบัติของโลหะจะเพิ่มขึ้น คุณสมบัติที่สำคัญของอะตอมซึ่งเปลี่ยนแปลงเป็นระยะขึ้นอยู่กับประจุของนิวเคลียสของอะตอม ยังรวมถึงพลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน ซึ่งจะกล่าวถึงในหัวข้อ 2.2

เบื้องต้น ธาตุในตารางธาตุเคมีโดย D.I. Mendeleev ถูกจัดเรียงตามมวลอะตอมและคุณสมบัติทางเคมี แต่ในความเป็นจริง มันกลับกลายเป็นว่าไม่ใช่มวลของอะตอมที่มีบทบาทชี้ขาด แต่เป็นประจุของนิวเคลียสและจำนวนอิเล็กตรอนใน อะตอมที่เป็นกลาง

สถานะอิเล็กตรอนที่เสถียรที่สุดในอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีสอดคล้องกับพลังงานขั้นต่ำ และสถานะอื่นใดเรียกว่าตื่นเต้น ซึ่งอิเล็กตรอนสามารถเคลื่อนที่ไปยังระดับที่มีพลังงานต่ำกว่าได้เองตามธรรมชาติ

ให้เราพิจารณาว่าอิเล็กตรอนมีการกระจายตัวอย่างไรในอะตอมตามแนวออร์บิทัลเช่น การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมหลายอิเล็กตรอนในสถานะพื้นดิน ในการสร้างโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ ใช้หลักการต่อไปนี้เพื่อเติมออร์บิทัลด้วยอิเล็กตรอน:

- หลักการของ Pauli (ข้อห้าม) - ในอะตอมไม่มีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีเลขควอนตัมทั้ง 4 ชุดเดียวกัน

- หลักการของพลังงานน้อยที่สุด (กฎของ Klechkovsky) - ออร์บิทัลนั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตามลำดับการเพิ่มพลังงานของออร์บิทัล (รูปที่ 1)

ข้าว. 1. การกระจายพลังงานของออร์บิทัลของอะตอมคล้ายไฮโดรเจน n คือเลขควอนตัมหลัก

พลังงานของวงโคจรขึ้นอยู่กับผลรวม (n + l) ออร์บิทัลนั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนโดยเรียงจากน้อยไปมากของผลรวม (n + l) สำหรับออร์โธทัลเหล่านี้ ดังนั้นสำหรับระดับย่อย 3d และ 4s ผลรวม (n + l) จะเท่ากับ 5 และ 4 ตามลำดับ อันเป็นผลมาจากการที่ 4s orbital จะถูกเติมก่อน หากผลรวม (n + l) เท่ากันสำหรับสองออร์บิทัล ออร์บิทัลที่มีค่า n น้อยกว่าจะถูกเติมก่อน ดังนั้นสำหรับออร์บิทัล 3d และ 4p ผลรวม (n + l) จะเท่ากับ 5 สำหรับแต่ละออร์บิทัล แต่ออร์บิทัล 3d จะถูกเติมก่อน ตามกฎเหล่านี้ ลำดับการเติมออร์บิทัลจะเป็นดังนี้:

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

ครอบครัวขององค์ประกอบถูกกำหนดโดยวงโคจรสุดท้ายที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตามพลังงาน อย่างไรก็ตาม ไม่สามารถเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ตามอนุกรมพลังงานได้

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 รายการการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ที่ถูกต้อง

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 รายการการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ที่ไม่ถูกต้อง

สำหรับห้าองค์ประกอบ d แรก เวเลนซ์ (เช่น อิเล็กตรอนที่ก่อพันธะเคมี) คือผลรวมของอิเล็กตรอนใน d และ s ที่เติมด้วยอิเล็กตรอนเป็นลำดับสุดท้าย สำหรับองค์ประกอบ p ความจุคือผลรวมของอิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับย่อย s และ p สำหรับองค์ประกอบ s วาเลนซ์คืออิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับย่อยของระดับพลังงานภายนอก

- กฎของ Hund - ที่ค่า l หนึ่งค่า อิเล็กตรอนจะเติมออร์บิทัลในลักษณะที่สปินทั้งหมดมีค่าสูงสุด (รูปที่ 2)

ข้าว. 2. การเปลี่ยนแปลงพลังงานใน 1s -, 2s - 2p - ออร์บิทัลของอะตอมของช่วงที่ 2 ของระบบธาตุ

ตัวอย่างการสร้างโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

ตัวอย่างการสร้างโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงไว้ในตารางที่ 1

ตารางที่ 1. ตัวอย่างการสร้างโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

	การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์	กฎที่ใช้บังคับ
		หลักการเปาลี กฎเคลชคอฟสกี
		กฎของฮันด์
	1s 2 2s 2 2p 6 4s 1	กฎของ Klechkovsky

คำนิยาม

ฟลูออรีน- องค์ประกอบที่เป็นของกลุ่มฮาโลเจน อโลหะ ตั้งอยู่ในช่วงที่สองของกลุ่มย่อย VII group A

หมายเลขลำดับคือ 9 ประจุของนิวเคลียสคือ +9 น้ำหนักอะตอม - 18.998 อะตอม เป็นนิวไคลด์ที่เสถียรเพียงอย่างเดียวของฟลูออรีน

โครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมฟลูออรีน

อะตอมของฟลูออรีนมีสองเปลือก เช่นเดียวกับองค์ประกอบทั้งหมดที่อยู่ในคาบที่สอง หมายเลขกลุ่ม - VII (ฮาโลเจน) - ระบุว่ามีเวเลนซ์อิเล็กตรอน 7 ตัวในระดับอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกของอะตอมไนโตรเจนและมีเพียงอิเล็กตรอนเดียวที่ขาดหายไปจนกว่าระดับพลังงานภายนอกจะเสร็จสิ้น มีกำลังออกซิไดซ์สูงสุดในบรรดาองค์ประกอบทั้งหมดของตารางธาตุ

ข้าว. 1. ภาพแบบมีเงื่อนไขของโครงสร้างของอะตอมฟลูออรีน

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของสถานะกราวด์เขียนดังนี้:

1s 2 2s 2 2p 5 .

ฟลูออรีนเป็นองค์ประกอบของตระกูลพี แผนภาพพลังงานสำหรับเวเลนซ์อิเล็กตรอนในสถานะไม่ถูกกระตุ้นมีดังนี้:

ฟลูออรีนมีอิเล็กตรอนคู่ 3 คู่และอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่หนึ่งตัว ในสารประกอบทั้งหมด ฟลูออรีนแสดงวาเลนซ์ I และสถานะออกซิเดชัน -1

อันเป็นผลมาจากปฏิสัมพันธ์ ฟลูออรีนเป็นตัวรับอิเล็กตรอน ในกรณีนี้ อะตอมจะเปลี่ยนเป็นไอออนที่มีประจุลบ (F -)

>> เคมี: โครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี

นักฟิสิกส์ชาวสวิส W. Pauli ในปี 1925 ได้กำหนดไว้ว่าในอะตอมในหนึ่งออร์บิทัลจะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัวที่มีการหมุนแบบตรงกันข้าม (antiparallel) (แปลจากภาษาอังกฤษว่า “spindle”) นั่นคือพวกมันมีคุณสมบัติที่สามารถ แสดงตัวเองตามเงื่อนไขเป็นการหมุนของอิเล็กตรอนรอบแกนจินตภาพ: ตามเข็มนาฬิกาหรือทวนเข็มนาฬิกา หลักการนี้เรียกว่าหลักการของเปาลี

หากมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัวในวงโคจรก็จะเรียกว่า unpaired หากมีอิเล็กตรอนคู่กันนั่นคืออิเล็กตรอนที่มีสปินตรงกันข้าม

รูปที่ 5 แสดงไดอะแกรมการแบ่งระดับพลังงานออกเป็นระดับย่อย

s-orbital อย่างที่คุณทราบนั้นเป็นทรงกลม อิเล็กตรอนของอะตอมไฮโดรเจน (s = 1) อยู่บนวงโคจรนี้และไม่มีการจับคู่ ดังนั้นสูตรอิเล็กทรอนิกส์หรือการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์จะถูกเขียนดังนี้: 1s 1 ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ หมายเลขระดับพลังงานจะแสดงด้วยตัวเลขที่อยู่ด้านหน้าตัวอักษร (1 ...) ระดับย่อย (ประเภทวงโคจร) ระบุด้วยตัวอักษรละติน และตัวเลขที่เขียนไว้ทางด้านขวาบนของ ตัวอักษร (เป็นเลขชี้กำลัง) แสดงจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อย

สำหรับอะตอมฮีเลียม เขามีอิเล็กตรอนคู่สองตัวใน s-orbital เดียวกัน สูตรนี้คือ: 1s 2 .

เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมฮีเลียมนั้นสมบูรณ์และเสถียรมาก ฮีเลียมเป็นก๊าซมีตระกูล

ระดับพลังงานที่สอง (n = 2) มีสี่ออร์บิทัล: หนึ่ง s และสาม p อิเล็กตรอน s-orbital ระดับที่สอง (2s-orbitals) มีพลังงานสูงกว่าเนื่องจากอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากกว่าอิเล็กตรอน 1s-orbital (n ​​= 2)

โดยทั่วไป สำหรับทุกค่าของ n จะมีหนึ่ง s-orbital แต่มีพลังงานอิเล็กตรอนอยู่ในนั้นเท่ากัน ดังนั้น ด้วยเส้นผ่านศูนย์กลางที่สอดคล้องกัน จะเพิ่มขึ้นเมื่อค่าของ n เพิ่มขึ้น

p-Orbital มีรูปร่างเหมือนดัมเบลล์หรือเล่มที่แปด p-orbitals ทั้งสามอยู่ในอะตอมในแนวตั้งฉากกันตามพิกัดเชิงพื้นที่ที่ลากผ่านนิวเคลียสของอะตอม ควรเน้นอีกครั้งว่าแต่ละระดับพลังงาน (ชั้นอิเล็กทรอนิกส์) เริ่มต้นจาก n = 2 มี p-orbitals สามตัว เมื่อค่าของ n เพิ่มขึ้น อิเล็กตรอนจะครอบครอง p-orbitals ซึ่งอยู่ห่างจากนิวเคลียสเป็นระยะทางไกลและมุ่งไปตามแกน x, y และ z

สำหรับองค์ประกอบของคาบที่สอง (n = 2) หนึ่งอันแรกจะถูกเติม β-orbital และ p-orbital สามอัน สูตรอิเล็กทรอนิกส์ 1l: 1s 2 2s 1 อิเล็กตรอนถูกผูกมัดกับนิวเคลียสของอะตอมที่อ่อนแอกว่า ดังนั้นอะตอมลิเธียมจึงสามารถปลดปล่อยมันออกไปได้อย่างง่ายดาย (อย่างที่คุณอาจจำได้ กระบวนการนี้เรียกว่าออกซิเดชัน) กลายเป็น Li + ไอออน

ในอะตอมเบริลเลียม Be 0 อิเล็กตรอนที่สี่ยังอยู่ในวงโคจร 2s: 1s 2 2s 2 . อิเล็กตรอนชั้นนอกสองตัวของอะตอมเบริลเลียมนั้นแยกออกได้ง่าย - Be 0 ถูกออกซิไดซ์เป็นไอออนบวก Be 2+

ที่อะตอมโบรอน อิเล็กตรอนตัวที่ห้ามีวงโคจร 2p: 1s 2 2s 2 2p 1 นอกจากนี้ อะตอม C, N, O, E ยังเต็มไปด้วยออร์บิทัล 2p ซึ่งลงท้ายด้วยแก๊สมีตระกูลนีออน: 1s 2 2s 2 2p 6

สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่สาม Sv- และ Sp-orbitals จะถูกเติมตามลำดับ ห้า d-orbitals ของระดับที่สามยังคงว่างอยู่:

11 นา 1s 2 2s 2 Sv1; 17C11v22822r63r5; 18อ.ป^ย^3p6.

บางครั้งในไดอะแกรมที่แสดงการกระจายของอิเล็กตรอนในอะตอม จะระบุเฉพาะจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงาน กล่าวคือ พวกเขาเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี ตรงกันข้ามกับสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบเต็มที่ให้ไว้ข้างต้น

สำหรับองค์ประกอบของคาบขนาดใหญ่ (ที่สี่และห้า) อิเล็กตรอนสองตัวแรกครอบครองออร์บิทัลที่ 4 และ 5 ตามลำดับ: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2 เริ่มจากองค์ประกอบที่สามของแต่ละช่วงเวลาขนาดใหญ่ อิเล็กตรอนสิบตัวถัดไปจะไปที่ออร์บิทัล 3d และ 4d ก่อนหน้าตามลำดับ (สำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยทุติยภูมิ): 23 V 2, 8 , 11, 2; 26 ตริ 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2 ตามกฎแล้ว เมื่อระดับ d-sub ก่อนหน้าถูกเติม ระดับ p-sub ด้านนอก (4p- และ 5p ตามลำดับ) จะเริ่มเติม

สำหรับองค์ประกอบของช่วงเวลาขนาดใหญ่ - ที่หกและที่เจ็ดที่ไม่สมบูรณ์ - ระดับอิเล็กทรอนิกส์และระดับย่อยจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตามกฎดังต่อไปนี้: อิเล็กตรอนสองตัวแรกจะไปที่ระดับย่อยβ-sub: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; อิเล็กตรอนตัวถัดไป (สำหรับ Na และ Ac) ไปยังอิเล็กตรอนก่อนหน้า (p-sublevel: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 และ 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2

จากนั้นอิเล็กตรอน 14 ตัวถัดไปจะไปที่ระดับพลังงานที่สามจากภายนอกในออร์บิทัล 4f และ 5f ตามลำดับสำหรับแลนทาไนด์และแอคติไนด์

จากนั้นระดับพลังงานภายนอกที่สอง (d-sublevel) จะเริ่มสร้างขึ้นอีกครั้ง: สำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยรอง: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - และสุดท้ายหลังจากเติมอิเล็กตรอนครบสิบอิเล็กตรอนของระดับปัจจุบันจนเต็มแล้ว p-sublevel ภายนอกจะถูกเติมอีกครั้ง:

86 ร.2,8,18,32,18,8

บ่อยครั้งที่โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมนั้นแสดงโดยใช้พลังงานหรือเซลล์ควอนตัม - พวกเขาเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์กราฟิกที่เรียกว่า สำหรับเรกคอร์ดนี้ จะใช้สัญกรณ์ต่อไปนี้: แต่ละเซลล์ควอนตัมแสดงด้วยเซลล์ที่สอดคล้องกับหนึ่งออร์บิทัล อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะถูกระบุด้วยลูกศรที่สอดคล้องกับทิศทางของการหมุน เมื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิก ควรจำกฎสองข้อ: หลักการ Pauli ตามที่มีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัวในเซลล์ (ออร์บิทัล แต่มีสปินตรงกันข้าม) และกฎของ F. Hund ตามอิเล็กตรอน ครอบครองเซลล์อิสระ (orbitals) อยู่ในเซลล์แรกในแต่ละครั้งและในเวลาเดียวกันมีค่าการหมุนเท่ากันจากนั้นจึงจับคู่ แต่สปินในกรณีนี้ตามหลักการของ Pauli จะเป็นไปแล้ว ทิศทางตรงกันข้าม

โดยสรุป ให้เราพิจารณาการทำแผนที่ของการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบในช่วงเวลาของระบบ D.I. Mendeleev อีกครั้ง แบบแผนของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายของอิเล็กตรอนผ่านชั้นอิเล็กทรอนิกส์ (ระดับพลังงาน)

ในอะตอมของฮีเลียม ชั้นอิเล็กตรอนแรกจะเสร็จสมบูรณ์ - มี 2 อิเล็กตรอน

ไฮโดรเจนและฮีเลียมเป็นองค์ประกอบ s อะตอมเหล่านี้มี s-orbital ที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

องค์ประกอบของยุคที่สอง

สำหรับองค์ประกอบทั้งหมดของช่วงที่สอง ชั้นอิเล็กตรอนแรกจะเต็ม และอิเล็กตรอนเติม e- และ p-orbitals ของชั้นอิเล็กตรอนที่สองตามหลักการของพลังงานน้อยที่สุด (s- แรกแล้ว p) และกฎ ของ Pauli และ Hund (ตารางที่ 2)

ในอะตอมของนีออน ชั้นอิเล็กตรอนที่สองเสร็จสมบูรณ์ - มี 8 อิเล็กตรอน

ตารางที่ 2 โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมของธาตุในช่วงที่สอง

ท้ายตาราง. 2

Li, Be - ในองค์ประกอบ

B, C, N, O, F, Ne - p-elements อะตอมเหล่านี้เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน p-orbitals

องค์ประกอบของยุคที่สาม

สำหรับอะตอมของธาตุในช่วงที่สาม ชั้นอิเล็กตรอนที่หนึ่งและชั้นที่สองจะสมบูรณ์ ดังนั้น ชั้นอิเล็กตรอนที่สามจึงเต็ม ซึ่งอิเล็กตรอนสามารถครอบครองชั้นย่อย 3s, 3p และ 3d (ตารางที่ 3)

ตารางที่ 3 โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมของธาตุในช่วงที่สาม

การโคจรของอิเล็กตรอน 3 วินาทีเสร็จสมบูรณ์ที่อะตอมแมกนีเซียม องค์ประกอบ Na และ Mg-s

มีอิเล็กตรอนอยู่ 8 ตัวในชั้นนอก (ชั้นอิเล็กตรอนที่สาม) ในอะตอมอาร์กอน ในชั้นนอกสุดก็เสร็จสมบูรณ์ แต่โดยรวมแล้ว ในชั้นอิเล็กตรอนที่สาม อย่างที่คุณทราบแล้วว่าสามารถมีอิเล็กตรอนได้ 18 ตัว ซึ่งหมายความว่าองค์ประกอบของช่วงที่สามมีออร์บิทัล 3 มิติที่ไม่ได้รับการเติม

องค์ประกอบทั้งหมดจาก Al ถึง Ag เป็นองค์ประกอบ p s- และ p-elements สร้างกลุ่มย่อยหลักในระบบธาตุ

ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ปรากฏขึ้นที่อะตอมโพแทสเซียมและแคลเซียม และเติมระดับย่อย 4s (ตารางที่ 4) เนื่องจากมีพลังงานต่ำกว่าระดับย่อย 3d เพื่อลดความซับซ้อนของสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิกของอะตอมขององค์ประกอบในช่วงที่สี่: 1) ให้ระบุสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิกของอาร์กอนตามเงื่อนไข:
อาร์;

2) เราจะไม่พรรณนาถึงระดับย่อยที่ไม่ได้เติมสำหรับอะตอมเหล่านี้

ตารางที่ 4 โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมของธาตุในช่วงที่สี่

K, Ca - s-elements รวมอยู่ในกลุ่มย่อยหลัก สำหรับอะตอมจาก Sc ถึง Zn ระดับย่อย 3 มิติจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน เหล่านี้เป็นองค์ประกอบ 3 มิติ พวกมันถูกรวมอยู่ในกลุ่มย่อยรอง เติมชั้นอิเล็กตรอนภายนอกของพวกมัน พวกมันถูกเรียกว่าองค์ประกอบทรานซิชัน

ให้ความสนใจกับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมโครเมียมและทองแดง ในนั้นเกิด "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากระดับย่อย 4n- ถึง 3d ซึ่งอธิบายโดยความเสถียรทางพลังงานที่มากขึ้นของการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ที่เป็นผลลัพธ์ 3d 5 และ 3d 10:

ในอะตอมของสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนที่สามเสร็จสมบูรณ์ - ระดับย่อย 3s, 3p และ 3d ทั้งหมดถูกเติมเข้าไป รวมแล้วมีอิเล็กตรอน 18 ตัวอยู่บนนั้น

ในองค์ประกอบที่ตามมาหลังสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ยังคงถูกเติมต่อไป ระดับย่อย 4p: องค์ประกอบจาก Ga ถึง Kr เป็นองค์ประกอบ p

ชั้นนอก (ที่สี่) ของอะตอมคริปทอนนั้นสมบูรณ์และมีอิเล็กตรอน 8 ตัว แต่ในชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ อย่างที่คุณทราบ มีอิเล็กตรอนได้ 32 ตัว ระดับย่อย 4d และ 4f ของอะตอมคริปทอนยังคงไม่ได้รับการเติมเต็ม

องค์ประกอบของช่วงที่ห้ากำลังเติมระดับย่อยในลำดับต่อไปนี้: 5s-> 4d -> 5p และยังมีข้อยกเว้นที่เกี่ยวข้องกับ "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอนใน 41 Nb, 42 MO เป็นต้น

ในช่วงที่หกและเจ็ด องค์ประกอบจะปรากฏขึ้น นั่นคือองค์ประกอบที่ระดับย่อย 4f และ 5f ของชั้นอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกที่สามถูกเติมตามลำดับ

องค์ประกอบ 4f เรียกว่าแลนทาไนด์

องค์ประกอบ 5f เรียกว่าแอคติไนด์

ลำดับของการเติมระดับย่อยทางอิเล็กทรอนิกส์ในอะตอมขององค์ประกอบในช่วงที่หก: 55 Сs และ 56 Ва - 6s-elements;

57 ลา... 6s 2 5d 1 - 5d องค์ประกอบ; 58 Ce - 71 Lu - องค์ประกอบ 4f; 72 Hf - 80 Hg - 5d องค์ประกอบ; 81 Tl- 86 Rn - 6p-องค์ประกอบ แต่ถึงกระนั้นก็มีองค์ประกอบที่ลำดับการเติมออร์บิทัลอิเล็กทรอนิกส์ "ละเมิด" ซึ่งตัวอย่างเช่นมีความเกี่ยวข้องกับความเสถียรทางพลังงานที่มากขึ้นของระดับย่อย f ครึ่งหนึ่งและเติมเต็มอย่างสมบูรณ์นั่นคือ nf 7 และ nf 14

องค์ประกอบทั้งหมดตามที่คุณเข้าใจแล้วแบ่งออกเป็นสี่กลุ่มหรือกลุ่มอิเล็กทรอนิกส์ทั้งนี้ขึ้นอยู่กับระดับย่อยของอะตอมที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน (รูปที่ 7)

1) s-องค์ประกอบ; β-sublevel ของระดับชั้นนอกของอะตอมนั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบ s ได้แก่ ไฮโดรเจน ฮีเลียม และองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม I และ II

2) องค์ประกอบ p; p-sublevel ของระดับชั้นนอกของอะตอมนั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบ p รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม III-VIII

3) d-องค์ประกอบ; d-sublevel ของระดับ preexternal ของอะตอมนั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบ d รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยรองของกลุ่ม I-VIII นั่นคือองค์ประกอบของทศวรรษ intercalary ของช่วงเวลาขนาดใหญ่ซึ่งอยู่ระหว่างองค์ประกอบ s- และ p พวกเขาจะเรียกว่าองค์ประกอบการเปลี่ยนแปลง

4) องค์ประกอบ f ระดับ f-sub ของระดับภายนอกที่สามของอะตอมนั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน เหล่านี้รวมถึงแลนทาไนด์และแอคติไนด์

1. จะเกิดอะไรขึ้นหากไม่เคารพหลักการของเปาลี

2. จะเกิดอะไรขึ้นหากไม่เคารพกฎของ Hund?

3. ทำไดอะแกรมของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ สูตรอิเล็กทรอนิกส์ และกราฟิกสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีต่อไปนี้: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra

4. เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์สำหรับองค์ประกอบ #110 โดยใช้สัญลักษณ์สำหรับก๊าซมีตระกูลที่เกี่ยวข้อง

เนื้อหาบทเรียน สรุปบทเรียนสนับสนุนการนำเสนอบทเรียนกรอบแบบเร่งรัด เทคโนโลยีแบบโต้ตอบ ฝึกฝน งานและแบบฝึกหัด เวิร์คช็อป สอบด้วยตนเอง อบรม เคส เควส การบ้าน คำถาม อภิปราย คำถามเชิงวาทศิลป์จากนักเรียน ภาพประกอบ เสียง คลิปวิดีโอ และมัลติมีเดียรูปถ่าย, รูปภาพกราฟิก, ตาราง, อารมณ์ขันแบบแผน, เกร็ดเล็กเกร็ดน้อย, เรื่องตลก, อุปมาการ์ตูน, คำพูด, ปริศนาอักษรไขว้, คำพูด ส่วนเสริม บทคัดย่อชิปบทความสำหรับแผ่นโกงที่อยากรู้อยากเห็น ตำราพื้นฐานและคำศัพท์เพิ่มเติมอื่น ๆ การปรับปรุงตำราและบทเรียนแก้ไขข้อผิดพลาดในตำราเรียนการปรับปรุงชิ้นส่วนในตำราองค์ประกอบนวัตกรรมในบทเรียนแทนที่ความรู้ที่ล้าสมัยด้วยความรู้ใหม่ สำหรับครูเท่านั้น บทเรียนที่สมบูรณ์แบบแผนปฏิทินสำหรับปี ข้อเสนอแนะเชิงระเบียบวิธีของโปรแกรมสนทนา บทเรียนแบบบูรณาการ

การกระจายตัวของอิเล็กตรอนเหนือ AO ต่างๆ เรียกว่า โครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม. การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่มีพลังงานต่ำสุดสอดคล้องกับ สภาพพื้นฐานอะตอม การกำหนดค่าที่เหลืออ้างถึง รัฐตื่นเต้น.

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงได้สองวิธี - ในรูปแบบของสูตรอิเล็กทรอนิกส์และไดอะแกรมการเลี้ยวเบนของอิเล็กตรอน เมื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ จะใช้เลขควอนตัมหลักและออร์บิทัล ระดับย่อยแสดงด้วยหมายเลขควอนตัมหลัก (ตัวเลข) และหมายเลขควอนตัมออร์บิทัล (ตัวอักษรที่สอดคล้องกัน) จำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อยเป็นตัวยก ตัวอย่างเช่น สำหรับสถานะพื้นของอะตอมไฮโดรเจน สูตรอิเล็กทรอนิกส์คือ: 1 ส 1 .

โครงสร้างของระดับอิเล็กทรอนิกส์สามารถอธิบายได้อย่างสมบูรณ์ยิ่งขึ้นโดยใช้ไดอะแกรมการเลี้ยวเบนของอิเล็กตรอน ซึ่งการกระจายเหนือระดับย่อยจะแสดงในรูปของเซลล์ควอนตัม ในกรณีนี้ ออร์บิทัลจะถูกวาดตามอัตภาพเป็นสี่เหลี่ยมจัตุรัส ใกล้กับตำแหน่งที่อยู่ระดับย่อย ระดับย่อยในแต่ละระดับควรมีความสูงชดเชยเล็กน้อย เนื่องจากพลังงานต่างกันบ้าง อิเล็กตรอนจะแสดงด้วยลูกศรหรือ ↓ ขึ้นอยู่กับเครื่องหมายของหมายเลขสปินควอนตัม แผนภาพการเลี้ยวเบนของอิเล็กตรอนของอะตอมไฮโดรเจน:

หลักการของการสร้างโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมหลายอิเล็กตรอนคือการเพิ่มโปรตอนและอิเล็กตรอนลงในอะตอมไฮโดรเจน การกระจายอิเล็กตรอนเหนือระดับพลังงานและระดับย่อยเป็นไปตามกฎที่พิจารณาก่อนหน้านี้: หลักการของพลังงานน้อยที่สุด หลักการ Pauli และกฎของ Hund

โดยคำนึงถึงโครงสร้างของการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม องค์ประกอบที่รู้จักทั้งหมด ตามค่าของหมายเลขควอนตัมโคจรของระดับย่อยที่เติมล่าสุด สามารถแบ่งออกเป็นสี่กลุ่ม: ส-องค์ประกอบ พี-องค์ประกอบ d-องค์ประกอบ ฉ-องค์ประกอบ

ในอะตอมฮีเลียม เขา (Z=2) อิเล็กตรอนตัวที่สองครอบครอง1 ส-ออร์บิทัล สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของมัน: 1 ส 2. แผนภาพอิเล็กโทรกราฟ:

ฮีเลียมสิ้นสุดช่วงเวลาที่สั้นที่สุดของตารางธาตุของธาตุ การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ของฮีเลียมแสดงไว้

ช่วงที่สองเปิดลิเธียม Li (Z=3) สูตรอิเล็กทรอนิกส์:
แผนภาพอิเล็กโทรกราฟ:

ต่อไปนี้คือไดอะแกรมการเลี้ยวเบนของอิเล็กตรอนแบบง่ายของอะตอมของธาตุที่มีออร์บิทัลระดับพลังงานเดียวกันอยู่ที่ความสูงเท่ากัน ไม่แสดงระดับย่อยภายในที่เติมอย่างสมบูรณ์

ลิเธียมตามด้วยเบริลเลียมบี (Z=4) ซึ่งอิเล็กตรอนเพิ่มเติมเติม 2 ส-ออร์บิทัล สูตรอิเล็กทรอนิกส์ Be: 2 ส 2

ในสภาพพื้นดิน อิเล็กตรอนโบรอนตัวต่อไป B (z=5) ครอบครอง2 R-ออร์บิทัล V:1 ส 2 2ส 2 2พีหนึ่ง ; รูปแบบการเลี้ยวเบนของอิเล็กตรอน:

ห้าองค์ประกอบต่อไปนี้มีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์:

C (Z=6): 2 ส 2 2พี 2N (Z=7): 2 ส 2 2พี 3

O (Z=8): 2 ส 2 2พี 4 F (Z=9): 2 ส 2 2พี 5

เน (Z=10): 2 ส 2 2พี 6

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่กำหนดจะถูกกำหนดโดยกฎของ Hund

ระดับพลังงานที่หนึ่งและสองของนีออนเต็มไปหมด มากำหนดโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์กันเถอะ และเราจะใช้ต่อไปเพื่อความกระชับในการบันทึกสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุ

โซเดียมนา (Z=11) และ Mg (Z=12) เปิดช่วงที่สาม อิเล็กตรอนภายนอกครอบครอง3 ส-ออร์บิทัล:

นา (Z=11): 3 ส 1

มก. (Z=12): 3 ส 2

จากนั้นเริ่มด้วยอะลูมิเนียม (Z=13), 3 R-ระดับย่อย ช่วงที่สามลงท้ายด้วยอาร์กอน Ar (Z=18):

อัล (Z=13): 3 ส 2 3พี 1

อา (Z=18): 3 ส 2 3พี 6

องค์ประกอบของช่วงที่สามแตกต่างจากองค์ประกอบของช่วงที่สองโดยมีอิสระ 3 d-ออร์บิทัลที่สามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมี สิ่งนี้อธิบายสถานะความจุที่แสดงโดยองค์ประกอบ

ในงวดที่ 4 ตามกฎ ( น+l) ในโพแทสเซียม K (Z=19) และแคลเซียม Ca (Z=20) อิเล็กตรอนครอบครอง4 ส- ระดับย่อย ไม่ใช่ 3 d. เริ่มต้นด้วย scandium Sc (Z=21) และลงท้ายด้วย zinc Zn (Z=30), 3 d- ระดับย่อย:

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ d- องค์ประกอบสามารถแสดงในรูปแบบไอออนิก: ระดับย่อยจะแสดงตามลำดับจากน้อยไปหามากของจำนวนควอนตัมหลักและที่ค่าคงที่ น– ตามลำดับการเพิ่มจำนวนควอนตัมการโคจร ตัวอย่างเช่น สำหรับ Zn รายการดังกล่าวจะมีลักษณะดังนี้:
ทั้งสองรายการมีค่าเท่ากัน แต่สูตรสังกะสีที่ให้ไว้ก่อนหน้านี้สะท้อนถึงลำดับการเติมระดับย่อยอย่างถูกต้อง

แถว 3 d-องค์ประกอบในโครเมียม Cr (Z=24) มีการเบี่ยงเบนจากกฎ ( น+l). ตามกฎนี้ การกำหนดค่า Cr ควรมีลักษณะดังนี้:
การกำหนดค่าที่แท้จริงของมันคือ
บางครั้งผลกระทบนี้เรียกว่า "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอน เอฟเฟกต์ที่คล้ายกันอธิบายโดยความเสถียรที่เพิ่มขึ้นครึ่งหนึ่ง ( พี 3 , d 5 , ฉ 7) และอย่างสมบูรณ์ ( พี 6 , d 10 , ฉ 14) เสร็จสิ้นระดับย่อย

การเบี่ยงเบนจากกฎ ( น+l) ยังพบเห็นในองค์ประกอบอื่นๆ (ตารางที่ 2) นี่เป็นเพราะความจริงที่ว่าเมื่อเลขควอนตัมหลักเพิ่มขึ้น ความแตกต่างระหว่างพลังงานของระดับย่อยจะลดลง

ถัดมาเติม4 พี-ระดับย่อย (Ga - Kr). ช่วงที่สี่มีเพียง 18 องค์ประกอบ ในทำนองเดียวกันกรอก5 ส-, 4d- และ 5 พี- ระดับย่อยของ 18 องค์ประกอบของช่วงที่ห้า โปรดทราบว่าพลังงาน 5 ส- และ 4 d-ระดับย่อยอยู่ใกล้กันมาก และอิเล็กตรอนที่มี 5 ส- ระดับย่อยสามารถไปที่4 .ได้อย่างง่ายดาย d-ระดับย่อย เมื่อวันที่ 5 ส-sublevel Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag มีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียว ในสภาพพื้นฐาน5 ส- Pd ระดับย่อยไม่เต็ม มีการสังเกต "การจุ่ม" ของอิเล็กตรอนสองตัว

ตารางที่ 2

ข้อยกเว้นจาก ( น+l) – กฎสำหรับ 86 องค์ประกอบแรก

	การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์
	ตามกฎ ( น+l)	แท้จริง
	4ส 2 3d 4 4ส 2 3d 9 5ส 2 4d 3 5ส 2 4d 4 5ส 2 4d 5 5ส 2 4d 6 5ส 2 4d 7 5ส 2 4d 8 5ส 2 4d 9 6ส 2 4ฉ 1 5d 0 6ส 2 4ฉ 2 5d 0 6ส 2 4ฉ 8 5d 0 6ส 2 4ฉ 14 5d 7 6ส 2 4ฉ 14 5d 8 6ส 2 4ฉ 14 5d 9	4ส 1 3d 5 4ส 1 3d 10 5ส 1 4d 4 5ส 1 4d 5 5ส 1 4d 6 5ส 1 4d 7 5ส 1 4d 8 5ส 0 4d 10 5ส 1 4d 10 6ส 2 4ฉ 0 5d 1 6ส 2 4ฉ 1 5d 1 6ส 2 4ฉ 7 5d 1 6ส 0 4ฉ 14 5d 9 6ส 1 4ฉ 14 5d 9 6ส 1 4ฉ 14 5d 10

ในช่วงที่หกหลังจากกรอก6 ส-ระดับย่อยของซีเซียม Cs (Z=55) และแบเรียม Ba (Z=56) อิเล็กตรอนตัวต่อไปตามกฎ ( น+l) ควรใช้ 4 ฉ-ระดับย่อย อย่างไรก็ตามในแลนทานัมลา (Z=57) อิเล็กตรอนจะเข้าสู่5 d-ระดับย่อย เติมครึ่งหนึ่ง (4 ฉ 7) 4ฉ-ระดับย่อยมีความเสถียรเพิ่มขึ้น ดังนั้น แกโดลิเนียม Gd (Z=64) ตามยูโรเพียม Eu (Z=63) โดย 4 ฉ-sublevel รักษาจำนวนอิเล็กตรอนก่อนหน้า (7) และอิเล็กตรอนใหม่มาถึง5 d-sublevel ละเมิดกฎ ( น+l). ในเทอร์เบียม Tb (Z=65) อิเล็กตรอนตัวต่อไปครอบครอง4 ฉ-sublevel และมีการเปลี่ยนอิเล็กตรอนจาก 5 d- ระดับย่อย (การกำหนดค่า 4 ฉ 9 6ส 2). เติม4 ฉ-sublevel สิ้นสุดที่ ytterbium Yb (Z=70) อิเล็กตรอนตัวต่อไปของลูเทเทียมอะตอม Lu ครอบครอง5 d-ระดับย่อย โครงแบบอิเล็กทรอนิกส์แตกต่างจากอะตอมแลนทานัมโดยเติม 4 . ให้สมบูรณ์เท่านั้น ฉ-ระดับย่อย

ปัจจุบันในระบบธาตุ D.I. Mendeleev ภายใต้ scandium Sc และ yttrium Y, lutetium (แทนที่จะเป็นแลนทานัม) บางครั้งจะอยู่ในตำแหน่งแรก d-ธาตุและธาตุทั้ง 14 ข้างหน้า ได้แก่ แลนทานัม จัดอยู่ในกลุ่มพิเศษ แลนทาไนด์นอกเหนือจากตารางธาตุ

คุณสมบัติทางเคมีขององค์ประกอบส่วนใหญ่ถูกกำหนดโดยโครงสร้างของระดับอิเล็กทรอนิกส์ภายนอก การเปลี่ยนแปลงจำนวนอิเล็กตรอนในสามนอก4 ฉ- ระดับย่อยมีผลเพียงเล็กน้อยต่อคุณสมบัติทางเคมีของธาตุ ดังนั้นทั้งหมด4 ฉองค์ประกอบมีความคล้ายคลึงกันในคุณสมบัติของมัน จากนั้นในคาบที่หกจะมีการเติม5 d-sublevel (Hf - Hg) และ 6 พี-ระดับย่อย (Tl - Rn).

ในรัชกาลที่เจ็ด ๗ ส-sublevel เต็มไปด้วย francium Fr (Z=87) และเรเดียม Ra (Z=88) แอกทิเนียมมีส่วนเบี่ยงเบนจากกฎ ( น+l) และอิเล็กตรอนตัวต่อไปจะมี 6 d- ระดับย่อย ไม่ใช่ 5 ฉ. ตามด้วยกลุ่มขององค์ประกอบ (Th - No) ที่มีการเติม 5 ฉ-ระดับย่อยที่สร้างครอบครัว แอคติไนด์. โปรดทราบว่า6 d- และ 5 ฉ- ระดับย่อยมีพลังงานใกล้เคียงที่การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแอคติไนด์มักจะไม่ปฏิบัติตามกฎ ( น+l). แต่ในกรณีนี้ ค่าการกำหนดค่าที่แน่นอนคือ 5 ฉ t 5d ม ไม่สำคัญนักเนื่องจากมีผลค่อนข้างอ่อนต่อคุณสมบัติทางเคมีของธาตุ

Lawrencium Lr (Z=103) มีอิเล็กตรอนใหม่ที่ 6 d-ระดับย่อย องค์ประกอบนี้บางครั้งถูกวางไว้ในตารางธาตุภายใต้ลูทีเซียม งวดที่เจ็ดไม่เสร็จ องค์ประกอบ 104 – 109 ไม่เสถียรและคุณสมบัติไม่ค่อยเป็นที่รู้จัก ดังนั้น เมื่อประจุของนิวเคลียสเพิ่มขึ้น โครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ที่คล้ายกันของระดับชั้นนอกจะถูกทำซ้ำเป็นระยะ ในเรื่องนี้เราควรคาดหวังการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติต่าง ๆ ขององค์ประกอบเป็นระยะ

การเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีเป็นระยะ

คุณสมบัติทางเคมีของอะตอมของธาตุจะปรากฏในระหว่างการมีปฏิสัมพันธ์ ประเภทของการกำหนดค่าระดับพลังงานภายนอกของอะตอมจะกำหนดคุณสมบัติหลักของพฤติกรรมทางเคมีของอะตอม

ลักษณะของอะตอมของแต่ละธาตุที่กำหนดพฤติกรรมในปฏิกิริยาเคมี ได้แก่ พลังงานไอออไนเซชัน ความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน อิเล็กโตรเนกาติวีตี้

พลังงานไอออไนเซชันเป็นพลังงานที่จำเป็นในการแยกและกำจัดอิเล็กตรอนออกจากอะตอม ยิ่งพลังงานไอออไนเซชันต่ำเท่าใด พลังรีดิวซ์ของอะตอมก็จะยิ่งสูงขึ้น ดังนั้นพลังงานไอออไนเซชันจึงเป็นตัววัดความสามารถในการรีดิวซ์ของอะตอม

พลังงานไอออไนเซชันที่จำเป็นในการแยกอิเล็กตรอนตัวแรกเรียกว่าพลังงานไอออไนเซชันแรก I 1 พลังงานที่จำเป็นในการแยกอิเล็กตรอนตัวที่สองเรียกว่าพลังงานไอออไนเซชันที่สอง I 2 เป็นต้น ในกรณีนี้จะเกิดความไม่เท่าเทียมกันดังต่อไปนี้

ฉัน 1< I 2 < I 3 .

การหลุดออกและการกำจัดอิเล็กตรอนออกจากอะตอมที่เป็นกลางเกิดขึ้นได้ง่ายกว่าจากไอออนที่มีประจุ

ค่าสูงสุดของพลังงานไอออไนเซชันสอดคล้องกับก๊าซมีตระกูล โลหะอัลคาไลมีค่าต่ำสุดของพลังงานไอออไนซ์

ภายในช่วงหนึ่ง พลังงานไอออไนเซชันจะแปรผันแบบไม่โมโนโทน ในขั้นต้น จะลดลงเมื่อย้ายจากองค์ประกอบ s ไปยังองค์ประกอบ p แรก จากนั้นในองค์ประกอบ p ที่ตามมา จะเพิ่มขึ้น

ภายในกลุ่มหนึ่ง เมื่อเลขลำดับของธาตุเพิ่มขึ้น พลังงานไอออไนเซชันจะลดลง ซึ่งเป็นผลมาจากระยะห่างระหว่างระดับชั้นนอกกับนิวเคลียสเพิ่มขึ้น

ความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนคือพลังงาน (แสดงโดย E) ที่ปล่อยออกมาเมื่ออิเล็กตรอนถูกยึดติดกับอะตอม เมื่ออะตอมรับอิเล็กตรอน ก็จะกลายเป็นไอออนที่มีประจุลบ ความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนในช่วงเวลาหนึ่งเพิ่มขึ้นในขณะที่ในกลุ่มจะลดลง

ฮาโลเจนมีความสัมพันธ์ใกล้ชิดกับอิเล็กตรอนสูงสุด โดยการติดอิเลคตรอนที่หายไปเพื่อทำให้เปลือกสมบูรณ์ พวกมันจะได้โครงสร้างที่สมบูรณ์ของอะตอมของแก๊สมีตระกูล

อิเล็กโตรเนกาติวีตี้เป็นผลรวมของพลังงานไอออไนซ์และความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน

อิเล็กโตรเนกาติวีตี้เพิ่มขึ้นตามระยะเวลาหนึ่งและลดลงด้วยกลุ่มย่อย

อะตอมและไอออนไม่มีขอบเขตที่กำหนดไว้อย่างเคร่งครัดเนื่องจากลักษณะคลื่นของอิเล็กตรอน ดังนั้นรัศมีของอะตอมและไอออนจึงถูกกำหนดตามเงื่อนไข

การเพิ่มขึ้นสูงสุดของรัศมีของอะตอมนั้นสังเกตได้จากองค์ประกอบของคาบเล็ก ๆ ซึ่งเติมเฉพาะระดับพลังงานภายนอกเท่านั้นซึ่งเป็นเรื่องปกติสำหรับองค์ประกอบ s- และ p สำหรับองค์ประกอบ d และ f จะสังเกตเห็นการเพิ่มขึ้นของรัศมีที่นุ่มนวลขึ้นพร้อมกับประจุนิวเคลียร์ที่เพิ่มขึ้น

ภายในกลุ่มย่อย รัศมีอะตอมจะเพิ่มขึ้นตามจำนวนระดับพลังงานที่เพิ่มขึ้น