การเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของธาตุ

คำนิยาม

สูตรอิเล็กทรอนิกส์(โครงร่าง) ของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี แสดงการจัดเรียงของอิเล็กตรอนบนเปลือกอิเล็กตรอน (ระดับและระดับย่อย) ในอะตอมหรือโมเลกุล

ส่วนใหญ่แล้ว สูตรอิเล็กทรอนิกส์จะเขียนขึ้นสำหรับอะตอมในพื้นดินหรือในสภาวะตื่นเต้น และสำหรับไอออน

มีกฎหลายข้อที่ต้องนำมาพิจารณาเมื่อรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี นี่คือหลักการของ Pauli กฎของ Kleczkowski หรือกฎของ Hund

เมื่อรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ควรคำนึงถึงว่าหมายเลขคาบขององค์ประกอบทางเคมีจะกำหนดจำนวนระดับพลังงาน (เปลือก) ในอะตอมและหมายเลขซีเรียลจะกำหนดจำนวนอิเล็กตรอน

ตาม กฎของเคลชคอฟสกี้การเติมระดับพลังงานเกิดขึ้นตามลำดับที่เพิ่มขึ้นของผลรวมของตัวเลขควอนตัมหลักและวงโคจร (n + l) และด้วยค่าที่เท่ากันของผลรวมนี้ - ตามลำดับที่เพิ่มขึ้นของ n:

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

ดังนั้น ค่า n + l = 5 จึงสอดคล้องกับระดับย่อยพลังงาน 3d (n = 3, l=2), 4d (n=4, l=1) และ 5s (n=5, l =0) ระดับย่อยแรกของระดับย่อยเหล่านี้จะถูกเติมด้วยระดับย่อยที่มีค่าต่ำกว่าของเลขควอนตัมหลัก

พฤติกรรมของอิเล็กตรอนในอะตอมอยู่ภายใต้หลักการยกเว้น ซึ่งกำหนดโดยนักวิทยาศาสตร์ชาวสวิส W. Pauli: ในอะตอมไม่สามารถมีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีตัวเลขควอนตัมทั้งสี่เท่ากันได้ ตาม หลักการของเปาลีในวงโคจรเดียวซึ่งโดดเด่นด้วยค่าที่แน่นอนของตัวเลขควอนตัมสามตัว (หลัก, วงโคจรและแม่เหล็ก) สามารถระบุตำแหน่งอิเล็กตรอนได้เพียงสองตัวเท่านั้นซึ่งต่างกันในค่าของเลขควอนตัมหมุน เป็นไปตามหลักการของเปาลี ผลที่ตามมา: จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดที่เป็นไปได้ในแต่ละระดับพลังงานจะเท่ากับสองเท่าของกำลังสองของเลขควอนตัมหลัก

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงได้ดังนี้ ระดับพลังงานแต่ละระดับสอดคล้องกับเลขควอนตัมหลักจำนวน n ซึ่งแสดงด้วยเลขอารบิค ตัวเลขแต่ละตัวจะตามด้วยตัวอักษรที่ตรงกับระดับย่อยของพลังงานและแสดงถึงเลขควอนตัมในวงโคจร ตัวยกของตัวอักษรระบุจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อย ตัวอย่างเช่น สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมโซเดียมมีดังนี้:

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

เมื่อเติมอิเล็กตรอนในระดับย่อยพลังงานก็จำเป็นต้องสังเกตด้วย กฎของฮุนด์: ในระดับย่อยนี้ อิเล็กตรอนมีแนวโน้มที่จะครอบครองสถานะพลังงานในลักษณะที่การหมุนทั้งหมดสูงสุด (ซึ่งสะท้อนให้เห็นได้ชัดเจนที่สุดเมื่อวาดสูตรกราฟิกอิเล็กตรอน)

ตัวอย่างการแก้ปัญหา

ตัวอย่างที่ 1

ออกกำลังกาย

เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุที่มีเลขอะตอม 7, 16, 21

คำตอบ

องค์ประกอบทางเคมีที่มีเลขอะตอม 7 คือไนโตรเจน อยู่ในคาบที่ 2 จึงมีวงโคจร 2 รอบ ตำแหน่งของไนโตรเจนในกลุ่ม V ของตารางธาตุบ่งชี้ว่ามีเวเลนซ์อิเล็กตรอน 5 ตัวในระดับพลังงานภายนอก: 1วินาที 2 2วินาที 2 2p 3 . องค์ประกอบทางเคมีที่มีเลขอะตอม 16 คือ ซัลเฟอร์ อยู่ในคาบที่ 3 จึงมีวงโคจร 3 รอบ ตำแหน่งของซัลเฟอร์ในกลุ่ม VI ของตารางธาตุบ่งชี้ว่ามีเวเลนซ์อิเล็กตรอน 6 ตัวอยู่ในระดับพลังงานภายนอก: 16 วิ) 2) 8) 6 ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 . องค์ประกอบทางเคมีที่มีเลขอะตอม 21 คือ สแกนเดียม อยู่ในคาบที่ 4 จึงมีวงโคจร 4 รอบ ตำแหน่งของสแกนเดียม กลุ่มที่สามตารางธาตุแสดงถึงการมีอยู่ของเวเลนซ์อิเล็กตรอน 3 ตัวที่ระดับพลังงานภายนอก: 21 สค) 2) 8) 8) 3 ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2 .

หากต้องการเรียนรู้วิธีเขียนสูตรกราฟิกอิเล็กตรอน สิ่งสำคัญคือต้องเข้าใจทฤษฎีโครงสร้างของนิวเคลียสของอะตอม นิวเคลียสของอะตอมประกอบด้วยโปรตอนและนิวตรอน มีอิเล็กตรอนอยู่รอบนิวเคลียสของอะตอมในออร์บิทัลของอิเล็กตรอน

คุณจะต้อง

• - ปากกา;
• - กระดาษสำหรับจดบันทึก
• - ตารางธาตุ (ตารางธาตุ)

คำแนะนำ

อิเล็กตรอนในอะตอมครอบครองออร์บิทัลว่างในลำดับที่เรียกว่าระดับพลังงาน: 1s/2s, 2p/3s, 3p/4s, 3d, 4p/5s, 4d, 5p/6s, 4d, 5d, 6p/7s, 5f, 6d , 7p . หนึ่งวงโคจรสามารถมีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีการหมุนตรงข้ามกัน - ทิศทางการหมุน

โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนแสดงโดยใช้สูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิก ใช้เมทริกซ์ในการเขียนสูตร อิเล็กตรอนหนึ่งหรือสองตัวที่มีการหมุนตรงข้ามสามารถอยู่ในเซลล์เดียวได้ อิเล็กตรอนแสดงด้วยลูกศร เมทริกซ์แสดงให้เห็นอย่างชัดเจนว่าอิเล็กตรอนสองตัวสามารถอยู่ในออร์บิทัล s, 6 ในออร์บิทัล p, 10 ในออร์บิทัล d และ -14 ในออร์บิทัล f

พิจารณาหลักการเขียนสูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์โดยใช้แมงกานีสเป็นตัวอย่าง ค้นหาแมงกานีสในตารางธาตุ เลขอะตอมของมันคือ 25 ซึ่งหมายความว่ามีอิเล็กตรอน 25 ตัวในอะตอม มันเป็นองค์ประกอบของคาบที่สี่

จดหมายเลขซีเรียลและสัญลักษณ์ขององค์ประกอบที่อยู่ถัดจากเมทริกซ์ ตามระดับพลังงาน ให้เติมระดับ 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s ติดต่อกัน โดยเขียนอิเล็กตรอนสองตัวต่อเซลล์ คุณจะได้ 2+2+6+2+6+2=20 อิเล็กตรอน ระดับเหล่านี้เต็มไปหมดแล้ว

คุณยังมีอิเล็กตรอนเหลืออยู่ 5 ตัวและระดับ 3 มิติที่ยังไม่สำเร็จ จัดเรียงอิเล็กตรอนในเซลล์ระดับย่อย d โดยเริ่มจากด้านซ้าย ใส่อิเล็กตรอนที่มีการหมุนเท่ากันลงในเซลล์ทีละตัว หากเต็มเซลล์ทั้งหมด เริ่มจากด้านซ้าย ให้เพิ่มอิเล็กตรอนตัวที่สองที่มีการหมุนตรงกันข้าม แมงกานีสมีอิเล็กตรอน 5 d หนึ่งตัวในแต่ละเซลล์

สูตรกราฟิกของอิเล็กตรอนแสดงจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ซึ่งกำหนดเวเลนซ์อย่างชัดเจน

เมื่อสร้างทฤษฎีและ งานภาคปฏิบัติในวิชาคณิตศาสตร์ ฟิสิกส์ เคมี นักเรียนหรือเด็กนักเรียนต้องเผชิญกับความจำเป็นในการแทรกอักขระพิเศษและสูตรที่ซับซ้อน ด้วยแอปพลิเคชัน Word จากชุดโปรแกรม Microsoft office คุณสามารถพิมพ์อีเมลได้ สูตรความซับซ้อนใดๆ

คำแนะนำ

เปิดเอกสารใหม่ใน ไมโครซอฟต์ เวิร์ด- ตั้งชื่อและบันทึกไว้ในโฟลเดอร์เดียวกับที่คุณมีงานของคุณ เพื่อที่คุณจะได้ไม่ต้องค้นหามันอีกในอนาคต

ไปที่แท็บ "แทรก" ทางด้านขวาให้ค้นหาสัญลักษณ์? และถัดจากนั้นจะมีข้อความว่า "สูตร" คลิกที่ลูกศร หน้าต่างจะปรากฏขึ้นเพื่อให้คุณเลือกสูตรในตัว เช่น สูตรกำลังสอง

คลิกที่ลูกศรแล้วสัญลักษณ์ต่างๆ จะปรากฏบนแผงด้านบนที่คุณอาจต้องการเมื่อเขียนสูตรนี้ หลังจากเปลี่ยนตามที่คุณต้องการแล้ว คุณสามารถบันทึกได้ จากนี้ไปจะปรากฏในรายการสูตรในตัว

หากคุณต้องการถ่ายโอนสูตรเป็นข้อความที่คุณต้องวางบนไซต์ในภายหลังให้คลิกขวาที่ฟิลด์ที่ใช้งานอยู่และเลือกไม่ใช่มืออาชีพ แต่เป็นวิธีการเขียนเชิงเส้น โดยเฉพาะอย่างยิ่ง สูตรของสมการกำลังสองเดียวกันในกรณีนี้จะอยู่ในรูปแบบ: x=(-b±?(b^2-4ac))/2a

อีกทางเลือกหนึ่งสำหรับการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ใน Word คือผ่านตัวสร้าง กดปุ่ม Alt และ = ค้างไว้พร้อมกัน คุณจะมีช่องสำหรับเขียนสูตรทันที และตัวสร้างจะเปิดขึ้นที่แผงด้านบน ที่นี่คุณสามารถเลือกเครื่องหมายทั้งหมดที่อาจจำเป็นในการเขียนสมการและแก้ปัญหาใดๆ ได้

สัญลักษณ์สัญลักษณ์เชิงเส้นบางตัวอาจไม่ชัดเจนสำหรับผู้อ่านที่ไม่คุ้นเคยกับสัญลักษณ์ทางคอมพิวเตอร์ ในกรณีนี้ สมควรที่จะบันทึกสูตรหรือสมการที่ซับซ้อนที่สุดไว้ รูปแบบกราฟิก- ในการดำเนินการนี้ ให้เปิด Paint โปรแกรมแก้ไขกราฟิกที่ง่ายที่สุด: "Start" - "Programs" - "Paint" จากนั้นขยายเอกสารสูตรให้เต็มหน้าจอ นี่เป็นสิ่งจำเป็นเพื่อให้ภาพที่บันทึกมีความละเอียดสูงสุด กด PrtScr บนคีย์บอร์ด ไปที่ Paint แล้วกด Ctrl+V

ตัดส่วนที่เกินออก ผลลัพธ์ที่ได้ก็คือคุณจะได้ภาพคุณภาพสูงด้วย สูตรที่ต้องการ.

โปรดทราบ

โปรดจำไว้ว่าเคมีเป็นศาสตร์แห่งข้อยกเว้น ในอะตอมของกลุ่มย่อยด้านข้างของตารางธาตุ จะเกิด "การรั่วไหล" ของอิเล็กตรอน ตัวอย่างเช่น ในโครเมียมที่มีเลขอะตอม 24 อิเล็กตรอนตัวหนึ่งจากระดับ 4s จะไปยังเซลล์ระดับ d โมลิบดีนัม ไนโอเบียม ฯลฯ ก็ให้ผลคล้ายกัน นอกจากนี้ยังมีแนวคิดเรื่องสภาวะตื่นเต้นของอะตอม เมื่ออิเล็กตรอนที่จับคู่กันถูกจับคู่และถ่ายโอนไปยังออร์บิทัลข้างเคียง ดังนั้นเมื่อรวบรวมสูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์สำหรับองค์ประกอบของช่วงเวลาที่ห้าและต่อ ๆ ไปของกลุ่มย่อยรอง ให้ตรวจสอบหนังสืออ้างอิง

เขียนในรูปแบบของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่เรียกว่า ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ตัวอักษร s, p, d, f แสดงถึงระดับย่อยพลังงานของอิเล็กตรอน ตัวเลขที่อยู่หน้าตัวอักษรบ่งบอกถึงระดับพลังงานซึ่งมีอิเล็กตรอนอยู่ และดัชนีที่มุมขวาบนคือจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อยที่กำหนด ในการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบใดๆ ก็เพียงพอที่จะทราบจำนวนองค์ประกอบนี้ในตารางธาตุและปฏิบัติตามหลักการพื้นฐานที่ควบคุมการกระจายตัวของอิเล็กตรอนในอะตอม

โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมสามารถแสดงได้ในรูปแบบของแผนภาพแสดงการจัดเรียงอิเล็กตรอนในเซลล์พลังงาน

สำหรับอะตอมของเหล็ก รูปแบบนี้มีรูปแบบดังนี้

แผนภาพนี้แสดงให้เห็นการดำเนินการตามกฎของ Hund อย่างชัดเจน ที่ระดับย่อย 3 มิติ จำนวนเซลล์สูงสุด (สี่) จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ ภาพโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนในอะตอมในรูปของสูตรอิเล็กทรอนิกส์และในรูปของแผนภาพไม่ได้สะท้อนคุณสมบัติคลื่นของอิเล็กตรอนอย่างชัดเจน

ข้อความของกฎหมายเป็นระยะซึ่งมีการแก้ไขเพิ่มเติมใช่. เมนเดเลเยฟ : คุณสมบัติของร่างกายที่เรียบง่ายตลอดจนรูปแบบและคุณสมบัติของสารประกอบขององค์ประกอบนั้นขึ้นอยู่กับขนาดของน้ำหนักอะตอมขององค์ประกอบเป็นระยะ

การกำหนดกฎหมายเป็นระยะสมัยใหม่: คุณสมบัติขององค์ประกอบตลอดจนรูปแบบและคุณสมบัติของสารประกอบนั้นขึ้นอยู่กับขนาดของประจุของนิวเคลียสของอะตอมเป็นระยะ ๆ

ดังนั้นประจุบวกของนิวเคลียส (แทนที่จะเป็นมวลอะตอม) จึงกลายเป็นข้อโต้แย้งที่แม่นยำยิ่งขึ้นซึ่งคุณสมบัติขององค์ประกอบและสารประกอบขึ้นอยู่กับ

วาเลนซ์- นี่คือจำนวนพันธะเคมีที่อะตอมหนึ่งเชื่อมต่อกับอีกอะตอมหนึ่ง
ความสามารถของความจุของอะตอมถูกกำหนดโดยจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่และการมีอยู่ของออร์บิทัลอะตอมอิสระที่ระดับภายนอก โครงสร้างของระดับพลังงานภายนอกของอะตอม องค์ประกอบทางเคมีและกำหนดคุณสมบัติของอะตอมเป็นหลัก ดังนั้นระดับเหล่านี้จึงเรียกว่าระดับวาเลนซ์ อิเล็กตรอนในระดับเหล่านี้และบางครั้งเป็นระดับก่อนภายนอกสามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมีได้ อิเล็กตรอนดังกล่าวเรียกอีกอย่างว่าเวเลนซ์อิเล็กตรอน

เวเลนซ์ปริมาณสัมพันธ์องค์ประกอบทางเคมี - นี่คือจำนวนเทียบเท่าที่อะตอมที่กำหนดสามารถยึดติดกับตัวเองได้ หรือจำนวนเทียบเท่าในอะตอม

ความเท่าเทียมกันถูกกำหนดโดยจำนวนของอะตอมไฮโดรเจนที่เกาะติดหรือแทนที่ ดังนั้นความจุปริมาณสัมพันธ์จะเท่ากับจำนวนอะตอมไฮโดรเจนที่อะตอมที่กำหนดมีปฏิสัมพันธ์กัน แต่ไม่ใช่ว่าองค์ประกอบทั้งหมดจะมีปฏิกิริยาต่อกันอย่างอิสระ แต่เกือบทั้งหมดมีปฏิกิริยากับออกซิเจน ดังนั้น ความจุปริมาณสัมพันธ์จึงสามารถกำหนดเป็นสองเท่าของจำนวนอะตอมออกซิเจนที่ติดอยู่

ตัวอย่างเช่น ความจุปริมาณสัมพันธ์ของซัลเฟอร์ในไฮโดรเจนซัลไฟด์ H 2 S คือ 2 ในออกไซด์ SO 2 - 4 ในออกไซด์ SO 3 -6

เมื่อพิจารณาความจุปริมาณสัมพัทธ์ขององค์ประกอบโดยใช้สูตรของสารประกอบไบนารี่ กฎนี้ควรเป็นไปตามกฎ: ความจุรวมของอะตอมทั้งหมดขององค์ประกอบหนึ่งจะต้องเท่ากับความจุรวมของอะตอมทั้งหมดขององค์ประกอบอื่น

สถานะออกซิเดชันอีกด้วย แสดงลักษณะขององค์ประกอบของสารและเท่ากับความจุปริมาณสัมพันธ์ด้วยเครื่องหมายบวก (สำหรับโลหะหรือองค์ประกอบอิเล็กโตรบวกในโมเลกุล) หรือลบ

1. ในสารเชิงเดี่ยว สถานะออกซิเดชันขององค์ประกอบจะเป็นศูนย์

2. สถานะออกซิเดชันของฟลูออรีนในสารประกอบทั้งหมดคือ -1 ฮาโลเจนที่เหลือ (คลอรีน โบรมีน ไอโอดีน) ที่มีโลหะ ไฮโดรเจน และธาตุอิเล็กโตรบวกอื่นๆ ก็มีสถานะออกซิเดชันที่ -1 เช่นกัน แต่ในสารประกอบที่มีธาตุอิเล็กโทรเนกาติตีมากกว่า พวกมันจะมีสถานะออกซิเดชันที่เป็นบวก

3. ออกซิเจนในสารประกอบมีสถานะออกซิเดชันที่ -2; ข้อยกเว้นคือไฮโดรเจนเปอร์ออกไซด์ H 2 O 2 และอนุพันธ์ของมัน (นา 2 O 2, BaO 2 เป็นต้น ซึ่งออกซิเจนมีสถานะออกซิเดชันที่ -1 เช่นเดียวกับออกซิเจนฟลูออไรด์ 2 ซึ่งในสถานะออกซิเดชันของออกซิเจน คือ +2

4. องค์ประกอบอัลคาไลน์ (Li, Na, K ฯลฯ) และองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของตารางธาตุกลุ่มที่สอง (Be, Mg, Ca ฯลฯ) จะมีสถานะออกซิเดชันเท่ากับหมายเลขกลุ่มเสมอ คือ +1 และ +2 ตามลำดับ

5. องค์ประกอบทั้งหมดของกลุ่มที่สาม ยกเว้นแทลเลียม มีสถานะออกซิเดชันคงที่เท่ากับหมายเลขกลุ่ม เช่น +3.

6. สถานะออกซิเดชันสูงสุดขององค์ประกอบเท่ากับหมายเลขกลุ่มของตารางธาตุ และค่าต่ำสุดคือความแตกต่าง: หมายเลขกลุ่มคือ 8 ตัวอย่างเช่น สถานะออกซิเดชันสูงสุดของไนโตรเจน (อยู่ในกลุ่มที่ห้า) คือ +5 (ในกรดไนตริกและเกลือของมัน) และค่าต่ำสุดเท่ากับ -3 (ในเกลือแอมโมเนียและแอมโมเนียม)

7. สถานะออกซิเดชันของธาตุในสารประกอบจะหักล้างกัน ดังนั้นผลรวมของอะตอมทั้งหมดในโมเลกุลหรือหน่วยสูตรที่เป็นกลางจะเป็นศูนย์ และสำหรับไอออนจะมีประจุ

กฎเหล่านี้สามารถใช้เพื่อกำหนดสถานะออกซิเดชันที่ไม่ทราบของธาตุในสารประกอบได้ หากทราบสถานะออกซิเดชันขององค์ประกอบอื่นๆ และสร้างสูตรสำหรับสารประกอบหลายองค์ประกอบ

สถานะออกซิเดชัน (หมายเลขออกซิเดชัน) — ค่าทั่วไปเสริมสำหรับการบันทึกกระบวนการออกซิเดชัน การรีดอกซ์ และปฏิกิริยารีดอกซ์

แนวคิด สถานะออกซิเดชันมักใช้ในเคมีอนินทรีย์แทนแนวคิด ความจุ- สถานะออกซิเดชันของอะตอมเท่ากับค่าตัวเลขของประจุไฟฟ้าที่กำหนดให้กับอะตอม โดยสมมติว่าคู่อิเล็กตรอนที่มีพันธะมีความลำเอียงโดยสิ้นเชิงต่ออะตอมที่มีอิเลคโตรเนกาติตีมากกว่า (นั่นคือ สมมติว่าสารประกอบประกอบด้วยไอออนเท่านั้น)

เลขออกซิเดชันสอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอนที่ต้องเติมให้กับไอออนบวกเพื่อลดอะตอมที่เป็นกลาง หรือลบออกจากไอออนลบเพื่อออกซิไดซ์ให้เป็นอะตอมที่เป็นกลาง:

อัล 3+ + 3e − → อัล
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

คุณสมบัติขององค์ประกอบขึ้นอยู่กับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมจะแตกต่างกันไปตามคาบและกลุ่มของระบบธาตุ เนื่องจากในชุดขององค์ประกอบอะนาล็อกโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์จะคล้ายกันเท่านั้น แต่ไม่เหมือนกันดังนั้นเมื่อย้ายจากองค์ประกอบหนึ่งในกลุ่มไปยังอีกองค์ประกอบหนึ่งจะไม่มีการสังเกตคุณสมบัติซ้ำ ๆ อย่างง่าย ๆ สำหรับพวกมัน แต่จะแสดงการเปลี่ยนแปลงตามธรรมชาติอย่างชัดเจนไม่มากก็น้อย .

ลักษณะทางเคมีขององค์ประกอบถูกกำหนดโดยความสามารถของอะตอมในการสูญเสียหรือรับอิเล็กตรอน ความสามารถนี้วัดปริมาณด้วยค่าของพลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน

พลังงานไอออไนเซชัน (E และ) คือปริมาณพลังงานขั้นต่ำที่จำเป็นสำหรับการดึงอิเล็กตรอนออกจากอะตอมในเฟสก๊าซโดยสมบูรณ์ที่ T = 0

K โดยไม่ถ่ายโอนพลังงานจลน์ไปยังอิเล็กตรอนที่ปล่อยออกมาพร้อมกับการเปลี่ยนอะตอมเป็นไอออนที่มีประจุบวก: E + Ei = E+ + e- พลังงานไอออไนเซชันเป็นปริมาณบวกและมีค่าต่ำสุดสำหรับอะตอมโลหะอัลคาไลและสูงสุดสำหรับอะตอมก๊าซมีตระกูล

สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (Ee) คือพลังงานที่ปล่อยออกมาหรือถูกดูดซับเมื่ออิเล็กตรอนถูกเติมให้กับอะตอมในเฟสก๊าซที่ T = 0

K โดยการเปลี่ยนอะตอมเป็นไอออนที่มีประจุลบโดยไม่ถ่ายโอนพลังงานจลน์ไปยังอนุภาค:

อี + อี- = อี- + อี

ฮาโลเจน โดยเฉพาะฟลูออรีน มีสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนสูงสุด (Ee = -328 kJ/mol)

ค่าของ Ei และ Ee แสดงเป็นกิโลจูลต่อโมล (kJ/mol) หรือเป็นอิเล็กตรอนโวลต์ต่ออะตอม (eV)

ความสามารถของอะตอมที่ถูกพันธะในการเลื่อนอิเล็กตรอนของพันธะเคมีเข้าหาตัวมันเอง เรียกว่าการเพิ่มความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบตัวมันเอง อิเลคโตรเนกาติวีตี้

แนวคิดนี้ถูกนำเข้าสู่วิทยาศาสตร์โดย L. Pauling อิเล็กโทรเนกาติวีตี้แสดงด้วยสัญลักษณ์ และแสดงลักษณะแนวโน้มของอะตอมที่กำหนดในการเพิ่มอิเล็กตรอนเมื่อมันสร้างพันธะเคมี

จากข้อมูลของ R. Maliken อิเลคโตรเนกาติวีตี้ของอะตอมประมาณครึ่งหนึ่งของผลรวมของพลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนของอะตอมอิสระ = (Ee + Ei)/2

ในช่วงเวลานั้นก็มี แนวโน้มทั่วไปพลังงานไอออไนเซชันและอิเล็กโทรเนกาติวีตี้เพิ่มขึ้นเมื่อประจุนิวเคลียสของอะตอมเพิ่มขึ้น ในกลุ่มค่าเหล่านี้จะลดลงเมื่อเพิ่มจำนวนอะตอมขององค์ประกอบ

ควรเน้นย้ำว่าองค์ประกอบไม่สามารถกำหนดค่าอิเล็กโทรเนกาติวีตี้คงที่ได้ เนื่องจากขึ้นอยู่กับหลายปัจจัย โดยเฉพาะอย่างยิ่งสถานะเวเลนซ์ขององค์ประกอบ ประเภทของสารประกอบที่รวมองค์ประกอบนั้นไว้ และจำนวนและประเภทของอะตอมข้างเคียง .

รัศมีอะตอมและไอออนิก. ขนาดของอะตอมและไอออนจะถูกกำหนดโดยขนาดของเปลือกอิเล็กตรอน ตามแนวคิดทางกลควอนตัม เปลือกอิเล็กตรอนไม่มีขอบเขตที่กำหนดไว้อย่างเคร่งครัด ดังนั้นจึงสามารถหารัศมีของอะตอมหรือไอออนอิสระได้ ระยะทางที่คำนวณตามทฤษฎีจากนิวเคลียสไปยังตำแหน่งค่าสูงสุดหลักของความหนาแน่นของเมฆอิเล็กตรอนชั้นนอกระยะนี้เรียกว่ารัศมีวงโคจร ในทางปฏิบัติ รัศมีของอะตอมและไอออนในสารประกอบมักจะใช้ โดยคำนวณจากข้อมูลการทดลอง ในกรณีนี้รัศมีของอะตอมโควาเลนต์และโลหะจะแตกต่างกัน

การขึ้นอยู่กับรัศมีของอะตอมและไอออนิกต่อประจุของนิวเคลียสของอะตอมของธาตุนั้นมีลักษณะเป็นคาบ- ในช่วงที่เลขอะตอมเพิ่มขึ้น รัศมีก็มีแนวโน้มที่จะลดลง การลดลงสูงสุดเป็นเรื่องปกติสำหรับองค์ประกอบในช่วงเวลาสั้น ๆ เนื่องจากระดับอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกถูกเติมเต็ม ในช่วงเวลาส่วนใหญ่ในตระกูลขององค์ประกอบ d- และ f การเปลี่ยนแปลงนี้มีความคมชัดน้อยลงเนื่องจากการเติมอิเล็กตรอนเกิดขึ้นในชั้นก่อนภายนอก ในกลุ่มย่อย โดยทั่วไปรัศมีของอะตอมและไอออนชนิดเดียวกันจะเพิ่มขึ้น

ตารางธาตุคือ ตัวอย่างที่ชัดเจนการสำแดงของช่วงเวลาประเภทต่าง ๆ ในคุณสมบัติขององค์ประกอบซึ่งสังเกตได้ในแนวนอน (ในช่วงเวลาจากซ้ายไปขวา) แนวตั้ง (ในกลุ่มเช่นจากบนลงล่าง) ในแนวทแยงเช่น คุณสมบัติบางอย่างของอะตอมเพิ่มขึ้นหรือลดลง แต่คาบยังคงอยู่

ในช่วงเวลาจากซ้ายไปขวา (→) คุณสมบัติออกซิไดซ์และอโลหะขององค์ประกอบจะเพิ่มขึ้น และคุณสมบัติรีดิวซ์และโลหะลดลง ดังนั้นจากองค์ประกอบทั้งหมดของคาบที่ 3 โซเดียมจะเป็นโลหะที่มีฤทธิ์มากที่สุดและเป็นสารรีดิวซ์ที่แรงที่สุดและคลอรีนจะเป็นสารออกซิไดซ์ที่ทรงพลังที่สุด

พันธะเคมี- นี่คือการเชื่อมต่อระหว่างอะตอมในโมเลกุลหรือโครงตาข่ายคริสตัลอันเป็นผลมาจากการกระทำของแรงดึงดูดทางไฟฟ้าระหว่างอะตอม

นี่คือปฏิสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนทั้งหมดและนิวเคลียสทั้งหมด นำไปสู่การก่อตัวของระบบโพลีอะตอมมิกที่เสถียร (หัวรุนแรง ไอออนโมเลกุล โมเลกุล คริสตัล)

พันธะเคมีดำเนินการโดยเวเลนซ์อิเล็กตรอน ตามแนวคิดสมัยใหม่ พันธะเคมีมีลักษณะทางอิเล็กทรอนิกส์ แต่มีการดำเนินการในรูปแบบที่แตกต่างกัน ดังนั้นจึงมีพันธะเคมีสามประเภทหลัก: โควาเลนต์ ไอออนิก โลหะ.เกิดขึ้นระหว่างโมเลกุล พันธะไฮโดรเจน,และเกิดขึ้น ปฏิสัมพันธ์ของฟาน เดอร์ วาลส์.

ลักษณะสำคัญของพันธะเคมี ได้แก่ :

- ความยาวการเชื่อมต่อ - นี่คือระยะห่างระหว่างอะตอมที่มีพันธะเคมี

ขึ้นอยู่กับลักษณะของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์และความหลากหลายของพันธะ เมื่อความหลากหลายเพิ่มขึ้น ความยาวพันธะจะลดลง และส่งผลให้ความแข็งแรงเพิ่มขึ้น

- หลายหลากของพันธะถูกกำหนดโดยจำนวนคู่อิเล็กตรอนที่เชื่อมต่อสองอะตอม เมื่อความหลากหลายเพิ่มขึ้น พลังงานยึดเหนี่ยวก็จะเพิ่มขึ้น

- มุมการเชื่อมต่อ- มุมระหว่างเส้นตรงในจินตนาการที่ผ่านนิวเคลียสของอะตอมข้างเคียงสองอะตอมที่เชื่อมต่อกันทางเคมี

พลังงานพันธะ E SV - นี่คือพลังงานที่ปล่อยออกมาระหว่างการก่อตัวของพันธะที่กำหนดและใช้ในการทำลายพันธะ kJ/mol

พันธะโควาเลนต์ - พันธะเคมีที่เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนคู่ร่วมกันระหว่างสองอะตอม

คำอธิบายของพันธะเคมีโดยการเกิดขึ้นของคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันระหว่างอะตอมก่อให้เกิดพื้นฐานของทฤษฎีการหมุนของวาเลนซีซึ่งมีเครื่องมือคือ วิธีเวเลนซ์บอนด์ (เอ็มวีเอส) ค้นพบโดยลูอิสในปี พ.ศ. 2459 สำหรับคำอธิบายเชิงกลควอนตัมของพันธะเคมีและโครงสร้างของโมเลกุล จะใช้วิธีอื่น - วิธีการโคจรของโมเลกุล (MMO) .

วิธีพันธะวาเลนซ์

หลักการพื้นฐานของการสร้างพันธะเคมีโดยใช้ MBC:

1. พันธะเคมีเกิดขึ้นจากเวเลนซ์อิเล็กตรอน (ไม่จับคู่)

2. อิเล็กตรอนที่มีการหมุนตรงข้ามกันของอะตอมที่แตกต่างกัน 2 อะตอมกลายเป็นเรื่องปกติ

3. พันธะเคมีจะเกิดขึ้นก็ต่อเมื่ออะตอมตั้งแต่สองอะตอมขึ้นไปเข้าใกล้กัน พลังงานทั้งหมดของระบบจะลดลง

4. แรงหลักที่กระทำต่อโมเลกุลนั้นมีต้นกำเนิดจากคูลอมบ์ทางไฟฟ้า

5. การเชื่อมต่อจะยิ่งแรงมากขึ้น ในระดับที่มากขึ้นเมฆอิเล็กตรอนที่มีปฏิสัมพันธ์ซ้อนทับกัน

มีสองกลไกในการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์:

กลไกการแลกเปลี่ยนพันธะเกิดขึ้นจากการแบ่งปันเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมที่เป็นกลางสองอะตอม แต่ละอะตอมก่อให้เกิดอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่หนึ่งตัวกับคู่อิเล็กตรอนทั่วไป:

ข้าว. 7. กลไกการแลกเปลี่ยนสำหรับการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์: ก- ไม่มีขั้ว ข- ขั้วโลก

กลไกของผู้บริจาค-ผู้รับอะตอมหนึ่ง (ผู้บริจาค) ให้คู่อิเล็กตรอน และอีกอะตอมหนึ่ง (ตัวรับ) ให้วงโคจรว่างสำหรับคู่นั้น

การเชื่อมต่อ, มีการศึกษาตามกลไกผู้บริจาค-ผู้รับเป็นของ สารประกอบเชิงซ้อน

ข้าว. 8. กลไกการรับบริจาคของการสร้างพันธะโควาเลนต์

พันธะโควาเลนต์มีลักษณะบางอย่าง

ความอิ่มตัว - คุณสมบัติของอะตอมในการสร้างพันธะโควาเลนต์ตามจำนวนที่กำหนดอย่างเคร่งครัดเนื่องจากความอิ่มตัวของพันธะ โมเลกุลจึงมีองค์ประกอบบางอย่าง

ทิศทาง - ที - e. การเชื่อมต่อเกิดขึ้นในทิศทางของการทับซ้อนสูงสุดของเมฆอิเล็กตรอน . ด้วยความเคารพต่อเส้นที่เชื่อมต่อศูนย์กลางของอะตอมที่ก่อให้เกิดพันธะนั้นมีความโดดเด่น: σ และ π (รูปที่ 9): σ-พันธะ - เกิดขึ้นจากการทับซ้อนกันของ AO ตามแนวที่เชื่อมต่อศูนย์กลางของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์ พันธะ π คือพันธะที่เกิดขึ้นในทิศทางของแกนที่ตั้งฉากกับเส้นตรงที่เชื่อมนิวเคลียสของอะตอม ทิศทางของพันธะจะกำหนดโครงสร้างเชิงพื้นที่ของโมเลกุล เช่น รูปทรงเรขาคณิต การผสมพันธุ์ - เป็นการเปลี่ยนแปลงรูปร่างของออร์บิทัลบางส่วนเมื่อสร้างพันธะโควาเลนต์เพื่อให้เกิดการทับซ้อนของออร์บิทัลที่มีประสิทธิภาพมากขึ้นพันธะเคมีที่เกิดขึ้นจากการมีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนของออร์บิทัลลูกผสมนั้นแข็งแกร่งกว่าพันธะที่มีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนของ s- และ p-orbitals ที่ไม่ใช่ลูกผสมเนื่องจากการทับซ้อนกันเกิดขึ้น การผสมพันธุ์ประเภทต่อไปนี้มีความโดดเด่น (รูปที่ 10 ตารางที่ 31): sp การผสมพันธุ์ - s-orbital หนึ่งอันและ p-orbital หนึ่งอันเปลี่ยนเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสองอัน โดยมุมระหว่างแกนของพวกมันคือ 180° โมเลกุลที่ sp-hybridization เกิดขึ้นมีรูปทรงเชิงเส้น (BeCl 2)

sp 2 การผสมพันธุ์- s-orbital หนึ่งอันและ p-orbitals สองอันกลายเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสามอัน โดยมุมระหว่างแกนของพวกมันคือ 120° โมเลกุลที่เกิดการผสมพันธุ์ sp 2 มีรูปทรงแบน (BF 3, AlCl 3)

เอสพี 3-การผสมพันธุ์- s-orbital หนึ่งอันและ p-orbitals สามอันแปลงเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสี่อัน โดยมีมุมระหว่างแกนอยู่ที่ 109°28" โมเลกุลที่เกิดการผสมข้ามพันธุ์ sp 3 มีรูปทรงจัตุรมุข (CH 4 , NH 3)

ข้าว. 10. ประเภทของการผสมพันธุ์ของเวเลนซ์ออร์บิทัล: เอ - เอสพี- การผสมพันธุ์ของเวเลนซ์ออร์บิทัล ข - เอสพี 2 -การผสมพันธุ์ของเวเลนซ์ออร์บิทัล วี - เอสพี 3-ไฮบริดของเวเลนซ์ออร์บิทัล

อะตอมเป็นระบบที่เป็นกลางทางไฟฟ้าซึ่งประกอบด้วยนิวเคลียสที่มีประจุบวกและอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ อิเล็กตรอนอยู่ในอะตอม ก่อตัวเป็นระดับพลังงานและระดับย่อย

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมคือการกระจายตัวของอิเล็กตรอนในอะตอมตามระดับพลังงานและระดับย่อยตามหลักการของพลังงานน้อยที่สุด (Kletchkovsky) หลักการของ Pauli และกฎของ Hund

สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอมอธิบายโดยใช้แบบจำลองเชิงกลควอนตัม - เมฆอิเล็กตรอน ความหนาแน่นของส่วนที่เกี่ยวข้องซึ่งเป็นสัดส่วนกับความน่าจะเป็นในการค้นหาอิเล็กตรอน โดยปกติแล้ว เมฆอิเล็กตรอนเข้าใจว่าเป็นบริเวณของปริภูมินิวเคลียร์ ซึ่งครอบคลุมประมาณ 90% ของเมฆอิเล็กตรอน พื้นที่บริเวณนี้เรียกอีกอย่างว่าวงโคจร

ออร์บิทัลของอะตอมก่อตัวเป็นระดับย่อยของพลังงาน วงโคจรและระดับย่อยถูกกำหนดด้วยตัวอักษร แต่ละระดับย่อยมีจำนวนออร์บิทัลของอะตอมที่แน่นอน หากออร์บิทัลของอะตอมถูกแสดงเป็นเซลล์ควอนตัมแม่เหล็ก ออร์บิทัลของอะตอมที่อยู่บนระดับย่อยสามารถแสดงได้ดังนี้:

แต่ละวงโคจรของอะตอมสามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัวที่มีการหมุนต่างกันพร้อมกัน (หลักการของพอลลี) ความแตกต่างนี้ระบุด้วยลูกศร § พึ่งรู้ว่า ส-ระดับย่อยหนึ่ง ส-ออร์บิทอล บน ร-ระดับย่อยสาม ร-ออร์บิทัล บน ง-ระดับย่อยห้า ง-ออร์บิทัล บน ฉ-ระดับย่อยเจ็ด ฉ-คุณสามารถค้นหาจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในแต่ละระดับย่อยและระดับได้ ใช่แล้ว ส-ระดับย่อยเริ่มจากระดับแรก ระดับพลังงาน, 2 อิเล็กตรอน; บน ร-ระดับย่อยเริ่มต้นจากระดับพลังงานที่สอง 6 อิเล็กตรอน บน ง-ระดับย่อยเริ่มต้นจากระดับพลังงานที่สาม 10 อิเล็กตรอน บน ฉ-ระดับย่อยเริ่มต้นจากระดับพลังงานที่สี่ 14 อิเล็กตรอน อิเล็กตรอนอยู่ s-, p-, d-, f-ระดับย่อยจะถูกตั้งชื่อตามนั้น s-, p-, d-, f-อิเล็กตรอน

ตาม หลักการของพลังงานน้อยที่สุดการเติมพลังงานระดับย่อยตามลำดับด้วยอิเล็กตรอนเกิดขึ้นในลักษณะที่อิเล็กตรอนแต่ละตัวในอะตอมครอบครองระดับย่อยที่มีพลังงานต่ำสุดซึ่งสอดคล้องกับการเชื่อมต่อที่แข็งแกร่งกับนิวเคลียส การเปลี่ยนแปลงพลังงานของระดับย่อยสามารถแสดงเป็นชุด Klechkovsky หรือระดับพลังงาน:

1ส<2ส<2พี<3ส<3พี<4ส<3ง<4พี<5ส<4ง<5พี<6ส<4ฉ<5ง<6พี<7ส<5ฉ<6ง<7พี...

ตามกฎของฮุนด์ แต่ละเซลล์ควอนตัม (ออร์บิทัล) ของระดับย่อยของพลังงานจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตัวเดียวที่มีการหมุนเท่ากัน จากนั้นจึงเติมอิเล็กตรอนตัวที่สองที่มีการหมุนตรงกันข้าม อิเล็กตรอนสองตัวที่มีการหมุนตรงข้ามกันซึ่งอยู่ในวงโคจรของอะตอมเดียวกันเรียกว่าจับคู่กัน อิเล็กตรอนเดี่ยวไม่มีการจับคู่

ตัวอย่างที่ 1 ใส่อิเล็กตรอน 7 ตัวลงไป ง-ระดับย่อยโดยคำนึงถึงกฎของ Hund

สารละลาย. บน ง-ระดับย่อย - ห้าวงโคจรของอะตอม พลังงานของออร์บิทัลที่อยู่ในระดับย่อยเดียวกันจะเท่ากัน แล้ว ง- ระดับย่อยสามารถแสดงได้ดังนี้: ง - หลังจากเติมอิเล็กตรอนในออร์บิทัลของอะตอมแล้ว ให้คำนึงถึงกฎของฮุนด์ ง-ระดับย่อยจะมีลักษณะดังนี้ .

ตอนนี้ใช้แนวคิดหลักการพลังงานน้อยที่สุดและเพาลี เราจะกระจายอิเล็กตรอนในอะตอมตามระดับพลังงาน (ตารางที่ 1)

ตารางที่ 1

การกระจายตัวของอิเล็กตรอนตามระดับพลังงานปรมาณู

เมื่อใช้โครงร่างนี้เป็นไปได้ที่จะอธิบายการก่อตัวของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบของตารางธาตุซึ่งเขียนในรูปแบบของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ จำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในอะตอมจะถูกกำหนดโดยเลขอะตอมของธาตุ

ดังนั้นในอะตอมของธาตุในช่วงแรกจะมีค่าหนึ่ง ส-วงโคจรของระดับพลังงานแรก (ตารางที่ 1) เนื่องจากมีอิเล็กตรอนสองตัวในระดับนี้ จึงมีเพียงสององค์ประกอบในช่วงแรก (1 H และ 2 He) สูตรอิเล็กทรอนิกส์จึงมีดังต่อไปนี้ 1 H 1 ส 1 และ 2 ไม่ใช่ 1 ส 2 .

ในอะตอมของธาตุในช่วงที่สอง ระดับพลังงานแรกจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนโดยสมบูรณ์ จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตามลำดับ ส- และ ร-ระดับย่อยของระดับพลังงานที่สอง ผลรวม ส- และ ร-อิเล็กตรอนที่เต็มระดับนี้มีแปด ดังนั้นในช่วงที่สองจึงมี 8 ธาตุ (3 Li... 10 ne)

ในอะตอมของธาตุในช่วงที่สาม ระดับพลังงานที่หนึ่งและสองจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนอย่างสมบูรณ์ จะถูกกรอกตามลำดับ ส- และ ร-ระดับย่อยของระดับพลังงานที่สาม ผลรวม ส- และ ร-อิเล็กตรอนที่เติมระดับพลังงานที่สามคือแปด ดังนั้นในช่วงที่ 3 จึงมี 8 ธาตุ (11 น... 18 อา)

ในอะตอมขององค์ประกอบของคาบที่สี่ 3 ตัวแรกที่สองและสามจะถูกเติมเต็ม ส 2 3ร 6 ระดับพลังงาน ที่ระดับพลังงานที่สามยังคงเป็นอิสระ ง-ระดับย่อย (3 ง- การเติมระดับย่อยนี้ด้วยอิเล็กตรอนตั้งแต่ 1 ถึง 10 จะเริ่มต้นหลังจากที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนสูงสุด 4 ตัว ส-ระดับย่อย ต่อไปอิเล็กตรอนจะอยู่ที่ 4 ร-ระดับย่อย จำนวน 4 ส-, 3ง- และอิเล็กตรอน 4p มีค่าเท่ากับ 18 ซึ่งสอดคล้องกับ 18 องค์ประกอบของคาบที่สี่ (19 K... 36 Kr)

การก่อตัวของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในช่วงที่ 5 เกิดขึ้นเช่นเดียวกัน โดยมีความแตกต่างเพียงอย่างเดียวเท่านั้น ส- และ ร-ระดับย่อยอยู่ที่ห้าและ ง-ระดับย่อยในระดับพลังงานที่สี่ เนื่องจากผลรวมคือ 5 ส-, 4ง- และ 5 ร-อิเล็กตรอนมีค่าเท่ากับ 18 จากนั้นในช่วงที่ 5 มีองค์ประกอบ 18 ตัว (37 Rb... 54 Xe)

มีองค์ประกอบ 32 ธาตุในช่วงที่หกขนาดใหญ่มาก (55 Cs... 86 Rn) ตัวเลขนี้สอดคล้องกับผลรวมของอิเล็กตรอนต่อ 6 ส-, 4ฉ-, 5ง- และ 6 ร-ระดับย่อย ลำดับของการเติมระดับย่อยด้วยอิเล็กตรอนมีดังนี้ เติมอิเล็กตรอน 6 ก่อน ส-ระดับย่อย จากนั้นตรงกันข้ามกับซีรีย์ Klechkovsky มันจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน 5 หนึ่งตัว ง-ระดับย่อย หลังจากนี้ยอดสูงสุดจะเต็ม 4 ฉ-ระดับย่อย ต่อไปจะเติม 5 ง- และ 6 ร- ระดับย่อย ระดับพลังงานก่อนหน้านี้เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

ปรากฏการณ์ที่คล้ายกันนี้เกิดขึ้นในระหว่างการก่อตัวของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบในช่วงที่เจ็ด

ดังนั้น ในการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุ คุณจำเป็นต้องรู้สิ่งต่อไปนี้

1. เลขลำดับขององค์ประกอบในตารางธาตุขององค์ประกอบ D.I. Mendeleev ซึ่งสอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในอะตอม

2. หมายเลขคาบ ซึ่งกำหนดจำนวนระดับพลังงานทั้งหมดในอะตอม ในกรณีนี้ จำนวนระดับพลังงานสุดท้ายในอะตอมจะสอดคล้องกับจำนวนคาบที่องค์ประกอบนั้นตั้งอยู่ ในอะตอมขององค์ประกอบของคาบที่สองและสามการเติมระดับพลังงานสุดท้ายด้วยอิเล็กตรอนจะเกิดขึ้นตามลำดับต่อไปนี้: ns 1–2 …ไม่มี 1–6. ในอะตอมขององค์ประกอบในช่วงที่สามและสี่ ระดับย่อยของระดับพลังงานสุดท้ายและระดับสุดท้ายจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนดังนี้ ns 1–2 …(n–1)ง 1–10 …ไม่มี 1–6. ในอะตอมขององค์ประกอบในช่วงที่หกและเจ็ดลำดับของการเติมระดับย่อยด้วยอิเล็กตรอนจะเป็นดังนี้: ns 1–2 …(n–1)ง 1 …(n-2)ฉ 1–14 …(n–1)ง 2–10 …ไม่มี 1–6 .

3. ในอะตอมขององค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักคือผลรวม ส- และ ร-อิเล็กตรอนที่ระดับพลังงานสุดท้ายเท่ากับเลขหมู่

4. ในอะตอมขององค์ประกอบของกลุ่มย่อยด้านข้าง ผลรวม ง-อิเล็กตรอนบนจุดสุดท้ายและ ส- อิเล็กตรอนที่ระดับพลังงานสุดท้ายจะเท่ากับเลขหมู่ ยกเว้นอะตอมของธาตุในกลุ่มย่อยคือ โคบอลต์ นิกเกิล ทองแดง และสังกะสี

ตำแหน่งของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลของอะตอมที่มีระดับย่อยพลังงานเดียวกันเกิดขึ้นตามลำดับ กฎของฮุนด์: ค่ารวมของการหมุนของอิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับย่อยเดียวกันจะต้องเป็นค่าสูงสุด กล่าวคือ ระดับย่อยนี้เริ่มแรกจะรับอิเล็กตรอนหนึ่งตัวที่มีการหมุนแบบขนานเข้าไปในแต่ละวงโคจร จากนั้นจึงยอมรับอิเล็กตรอนตัวที่สองที่มีการหมุนแบบตรงกันข้าม

ตัวอย่างที่ 2 . เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์สำหรับอะตอมของธาตุที่มีเลขลำดับ 4, 13, 22

สารละลาย. ธาตุที่มีเลขอะตอม 4 คือ เบริลเลียม ดังนั้นจึงมีอิเล็กตรอน 4 ตัวในอะตอมเบริลเลียม เบริลเลียมอยู่ในช่วงที่สอง ในกลุ่มที่สองของกลุ่มย่อยหลัก หมายเลขช่วงเวลาสอดคล้องกับจำนวนระดับพลังงานเช่น สอง. ระดับพลังงานเหล่านี้จะต้องรองรับอิเล็กตรอนสี่ตัว ที่ระดับพลังงานแรกจะมีอิเล็กตรอนสองตัว (1 ส 2) และอันที่สองก็มีอิเล็กตรอนสองตัวด้วย (2 ส 2) (ดูตารางที่ 1) ดังนั้นสูตรอิเล็กทรอนิกส์จึงเป็นดังนี้: 4 Be 1 ส 2 2ส 2. จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานสุดท้ายสอดคล้องกับจำนวนกลุ่มที่อิเล็กตรอนนั้นตั้งอยู่

ในตารางธาตุ เลขอะตอม 13 ตรงกับธาตุอะลูมิเนียม อะลูมิเนียมอยู่ช่วงที่ 3 ในกลุ่มที่ 3 ในกลุ่มย่อยหลัก ดังนั้นที่ระดับพลังงานที่สามควรมีอิเล็กตรอนสามตัวซึ่งจะอยู่ในลักษณะนี้: 3 ส 2 3ร 1 (รวม ส- และ ร-อิเล็กตรอนมีค่าเท่ากับเลขหมู่) อิเล็กตรอนสิบตัวอยู่ในระดับพลังงานที่หนึ่งและสอง: 1 ส 2 2ส 2 2พี 6 (ดูตารางที่ 1) โดยทั่วไปสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะลูมิเนียมมีดังนี้ 13 อัล 1 ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 1 .

ในตารางธาตุ ธาตุที่มีเลขอะตอม 22 คือ ไทเทเนียม มีอิเล็กตรอนยี่สิบสองตัวในอะตอมไทเทเนียม พวกมันอยู่ในระดับพลังงานสี่ระดับเนื่องจากธาตุนั้นอยู่ในคาบที่สี่ เมื่อวางอิเล็กตรอนลงในระดับย่อยจำเป็นต้องคำนึงว่านี่เป็นองค์ประกอบของกลุ่มที่สี่ของกลุ่มย่อยรอง ดังนั้นในระดับพลังงานที่สี่ ส-ระดับย่อยประกอบด้วยอิเล็กตรอนสองตัว: 4 ส 2. ระดับที่หนึ่ง สอง สาม ส- และ ร-ระดับย่อยเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน 1 ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 (ดูตารางที่ 1) อิเล็กตรอนอีกสองตัวที่เหลือจะอยู่บนนั้น ง-ระดับย่อยของระดับพลังงานที่สาม: 3 ง 2. โดยทั่วไปสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของไทเทเนียมคือ: 22 Ti 1 ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 3ง 2 4ส 2 .

การรั่วไหลของอิเล็กตรอน

เมื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ควรคำนึงถึง "การรั่วไหล" ของอิเล็กตรอนด้วย ส-ระดับย่อยของระดับพลังงานภายนอก nsบน ง-ระดับย่อยของระดับก่อนภายนอก ( n – 1)ง- สันนิษฐานว่าสถานะนี้เป็นสถานะที่มีพลังมากที่สุด “การรั่วไหล” ของอิเล็กตรอนเกิดขึ้นในอะตอมบางอะตอม ง-องค์ประกอบ เช่น 24 Cr, 29 Cu, 42 Mo, 47 Ag, 79 Au, 41 Nb, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd.

ตัวอย่างที่ 3. เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมโครเมียมโดยคำนึงถึง "การรั่วไหล" ของอิเล็กตรอนหนึ่งตัว

สารละลาย. สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของโครเมียมตามหลักการของพลังงานขั้นต่ำควรเป็น: 24 Cr 1 ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 3ง 4 4ส 2. อย่างไรก็ตาม ในอะตอมของธาตุนี้มี "การรั่วไหล" อยู่อย่างหนึ่ง ส-อิเล็กตรอนจากภายนอก 4 ส-ระดับย่อยถึงระดับย่อย 3 ง- ดังนั้นการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอมโครเมียมคือ: 24 Cr 1 ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 3ง 5 4ส 1 .

คำนิยาม

สูตรอิเล็กทรอนิกส์(โครงร่าง) ของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี แสดงการจัดเรียงของอิเล็กตรอนบนเปลือกอิเล็กตรอน (ระดับและระดับย่อย) ในอะตอมหรือโมเลกุล

ส่วนใหญ่แล้ว สูตรอิเล็กทรอนิกส์จะเขียนขึ้นสำหรับอะตอมในพื้นดินหรือในสภาวะตื่นเต้น และสำหรับไอออน

มีกฎหลายข้อที่ต้องนำมาพิจารณาเมื่อรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี นี่คือหลักการของ Pauli กฎของ Kleczkowski หรือกฎของ Hund

จัดทำสูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์และอิเล็กทรอนิกส์

เมื่อรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ควรคำนึงถึงว่าหมายเลขคาบขององค์ประกอบทางเคมีจะกำหนดจำนวนระดับพลังงาน (เปลือก) ในอะตอมและหมายเลขซีเรียลจะกำหนดจำนวนอิเล็กตรอน

ตาม กฎของเคลชคอฟสกี้การเติมระดับพลังงานเกิดขึ้นตามลำดับที่เพิ่มขึ้นของผลรวมของตัวเลขควอนตัมหลักและวงโคจร (n + l) และด้วยค่าที่เท่ากันของผลรวมนี้ - ตามลำดับที่เพิ่มขึ้นของ n:

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

ดังนั้น ค่า n + l = 5 จึงสอดคล้องกับระดับย่อยพลังงาน 3d (n = 3, l=2), 4d (n=4, l=1) และ 5s (n=5, l =0) ระดับย่อยแรกของระดับย่อยเหล่านี้จะถูกเติมด้วยระดับย่อยที่มีค่าต่ำกว่าของเลขควอนตัมหลัก

พฤติกรรมของอิเล็กตรอนในอะตอมอยู่ภายใต้หลักการยกเว้น ซึ่งกำหนดโดยนักวิทยาศาสตร์ชาวสวิส W. Pauli: ในอะตอมไม่สามารถมีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีตัวเลขควอนตัมทั้งสี่เท่ากันได้ ตาม หลักการของเปาลีในวงโคจรเดียวซึ่งโดดเด่นด้วยค่าที่แน่นอนของตัวเลขควอนตัมสามตัว (หลัก, วงโคจรและแม่เหล็ก) สามารถระบุตำแหน่งอิเล็กตรอนได้เพียงสองตัวเท่านั้นซึ่งต่างกันในค่าของเลขควอนตัมหมุน เป็นไปตามหลักการของเปาลี ผลที่ตามมา: จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดที่เป็นไปได้ในแต่ละระดับพลังงานจะเท่ากับสองเท่าของกำลังสองของเลขควอนตัมหลัก

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงได้ดังนี้ ระดับพลังงานแต่ละระดับสอดคล้องกับเลขควอนตัมหลักจำนวน n ซึ่งแสดงด้วยเลขอารบิค ตัวเลขแต่ละตัวจะตามด้วยตัวอักษรที่ตรงกับระดับย่อยของพลังงานและแสดงถึงเลขควอนตัมในวงโคจร ตัวยกของตัวอักษรระบุจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อย ตัวอย่างเช่น สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมโซเดียมมีดังนี้:

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

เมื่อเติมอิเล็กตรอนในระดับย่อยพลังงานก็จำเป็นต้องสังเกตด้วย กฎของฮุนด์: ในระดับย่อยนี้ อิเล็กตรอนมีแนวโน้มที่จะครอบครองสถานะพลังงานในลักษณะที่สปินรวมสูงสุด ซึ่งจะสะท้อนให้เห็นได้ชัดเจนที่สุดเมื่อวาดสูตรกราฟิกอิเล็กตรอน

สูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์มักจะแสดงแทนเวเลนซ์อิเล็กตรอน ในสูตรนี้ อิเล็กตรอนทั้งหมดจะถูกทำเครื่องหมายด้วยลูกศร และออร์บิทัลจะถูกทำเครื่องหมายด้วยเซลล์ (สี่เหลี่ยม) หนึ่งเซลล์ไม่สามารถมีอิเล็กตรอนเกินสองตัวได้ ลองดูตัวอย่างของวานาเดียม ขั้นแรก เราเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์และหาเวเลนซ์อิเล็กตรอน:

74 วัตต์) 2) 8) 18) 32) 12) 2 ;

1ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 3ง 10 4ส 2 4พี 6 4ฉ 14 5ส 2 5พี 6 5ง 4 6ส 2 .

ระดับพลังงานภายนอกของอะตอมทังสเตนประกอบด้วยอิเล็กตรอน 6 ตัว ซึ่งเป็นเวเลนซ์อิเล็กตรอน แผนภาพพลังงานของสถานะกราวด์มีรูปแบบดังต่อไปนี้:

ตัวอย่างการแก้ปัญหา

ตัวอย่างที่ 1

ออกกำลังกาย

วาดสูตรอิเล็กทรอนิกส์และกราฟิกอิเล็กตรอนของอะลูมิเนียมองค์ประกอบทางเคมี

คำตอบ

อะลูมิเนียมมีหมายเลขซีเรียล 13 และอยู่ในช่วงที่สามของตารางธาตุของ D.I. ดังนั้น Mendeleev อะตอมขององค์ประกอบทางเคมีนี้จึงประกอบด้วยนิวเคลียสที่มีประจุบวกซึ่งภายในมีโปรตอน 13 ตัวและรอบนิวเคลียสมีเปลือกสามอันซึ่งมีอิเล็กตรอน 13 ตัวเคลื่อนที่ สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอลูมิเนียมมีดังนี้: 13 อัล) 2) 8) 3 ; 1ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 1 . ระดับพลังงานภายนอกของอะลูมิเนียมประกอบด้วยอิเล็กตรอน 3 ตัว ซึ่งเป็นอิเล็กตรอนทั้งหมดในระดับย่อยที่ 3 สูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์มีรูปแบบดังต่อไปนี้: