Lekcija 2. Elementa elektroniskā konfigurācija
Pēdējās lekcijas beigās, pamatojoties uz Klečkovska likumiem, mēs izveidojām kārtību enerģijas apakšlīmeņu piepildīšanai ar elektroniem.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f14 5d9 6p6 7s2 6d1 5f14 6d9 7p6 …
Tiek saukts atoma elektronu sadalījums pa enerģijas apakšlīmeņiem elektroniskā konfigurācija. Pirmkārt, skatoties uz pildījumu sēriju, uzkrītoša ir zināma periodiskums-regularitāte.
Enerģijas orbitāļu piepildīšana ar elektroniem atoma pamatstāvoklī atbilst mazākās enerģijas principam: vispirms tiek aizpildītas labvēlīgākas zemas orbitāles un pēc tam secīgi augstāk esošās orbitāles atbilstoši piepildījuma secībai.
Analizēsim aizpildīšanas secību.
Ja atomā atrodas tieši 1 elektrons, tas ietilpst zemākajā 1s-AO (AO ir atomu orbitāle). Tāpēc topošo elektronisko konfigurāciju var attēlot ar apzīmējumu 1s1 vai grafiski (Skatīt zemāk - bultiņa lodziņā).
Ir viegli saprast, ka, ja atomā ir vairāk nekā viens elektrons, tie secīgi aizņem vispirms 1s, pēc tam 2s un, visbeidzot, pāriet uz 2p apakšlīmeni. Taču jau sešiem elektroniem (oglekļa atoms pamatstāvoklī) rodas divas iespējas: aizpildīt 2p apakšlīmeni ar diviem elektroniem ar vienādu spinu vai ar pretēju.
Sniegsim vienkāršu analoģiju: pieņemsim, ka atomu orbitāles ir sava veida "telpas" "iemītniekiem", kas ir elektroni. No prakses ir labi zināms, ka īrnieki dod priekšroku, ja iespējams, aizņem katru atsevišķu telpu, nevis pulcējas vienā.
Līdzīga uzvedība ir raksturīga arī elektroniem, kas atspoguļojas Hunda noteikumā:
Hunda noteikums: atoma līdzsvara stāvoklis atbilst tādam elektronu sadalījumam enerģijas apakšlīmenī, kurā kopējais spins ir maksimāls.
Atoma stāvokli ar minimālu enerģiju sauc par pamatstāvokli, un visus pārējos sauc par atoma ierosinātajiem stāvokļiem.
Lekcija 2. Elektroniskā konfigurācija
I un II perioda elementu atomi
1 elektrons | ||||||||||||||||||||||||||||
2 elektroni | ||||||||||||||||||||||||||||
3 elektroni | ||||||||||||||||||||||||||||
4 elektroni | ||||||||||||||||||||||||||||
5 elektroni | ||||||||||||||||||||||||||||
6 elektroni | ||||||||||||||||||||||||||||
7 elektroni | ||||||||||||||||||||||||||||
8 elektroni | ||||||||||||||||||||||||||||
9 elektroni | ||||||||||||||||||||||||||||
10 Ne | 10 elektroni | |||||||||||||||||||||||||||
Visa e-elements | elektroniskā konfigurācija | elektronu sadalījums |
||||||||||||||||||||||||||
Tad, pamatojoties uz Hunda likumu, slāpekļa pamatstāvoklis pieņem trīs nepāra p-elektronu klātbūtni (elektronu konfigurācija …2p3). Skābekļa, fluora un neona atomos notiek secīga elektronu savienošanās pārī un tiek aizpildīts 2p apakšlīmenis.
Ņemiet vērā, ka periodiskās tabulas trešais periods sākas ar nātrija atomu,
kura konfigurācija (11 Na ... 3s1 ) ir ļoti līdzīga litija konfigurācijai (3 Li ... 2s1 )
izņemot to, ka galvenais kvantu skaitlis n ir trīs, nevis divi.
Enerģijas apakšlīmeņu piepildījums III perioda elementu atomos ar elektroniem ir tieši tāds pats kā II perioda elementiem: magnija atoms pabeidz 3s apakšlīmeņa aizpildīšanu, tad no alumīnija uz argonu, elektroni secīgi tiek novietoti uz 3p. apakšlīmenis saskaņā ar Hunda likumu: vispirms atsevišķi elektroni tiek novietoti uz AO (Al, Si, P), tad notiek to savienošana pārī.
III perioda elementu atomi
11Na | |||||||||||||||||||||||||||
12 mg | |||||||||||||||||||||||||||
13Al | |||||||||||||||||||||||||||
14Si | |||||||||||||||||||||||||||
17Cl | |||||||||||||||||||||||||||
18Ar | |||||||||||||||||||||||||||
saīsināti | e- izplatīšana |
||||||||||||||||||||||||||
Lekcija 2. Elektroniskā konfigurācija
Periodiskās tabulas ceturtais periods sākas ar 4s-apakšlīmeņa aizpildīšanu kālija un kalcija atomos ar elektroniem. Kā izriet no aizpildīšanas secības, tad nāk kārta 3D orbitālēm.
Līdz ar to varam secināt, ka d-AO piepildīšanās ar elektroniem ir “novēlota” par 1 periodu: IV periodā aizpildās 3 (!) d-apakšlīmenis).
Tātad no Sc līdz Zn 3d apakšlīmenis (10 elektroni) ir piepildīts ar elektroniem, tad no Ga līdz Kr ir aizpildīts 4p apakšlīmenis.
IV perioda elementu atomi
20Ca | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
21sc | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 | 4s2 3d1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
22ti | 4s2 3d2 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
30 Zn | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 | 4s2 3d10 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
31Ga | 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
36 Kr | 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
saīsināti | e- izplatīšana | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Enerģijas apakšlīmeņu piepildījums ar elektroniem V perioda elementu atomos ir tieši tāds pats kā IV perioda elementiem.
(izjaukt pats)
Sestajā periodā 6s apakšlīmenis vispirms tiek piepildīts ar elektroniem (55 Cs atomi un
56 Ba), un tad viens elektrons atrodas uz lantāna 5d orbitāles (57 La 6s2 5d1 ).
Nākamajiem 14 elementiem (no 58 līdz 71) tiek aizpildīts 4f apakšlīmenis, t.i. f-orbitāļu piepildījums ir “novēlots” par 2 periodiem, kamēr elektrons 5d apakšlīmenī tiek saglabāts. Piemēram, vajadzētu pierakstīt cērija elektronisko konfigurāciju
58 Ce 6s2 5d 1 4 f 1
Sākot no elementa 72 (72 Hf) un līdz elementam 80 (80 Hg), 5. d apakšlīmenis tiek “aizpildīts”.
Tāpēc hafnija un dzīvsudraba elektroniskās konfigurācijas ir
72 Hf 6s2 5d 1 4 f 14 5d 1 vai 72 Hf 6s2 4 f 14 5d 2 80 Hg 6s2 5d 1 4 f 14 5d 9 vai 80 Hg 6s2 4 f 14 5d 10
Lekcija 2. Elektroniskā konfigurācija
Līdzīgi enerģijas apakšlīmeņi VII perioda elementu atomos ir piepildīti ar elektroniem.
Kvantu skaitļu noteikšana no elektroniskās konfigurācijas
Kas ir kvantu skaitļi, kā tie radušies un kāpēc tie ir nepieciešami – skat. 1. lekciju.
Dots: Elektroniskās konfigurācijas ieraksts "3p 4"
Galvenais kvantu skaitlis n ir pirmais cipars ierakstā, t.i. "3". n = 3 "3 p4", galvenais kvantu skaitlis;
Sekundārais (orbitālais, azimutālais) kvantu skaitlis l ir kodēts ar apakšlīmeņa burtu apzīmējumu. Burts p atbilst skaitlim l = 1.
mākoņa forma
l \u003d 1 "3p 4",
"hanteles"
Elektronu sadalījums apakšlīmenī saskaņā ar Pauli principu un Hunda likumu
m Є [-1; +1] - orbitāles ir vienādas (deģenerētas) enerģijā n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = -1); s = + ½
n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = 0); s = + ½n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = +1); s = + ½ n = 3, l = 1, m Є [-1; +1] (m = -1); s = -½
Valences līmenis un valences elektroni
Valences līmenis sauc par enerģijas apakšlīmeņu kopumu, kas ir iesaistīti ķīmisko saišu veidošanā ar citiem atomiem.
Valences elektroni ir tie, kas atrodas valences līmenī.
PSCE elementi ir sadalīti 4 grupās
s-elementi. Valences elektroni ns x . Abi s elementi atrodas katra perioda sākumā.
p-elementi. Valences elektroni ns 2 np x . Seši p elementi atrodas katra perioda beigās (izņemot pirmo un septīto).
Lekcija 2. Elektroniskā konfigurācija
d-elementi. Valences elektroni ns 2 (n-1)d x. Desmit d-elementi veido sekundāras apakšgrupas, sākot no IV perioda un atrodas starp s- un p-elementiem.
f-elementi. Valences elektroni ns 2 (n-1)d 1 (n-2)f x. Četrpadsmit f elementi veido lantanīdu (4f) un aktinīdu (5f) sēriju, kas atrodas zem tabulas.
Elektroniskie analogi ir daļiņas, kurām raksturīgas līdzīgas elektroniskas konfigurācijas, t.i. elektronu sadalījums pa apakšlīmeņiem.
piemēram
H 1s1 Li … 2s1 Na … 3s1 K … 4s1
Elektroniskajiem analogiem ir līdzīgas elektroniskās konfigurācijas, tāpēc to ķīmiskās īpašības ir līdzīgas - un tie atrodas Periodiskajā elementu sistēmā vienā apakšgrupā.
Elektroniska "atteice" (vai elektroniska "pārsniegšana")
Kvantu mehānika prognozē, ka daļiņas stāvoklim ir viszemākā enerģija, kad visi līmeņi ir pilnībā vai daļēji piepildīti ar elektroniem.
Tātad hroma apakšgrupas elementiem(Cr, Mo, W, Sg) un vara apakšgrupas elementi(Cu, Ag, Au) notiek 1 elektrona nobīde no s - uz d- apakšlīmeni.
24 Cr 4s2 3d4 24 Cr 4s1 3d5 29 Cu 4s2 3d9 29 Cu 4s1 3d10
Šo parādību sauc par elektronisko "neveiksmi", tas ir jāatceras.
Līdzīga parādība ir raksturīga arī f-elementiem, taču to ķīmija ir ārpus mūsu kursa darbības jomas.
Lūdzu, ņemiet vērā: p-elementiem elektroniskais kritums NAV ievērots!
Apkopojot, jāsecina, ka elektronu skaitu atomā nosaka tā kodola sastāvs, bet to sadalījumu (elektronisko konfigurāciju) nosaka kopas.
Lekcija 2. Elektroniskā konfigurācija
kvantu skaitļi. Savukārt elektroniskā konfigurācija nosaka elementa ķīmiskās īpašības.
Tāpēc ir skaidrs, ka Vienkāršu vielu īpašības, kā arī savienojumu īpašības
elementi ir periodiski atkarīgi no kodola lādiņa lieluma
atoms (sērijas numurs).
Periodiskais likums
Elementu atomu pamatīpašības
1. Atoma rādiuss ir attālums no kodola centra līdz ārējam enerģijas līmenim. V
periods, palielinoties kodola lādiņam, atoma rādiuss samazinās; grupā,
gluži pretēji, palielinoties enerģijas līmeņu skaitam, atoma rādiuss palielinās.
Līdz ar to sērijās O2- , F- , Ne, Na+ , Mg2+ - daļiņu rādiuss samazinās, lai gan to konfigurācija ir vienāda 1s2 2s2 2p6 .
Attiecībā uz nemetāliem viņi runā par kovalento rādiusu, par metāliem, par metāla rādiusu, par joniem, par jonu rādiusu.
2. Jonizācijas potenciāls ir enerģija, kas jāiztērē atdalīšanai no 1. atoma
elektrons. Saskaņā ar mazākās enerģijas principu pirmais aizpildījuma elektrons (s un p elementiem) un ārējā enerģijas līmeņa elektrons (d un f elementiem) atdalās pirmais.
Periodā, palielinoties kodola lādiņam, pieaug jonizācijas potenciāls - perioda sākumā ir sārmu metāls ar zemu jonizācijas potenciālu, perioda beigās - inerta gāze. Grupā jonizācijas potenciāls vājinās.
Jonizācijas enerģija, eV
3. Elektronu afinitāte - enerģija, kas izdalās, elektronam pievienojoties atomam, t.i. anjona veidošanā. 4. Elektronegativitāte (EO) ir atomu spēja piesaistīt sev elektronu blīvumu. Atšķirībā no jonizācijas potenciāla, kam seko konkrēts izmērāms fiziskais daudzums, EO ir noteikts daudzums, ko vartikai aprēķināts, to nevar izmērīt. Citiem vārdiem sakot, EO izgudroja cilvēki, lai to izmantotu noteiktu parādību izskaidrošanai. Mūsu izglītības nolūkos ir jāatceras pārmaiņu kvalitatīvā secība elektronegativitāte: F > O > N > Cl > ... > H > ... > metāli. EO - atoma spēja novirzīt savu elektronu blīvumu uz sevi, - acīmredzami, periodā palielinās (kopš palielinās kodola lādiņš - samazinās elektrona pievilkšanās spēks un atoma rādiuss) un, gluži pretēji, grupā vājinās. Ir viegli saprast, ka, tā kā periods sākas ar elektropozitīvu metālu, un beidzas ar tipisku VII grupas nemetālu (inertās gāzes netiek ņemtas vērā), tad EK izmaiņu pakāpe periodā ir lielāka nekā grupā.
Lekcija 2. Elektroniskā konfigurācija 5. Oksidācijas stāvoklis ir atoma nosacīts lādiņš ķīmiskā savienojumā, aprēķina tuvinājumā, ka visas saites veido joni. Minimālo oksidācijas pakāpi nosaka tas, cik elektronu atoms var pieņemt uz vienu attēlo secību, kurā atomi ir saistīti viens ar otru. Apsveriet katru atomu pāri atsevišķi un ar bultiņu apzīmējiet elektronu nobīdi uz to atomu no pāra, kura EC ir lielāka par (b). Līdz ar to elektroni nobīdījās - un veidojās lādiņi - pozitīvi un negatīvi: katras bultiņas beigās ir lādiņš (-1), kas atbilst 1 elektrona pievienošanai; uz bultiņas pamata ir lādiņš (+1), kas atbilst 1 elektrona noņemšanai. Iegūtie lādiņi ir noteikta atoma oksidācijas stāvoklis.
Tas ir viss šodienai, paldies par uzmanību. Literatūra 1. S.G. Barams, M.A. Iļjins. Ķīmija vasaras skolā. Proc. pabalsts / Novosib. Valsts un-t, Novosibirska, 2012. 48 lpp. 2. A.V. Manuilovs, V.I. Rodionovs. Ķīmijas pamati bērniem un pieaugušajiem. – M.: CJSC Izdevniecība Tsentrpoligraf, 2014. - 416 lpp. - sk. lpp. 29-85. http://www.hemi.nsu.ru/ | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Berilijs Elektroniskā konfigurācija ir 2s2. Ārējā kvantu slāņa elektroniskā diagramma:
Bor Elektroniskā konfigurācija ir 2s22p1. Bora atoms var nonākt satrauktā stāvoklī. Ārējā kvantu slāņa elektroniskā diagramma:
Neierosināts oglekļa atoms var veidot divas kovalentās saites, izmantojot elektronu pārī un vienu ar donora-akceptora mehānismu. Šāda savienojuma piemērs ir oglekļa monoksīds (II), kura formula ir CO un ko sauc par oglekļa monoksīdu. Tās struktūra sīkāk tiks aplūkota 2.1.2. sadaļā. Uzbudināts oglekļa atoms ir unikāls: visas tā ārējā kvantu slāņa orbitāles ir piepildītas ar nepāra elektroniem, t.i. tai ir vienāds valences orbitāļu un valences elektronu skaits. Ideāls partneris tam ir ūdeņraža atoms, kuram vienā orbitālē ir viens elektrons. Tas izskaidro to spēju veidot ogļūdeņražus. Ar četriem nepāra elektroniem oglekļa atoms veido četras ķīmiskās saites: CH4, CF4, CO2. Organisko savienojumu molekulās oglekļa atoms vienmēr ir ierosinātā stāvoklī:
Slāpekļa atomu nevar uzbudināt, jo tās ārējā kvantu slānī nav brīvas orbitāles. Tas veido trīs kovalentās saites, savienojot elektronus pārī:
Tā kā ārējā slānī ir divi nepāra elektroni, skābekļa atoms veido divas kovalentās saites:
Neona
Elektroniskā konfigurācija ir 2s22p6. Lūisa simbols: ārējā kvantu slāņa elektroniskā diagramma:
 |
Neona atomam ir pabeigts ārējais enerģijas līmenis un tas neveido ķīmiskas saites ar atomiem. Tā ir otrā cēlgāze. TREŠAIS PERIODS Visu trešā perioda elementu atomiem ir trīs kvantu slāņi. Divu iekšējo enerģijas līmeņu elektronisko konfigurāciju var attēlot kā . Ārējais elektronu slānis satur deviņas orbitāles, kuras apdzīvo elektroni, ievērojot vispārīgos likumus. Tātad nātrija atomam elektroniskā konfigurācija izskatās šādi: 3s1, kalcijam - 3s2 (ierosinātā stāvoklī - 3s13p1), alumīnijam - 3s23p1 (ierosinātā stāvoklī - 3s13p2). Atšķirībā no otrā perioda elementiem, trešā perioda V-VII grupu elementu atomi var pastāvēt gan pamatstāvoklī, gan ierosinātā stāvoklī. Fosfors Fosfors ir piektās grupas elements. Tā elektroniskā konfigurācija ir 3s23p3. Tāpat kā slāpeklim, tā ārējā enerģijas līmenī ir trīs nepāra elektroni, un tas veido trīs kovalentās saites. Piemērs ir fosfīns, kura formula ir PH3 (salīdzināt ar amonjaku). Bet fosfors, atšķirībā no slāpekļa, satur brīvas d-orbitāles ārējā kvantu slānī un var nonākt ierosinātā stāvoklī - 3s13p3d1:
Tas dod tai spēju veidot piecas kovalentās saites tādos savienojumos kā, piemēram, P2O5 un H3PO4.
Tomēr to var satraukt, vispirms pārnesot elektronu no R- uz d-orbitāls (vispirms satraukts stāvoklis), un pēc tam ar s- uz d-orbitālā (otrais ierosinātais stāvoklis):
 |
Pirmajā ierosinātajā stāvoklī sēra atoms veido četras ķīmiskās saites tādos savienojumos kā SO2 un H2SO3. Sēra atoma otro ierosināto stāvokli var attēlot, izmantojot elektronisku diagrammu:
Šāds sēra atoms veido sešas ķīmiskās saites savienojumos SO3 un H2SO4.
1.3.3. Lielo elementu atomu elektroniskās konfigurācijas periodi CETURTAIS PERIODSPeriods sākas ar kālija (19K) elektronisko konfigurāciju: 1s22s22p63s23p64s1 vai 4s1 un kalcija (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 vai 4s2. Tādējādi saskaņā ar Klečkovska likumu ārējais 4s apakšlīmenis, kuram ir zemāka enerģija, tiek aizpildīts pēc Ar p-orbitālēm. 4s orbitāle iekļūst tuvāk kodolam; 3D apakšlīmenis paliek tukšs (3d0). Sākot no skandija, 10 elementi aizpilda 3D apakšlīmeņa orbitāles. Viņus sauc d-elementi.
Saskaņā ar orbitāļu secīgas piepildīšanas principu hroma atomam jābūt elektronu konfigurācijai 4s23d4, tomēr tam ir elektronu “noplūde”, kas sastāv no 4s elektrona pārejas uz enerģētikā tuvu 3d orbitāli (att. . 11).
 |
Eksperimentāli noskaidrots, ka atoma stāvokļi, kuros p-, d-, f-orbitāles ir puspiepildītas (p3, d5, f7), pilnībā (p6, d10, f14) vai brīvas (p0, d0). , f0), ir palielināta stabilitāte. Tāpēc, ja atomam pirms apakšlīmeņa puspabeigšanas vai pabeigšanas trūkst viena elektrona, tiek novērota tā “noplūde” no iepriekš piepildītās orbitāles (šajā gadījumā 4s).
Izņemot Cr un Cu, visiem elementiem no Ca līdz Zn ārējā līmenī ir vienāds elektronu skaits - divi. Tas izskaidro salīdzinoši nelielās īpašību izmaiņas pārejas metālu sērijā. Tomēr uzskaitītajiem elementiem gan ārējā apakšlīmeņa 4s elektroni, gan pre-ārējā apakšlīmeņa 3d elektroni ir valence (izņemot cinka atomu, kurā ir pilnībā pabeigts trešais enerģijas līmenis).
|
4d un 4f orbitāles palika brīvas, lai gan ceturtais periods ir beidzies.
PIEKTAIS PERIODS
Orbītas piepildīšanas secība ir tāda pati kā iepriekšējā periodā: vispirms tiek aizpildīta 5s orbitāle ( 37 Rb 5s1), pēc tam 4d un 5p ( 54Xe 5s24d105p6). 5s un 4d orbitāles enerģijas ziņā ir vēl tuvākas, tāpēc lielākajai daļai 4d elementu (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) ir elektronu pāreja no 5s uz 4d apakšlīmeni.
SESTAIS UN SEPTĪTAIS PERIODS
Atšķirībā no iepriekšējā sestā perioda ietver 32 elementus. Cēzijs un bārijs ir 6s elementi. Nākamie enerģētiski labvēlīgie stāvokļi ir 6p, 4f un 5d. Pretēji Klečkovska likumam lantānam tiek aizpildīta nevis 4f, bet gan 5d orbitāle ( 57La 6s25d1), bet tam sekojošajiem elementiem ir aizpildīts 4f apakšlīmenis ( 58Ce 6s24f2), kurā ir četrpadsmit iespējamie elektroniskie stāvokļi. Atomus no cērija (Ce) līdz lutēcijam (Lu) sauc par lantanīdiem – tie ir f-elementi. Lantanīdu virknē dažkārt notiek elektrona "pārsniegums", kā arī d-elementu virknē. Kad 4f-apakšlīmenis ir pabeigts, 5d-apakšlīmenis (deviņi elementi) turpina aizpildīt un sestais periods ir pabeigts, tāpat kā jebkurš cits, izņemot pirmo, sešus p-elementus.
Pirmie divi s elementi septītajā periodā ir francijs un rādijs, kam seko viens 6d elements, aktīnijs ( 89ac 7s26d1). Aktīnijam seko četrpadsmit 5f elementi – aktinīdi. Deviņiem 6d elementiem jāseko aktinīdiem un sešiem p elementiem jāpabeidz periods. Septītais periods ir nepilnīgs.
Aplūkotais sistēmas periodu veidošanās modelis ar elementiem un atomu orbitāļu piepildīšanās ar elektroniem parāda atomu elektronisko struktūru periodisko atkarību no kodola lādiņa.
Periods - tas ir elementu kopums, kas sakārtots augošā secībā pēc atomu kodolu lādiņiem un ko raksturo viena un tā pati ārējo elektronu galvenā kvantu skaita vērtība. Perioda sākumā aizpildiet ns - un beigās - np -orbitāles (izņemot pirmo periodu). Šie elementi veido astoņas galvenās (A) D.I. apakšgrupas. Mendeļejevs.
Galvenā apakšgrupa - Šis ir ķīmisko elementu kopums, kas atrodas vertikāli un kam ārējā enerģijas līmenī ir vienāds elektronu skaits.
Laika gaitā, palielinoties kodola lādiņam un pieaugot ārējo elektronu pievilkšanās spēkam no kreisās uz labo pusi, atomu rādiusi samazinās, kas savukārt izraisa metāliskā pavājināšanos un nemetāla palielināšanos. īpašības. Per atomu rādiussņem teorētiski aprēķināto attālumu no kodola līdz ārējā kvantu slāņa maksimālajam elektronu blīvumam. Grupās no augšas uz leju palielinās enerģijas līmeņu skaits un līdz ar to arī atomu rādiuss. Šajā gadījumā tiek uzlabotas metāla īpašības. Svarīgas atomu īpašības, kas periodiski mainās atkarībā no atomu kodolu lādiņiem, ietver arī jonizācijas enerģiju un elektronu afinitāti, kas tiks aplūkota 2.2. sadaļā.
1. uzdevums. Uzrakstiet šādu elementu elektroniskās konfigurācijas: N, Si, F e, Kr , Te, W .
Risinājums. Atomu orbitāļu enerģija palielinās šādā secībā:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d.
Uz katra s-čaula (viena orbitāle) var atrasties ne vairāk kā divi elektroni, uz p-apvalka (trīs orbitāles) - ne vairāk kā seši, uz d-apvalka (piecas orbitāles) - ne vairāk kā 10 un uz f apvalks (septiņas orbitāles) - ne vairāk kā 14.
Atoma pamata stāvoklī elektroni aizņem orbitāles ar viszemāko enerģiju. Elektronu skaits ir vienāds ar kodola lādiņu (atoms kopumā ir neitrāls) un elementa atomskaitli. Piemēram, slāpekļa atomam ir 7 elektroni, no kuriem divi atrodas 1s orbitālēs, divi ir 2s orbitālēs, bet atlikušie trīs elektroni atrodas 2p orbitālēs. Slāpekļa atoma elektroniskā konfigurācija:
7 N : 1s 2 2s 2 2p 3 . Citu elementu elektroniskās konfigurācijas:
14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2,
26 F e : 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 3p 10 3p 6,
52 Tie : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4,
74 Tie : 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.
2. uzdevums. Kurai inertajai gāzei un kādu elementu joniem ir tāda pati elektroniskā konfigurācija kā daļiņai, kas rodas, atdalot visus valences elektronus no kalcija atoma?
Risinājums. Kalcija atoma elektronu apvalkam ir struktūra 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Noņemot divus valences elektronus, veidojas Ca 2+ jons ar konfigurāciju 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Atomam ir tāda pati elektroniskā konfigurācija Ar un joni S 2-, Cl -, K +, Sc 3+ utt.
3. uzdevums. Vai Al 3+ jona elektroni var atrasties šādās orbitālēs: a) 2p; b) 1r; c) 3d?
Risinājums. Alumīnija atoma elektroniskā konfigurācija: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Al 3+ jons veidojas, atdalot trīs valences elektronus no alumīnija atoma, un tam ir elektroniskā konfigurācija 1s 2 2s 2 2p 6 .
a) elektroni jau atrodas 2p orbitālē;
b) saskaņā ar ierobežojumiem, kas uzlikti kvantu skaitlim l (l = 0, 1, ... n -1), ar n = 1, ir iespējama tikai vērtība l = 0, tāpēc 1p orbitāle neeksistē. ;
c) elektroni var atrasties 3d orbitālē, ja jons ir ierosinātā stāvoklī.
4. uzdevums. Uzrakstiet neona atoma elektronisko konfigurāciju pirmajā ierosinātajā stāvoklī.
Risinājums. Neona atoma elektroniskā konfigurācija pamatstāvoklī ir 1s 2 2s 2 2p 6 . Pirmo ierosināto stāvokli iegūst, vienam elektronam pārejot no augstākās aizņemtās orbitāles (2p) uz zemāko brīvo orbitāli (3s). Neona atoma elektroniskā konfigurācija pirmajā ierosinātajā stāvoklī ir 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .
5. uzdevums. Kāds ir izotopu 12 C un 13 C , 14 N un 15 N kodolu sastāvs?
Risinājums. Protonu skaits kodolā ir vienāds ar elementa atomu skaitu un ir vienāds visiem šī elementa izotopiem. Neitronu skaits ir vienāds ar masas skaitli (norādīts elementa numura augšējā kreisajā stūrī), atskaitot protonu skaitu. Viena un tā paša elementa dažādiem izotopiem ir atšķirīgs neitronu skaits.
Šo kodolu sastāvs:
12 C: 6p + 6n; 13 C: 6p + 7n; 14 N: 7p + 7n; 15N: 7p + 8n.
Atoma elektroniskā konfigurācija ir parāda ē enerģijas sadalījumu. līmeņi un apakšlīmeņi.
1s 1 ←skaitlis ē ar doto mākoņa formu
↖ elektronu mākoņa forma
enerģijas līmenis
Grafiskās elektroniskās formulas (atoma elektroniskās struktūras attēli) -
parāda ē enerģijas sadalījumu. līmeņi, apakšlīmeņi un orbitāles.
I periods:+1 N
Kur - ē, ↓ - ē ar pretparalēliem spiniem, orbitāle.
Rakstot grafisko elektronisko formulu, jāatceras Pauli likums un Hunda noteikums "Ja vienā apakšlīmenī ir vairākas brīvas orbitāles, tad ē katru novieto uz atsevišķas orbitāles un tikai tad, ja brīvu orbitāļu nav, apvieno pāros."
(Darbs ar elektroniskām un grafiskām elektroniskām formulām).
Piemēram, H+11s1; Viņš +2 1s 2 ; Li +3 1s 2 2s 1; Na +11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1; Ar +18 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6;
I periods:ūdeņradis un hēlijs – s-elementi, to s-orbitāle ir piepildīta ar elektroniem.
II periods: Li un Be ir s elementi
B, C, N, O, F, Ne - p-elementi
Atkarībā no tā, kurš atoma apakšlīmenis ir pēdējais piepildīts ar elektroniem, visi elementi tiek sadalīti 4 elektronisko saimēs vai blokos:
1) s-elementi – tiem ir atoma ārējā slāņa ē-mi s-apakšlīmenis; tie ietver ūdeņradi, hēliju un e-you gl.p / gr. I un II grupa.
2) p-elementi - tie aizpilda atoma ārējā līmeņa elektronu pasaules apakšlīmeni; tie ietver gl.p / gr elementus. III - VIII grupas.
3) d-elementi - tajos atoma preārējā līmeņa d-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; tie ietver e-you poboch.p / gr. . I-VIII grupas, t.i. el-you spraudnis desmitiem lielu periodu, kas atrodas starp s- un p-elementiem, tos sauc arī par pārejas elementiem.
4) f-elementi- ārpusē esošā atoma trešā līmeņa f-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; pie tiem pieder lantanīdi (4f elementi) un aktinīdi (5f elementi).
Vara un hroma atomiem ir "neveiksme" ē no 4s- uz 3d apakšlīmeni, kas izskaidrojams ar iegūto elektronisko konfigurāciju 3d 5 un 3d 10 lielāku enerģijas stabilitāti:
29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 24Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5
Eksperimentāli ir pierādīts, ka atomu stāvokļi, kuros p-, d-, f-orbitāles ir puspiepildītas (p 3 , d 5 , f 7 ), pilnībā (p 6 , d 10 , f 14 ) vai brīvas. , ir palielinājusi stabilitāti. Tas izskaidro elektronu pārejas - "iekritumus" - starp cieši izvietotām orbitālēm. Tādas pašas novirzes tiek novērotas hroma - molibdēna analogā, kā arī vara apakšgrupas elementos - sudrabā un zeltā. Unikāls šajā ziņā ir pallādijs, kura atomam vispār nav 5s elektronu un kuram ir pēdas. Konfigurācija: 46 Pd 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 0 4d 10.
Jautājumi paškontrolei
1. Kas ir elektronu mākonis?
2. Kāda ir atšķirība starp 1s-orbitālu un 2s-orbitālu?
3. Kāds ir galvenais kvantu skaitlis? Kā tas ir saistīts ar perioda numuru?
4. Kas ir apakšlīmenis un kā šis jēdziens ir saistīts ar perioda numuru?
5. Sastādīt PSCE perioda 4-6 elementu atomu elektroniskās konfigurācijas.
6. Sastādiet magnija un neona atomu elektronisko konfigurāciju.
7. Nosakiet, kurš atoms pieder elektroniskajai konfigurācijai 1S 2 2S 2 2p 6 3S 1, 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2, 1S 2 2S 2 2p 4, 1S 2 2S 1
NODARBĪBAS PLĀNS Nr.7
Disciplīna:Ķīmija.
Temats:
Nodarbības mērķis: Pētīt jonu un kovalento saišu veidošanās mehānismus, aplūkot jonu, atomu un molekulāro kristālu režģi.
Plānotie rezultāti
Temats:ķīmisko pamatjēdzienu pārvaldīšana: ķīmiskā saite, joni, kristāla režģi, droša ķīmiskās terminoloģijas un simbolu lietošana; spējas dot kvantitatīvus aprēķinus un veikt aprēķinus pēc ķīmiskajām formulām un vienādojumiem veidošanās;
Metasubjekts: dažāda veida kognitīvās darbības un intelektuālo pamatoperāciju izmantošana: ķīmisko elementu atomu elektronisko konfigurāciju apkopošana.
Personīgi: prasme izmantot mūsdienu ķīmijas zinātnes un ķīmisko tehnoloģiju sasniegumus savas intelektuālās attīstības paaugstināšanai izvēlētajā profesionālajā darbībā;
Laika norma: 2 stundas
Klases veids: Lekcija.
Nodarbības plāns:
1. Katjoni, to veidošanās no atomiem oksidācijas procesa rezultātā. Anjoni, to veidošanās no atomiem reducēšanās procesa rezultātā. Jonu saite kā saite starp katjoniem un anjoniem elektrostatiskās pievilkšanās dēļ.
2. Jonu klasifikācija: pēc sastāva, lādiņa zīmes, hidrāta apvalka klātbūtnes.
3. Jonu kristālu režģi. Vielu ar jonu tipa kristāliskā režģa īpašības.
4. Kovalentās saites veidošanās mehānisms (apmaiņa un donors-akceptors).
5. Elektronegativitāte. Kovalentās polārās un nepolārās saites. Kovalentās saites daudzveidība.
6. Molekulārie un atomu kristālu režģi. Vielu ar molekulārajiem un atomu kristālrežģiem īpašības.
Aprīkojums: DIMendeļejeva kristāla režģu modeļi, mācību grāmata, ķīmisko elementu periodiskā sistēma.
Literatūra:
1. Ķīmijas 11. klase: mācību grāmata. vispārējai izglītībai organizācijas G.E. Rudzītis, F.G. Feldmanis. - M.: Apgaismība, 2014. -208 lpp.: Ill..
2. Ķīmija tehniskā profila profesijām un specialitātēm: mācību grāmata studentiem. vidējas institūcijas. prof. izglītība / O.S.Gabrielyan, I.G. Ostroumovs. - 5. izd., dzēsts. - M .: Izdevniecības centrs "Akadēmija", 2017. - 272 lpp., ar krāsu. slim.
Lektors: Tubaļceva Yu.N.
7. tēma. Jonu un kovalentā ķīmiskā saite.
1) Katjoni, to veidošanās no atomiem oksidācijas procesa rezultātā. Anjoni, to veidošanās no atomiem reducēšanās procesa rezultātā. Jonu saite kā saite starp katjoniem un anjoniem elektrostatiskās pievilkšanās dēļ.
2) Jonu klasifikācija: pēc sastāva, lādiņa zīmes, hidratēta apvalka klātbūtnes.
3) Jonu kristālu režģi. Vielu ar jonu tipa kristāliskā režģa īpašības.
4) Kovalentās saites veidošanās mehānisms (apmaiņa un donors-akceptors).
5) Elektronegativitāte. Kovalentās polārās un nepolārās saites. Kovalentās saites daudzveidība.
6) Molekulārie un atomu kristālu režģi. Vielu ar molekulārajiem un atomu kristālrežģiem īpašības.
Katjoni, to veidošanās no atomiem oksidācijas procesa rezultātā. Anjoni, to veidošanās no atomiem reducēšanās procesa rezultātā. Jonu saite kā saite starp katjoniem un anjoniem elektrostatiskās pievilkšanās dēļ.
Ķīmiskā saite ir atomu mijiedarbība, kas nosaka ķīmiskās daļiņas vai kristāla stabilitāti kopumā. Ķīmiskā saite veidojas, pateicoties elektrostatiskajai mijiedarbībai starp lādētām daļiņām: katjoniem un anjoniem, kodoliem un elektroniem. Kad atomi tuvojas viens otram, starp viena atoma kodolu un cita elektroniem sāk darboties pievilcīgi spēki, kā arī atgrūšanas spēki starp kodoliem un starp elektroniem. Kādā attālumā šie spēki līdzsvaro viens otru, un veidojas stabila ķīmiskā daļiņa.
Veidojot ķīmisko saiti, savienojumā var notikt ievērojama atomu elektronu blīvuma pārdale, salīdzinot ar brīvajiem atomiem. Ierobežotā gadījumā tas noved pie lādētu daļiņu - jonu veidošanās (no grieķu "jons" - iet).
Jonu mijiedarbība:
Ja atoms zaudē vienu vai vairākus elektronus, tad tas pārvēršas par pozitīvo jonu - katjonu (tulkojumā no grieķu valodas - "iet uz leju). Tā veidojas ūdeņraža katjoni H +, litijs Li +, bārijs Ba 2+. Elektronu iegūšana , atomi pārvēršas par negatīviem joniem - anjoniem (no grieķu "anjons" - iet uz augšu) Anjonu piemēri ir fluora jons F - , sulfīda jons S 2 - .
Katjoni un anjoni spēj piesaistīt viens otru. Šajā gadījumā rodas ķīmiskā saite un veidojas ķīmiskie savienojumi. Šāda veida ķīmiskās saites sauc par jonu saiti:
Jonu saite, kā likums, rodas starp tipisku metālu un tipisku nemetālu atomiem. Metāla atomiem raksturīga īpašība ir tāda, ka tie viegli nodod savus valences elektronus, savukārt nemetālu atomi spēj tos viegli piestiprināt.
Apsveriet jonu saites rašanos, piemēram, starp nātrija atomiem un hlora atomiem nātrija hlorīda NaCl.
Elektrona atdalīšanās no nātrija atoma noved pie pozitīvi lādēta jona - nātrija katjona Na + veidošanās.
Elektrona pievienošana hlora atomam noved pie negatīvi lādēta jona - hlora anjona Cl - veidošanās.
Starp izveidotajiem Na + un Cl - joniem, kuriem ir pretējs lādiņš, rodas elektrostatiskā pievilcība, kā rezultātā veidojas savienojums - nātrija hlorīds ar jonu veida ķīmisko saiti.
Jonu saite - Šī ir ķīmiskā saite, kas tiek veikta pretēji lādētu jonu elektrostatiskās mijiedarbības dēļ.
Tādējādi jonu saites veidošanās process tiek samazināts līdz elektronu pārejai no nātrija atomiem uz hlora atomiem, veidojot pretēji lādētus jonus ar pilnām ārējo slāņu elektroniskām konfigurācijām.
1. Metālu atomi, atsakoties no ārējiem elektroniem, pārvēršas pozitīvos jonos:
kur n ir elektronu skaits atoma ārējā slānī, kas atbilst ķīmiskā elementa grupas numuram.
2. Nemetālu atomi, kas pieņem elektronus, kas trūkst pirms ārējā elektronu slāņa pabeigšanas, tiek pārvērsti negatīvos jonos:
3. Starp pretēji lādētiem joniem rodas saite, ko sauc jonu.
2. Jonu klasifikācija: pēc sastāva, lādiņa zīmes, hidrāta apvalka klātbūtnes.
Jonu klasifikācija:
1. Pēc lādiņa zīmes: katjoni (pozitīvs, K+, Ca2+, H+) un anjoni (negatīvs, S2-, Cl-, I-).
2. Pēc sastāva: kompleksais ( , ) un vienkāršs (Na +, F-)
©2015-2019 vietne
Visas tiesības pieder to autoriem. Šī vietne nepretendē uz autorību, bet nodrošina bezmaksas izmantošanu.
Lapas izveides datums: 2017-12-12
Šveices fiziķis V. Pauli 1925. gadā konstatēja, ka atomā vienā orbitālē var atrasties ne vairāk kā divi elektroni, kuriem ir pretēji (pretparalēli) spini (tulkojumā no angļu valodas “spindle”), tas ir, tiem piemīt īpašības, kuras var būt nosacīti attēloja sevi kā elektrona rotāciju ap savu iedomāto asi: pulksteņrādītāja virzienā vai pretēji pulksteņrādītāja virzienam. Šo principu sauc par Pauli principu.
Ja orbitālē ir viens elektrons, tad to sauc par nesapārotu, ja ir divi, tad tie ir pārī savienoti elektroni, tas ir, elektroni ar pretējiem spiniem.
5. attēlā parādīta diagramma par enerģijas līmeņu sadalījumu apakšlīmeņos.
S-orbitāle, kā jūs jau zināt, ir sfēriska. Ūdeņraža atoma elektrons (s = 1) atrodas šajā orbitālē un nav savienots pārī. Tāpēc tā elektroniskā formula jeb elektroniskā konfigurācija tiks uzrakstīta šādi: 1s 1. Elektroniskajās formulās enerģijas līmeņa skaitli norāda ar skaitli burta priekšā (1 ...), apakšlīmeni (orbitālo tipu) norāda ar latīņu burtu un skaitli, kas rakstīts burta augšējā labajā stūrī. burts (kā eksponents) parāda elektronu skaitu apakšlīmenī.
Hēlija atomam He, kam ir divi elektroni pārī vienā s-orbitālē, šī formula ir: 1s 2 .
Hēlija atoma elektronu apvalks ir pilnīgs un ļoti stabils. Hēlijs ir cēlgāze.
Otrajam enerģijas līmenim (n = 2) ir četras orbitāles: viena s un trīs p. Otrā līmeņa s-orbitāles elektroniem (2s-orbitālēm) ir lielāka enerģija, jo tie atrodas lielākā attālumā no kodola nekā 1s-orbitāles elektroni (n = 2).
Kopumā katrai n vērtībai ir viena s-orbitāle, bet tajā ir atbilstošs elektronu enerģijas daudzums un līdz ar to ar atbilstošu diametru, kas aug, palielinoties n vērtībai.
R-orbitāle ir veidota kā hantele vai astoņnieks. Visas trīs p-orbitāles atrodas atomā savstarpēji perpendikulāri gar telpiskajām koordinātām, kas novilktas caur atoma kodolu. Vēlreiz jāuzsver, ka katram enerģijas līmenim (elektroniskajam slānim), sākot no n = 2, ir trīs p-orbitāles. Palielinoties n vērtībai, elektroni aizņem p-orbitāles, kas atrodas lielos attālumos no kodola un ir vērstas pa x, y un z asīm.
Otrā perioda elementiem (n = 2) vispirms tiek aizpildīta viena β-orbitāle un pēc tam trīs p-orbitāles. Elektroniskā formula 1l: 1s 2 2s 1. Elektrons ir vājāk saistīts ar atoma kodolu, tāpēc litija atoms to var viegli atdot (kā jūs acīmredzot atceraties, šo procesu sauc par oksidāciju), pārvēršoties par Li + jonu.
Berilija atomā Be 0 2s orbitālē atrodas arī ceturtais elektrons: 1s 2 2s 2 . Berilija atoma divi ārējie elektroni viegli atdalās - Be 0 tiek oksidēts līdz Be 2+ katjonam.
Pie bora atoma piektais elektrons aizņem 2p orbitāli: 1s 2 2s 2 2p 1. Tālāk atomi C, N, O, E ir piepildīti ar 2p orbitālēm, kas beidzas ar cēlgāzes neonu: 1s 2 2s 2 2p 6.
Trešā perioda elementiem tiek aizpildītas attiecīgi Sv- un Sp-orbitāles. Piecas trešā līmeņa d-orbitāles paliek brīvas:
Dažreiz diagrammās, kas attēlo elektronu sadalījumu atomos, ir norādīts tikai elektronu skaits katrā enerģijas līmenī, tas ir, tie pieraksta ķīmisko elementu atomu saīsinātās elektroniskās formulas, atšķirībā no iepriekš sniegtajām pilnajām elektroniskajām formulām.
Liela perioda elementiem (ceturtais un piektais) pirmie divi elektroni aizņem attiecīgi 4. un 5. orbitāli: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Sākot no katra lielā perioda trešā elementa, nākamie desmit elektroni dosies attiecīgi uz iepriekšējām 3d un 4d orbitālēm (sekundāro apakšgrupu elementiem): 23 V 2, 8 , 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Parasti, kad ir aizpildīts iepriekšējais d-apakšlīmenis, sāks pildīties ārējais (attiecīgi 4p- un 5p) p-apakšlīmenis.
Liela perioda elementiem - sestajam un nepilnīgajam septītajam - elektroniskie līmeņi un apakšlīmeņi parasti ir piepildīti ar elektroniem šādi: pirmie divi elektroni nonāks ārējā β-apakšlīmenī: 56 Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87 gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; nākamais viens elektrons (Na un Ac) uz iepriekšējo (p-apakšlīmenis: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 un 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).
Tad nākamie 14 elektroni dosies uz trešo enerģijas līmeni no ārpuses attiecīgi 4f un 5f orbitālēs lantanīdiem un aktinīdiem.
Tad atkal sāks veidoties otrais ārējais enerģijas līmenis (d-apakšlīmenis): sekundāro apakšgrupu elementiem: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - un, visbeidzot, tikai pēc pilnīgas pašreizējā līmeņa aizpildīšanas ar desmit elektroniem ārējais p-apakšlīmenis atkal tiks aizpildīts:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Ļoti bieži atomu elektronu apvalku uzbūve tiek attēlota, izmantojot enerģijas vai kvantu šūnas – tās pieraksta tā sauktās grafiskās elektroniskās formulas. Šim ierakstam izmanto šādu apzīmējumu: katra kvantu šūna ir apzīmēta ar šūnu, kas atbilst vienai orbitālei; katrs elektrons ir norādīts ar bultiņu, kas atbilst spina virzienam. Rakstot grafisko elektronisko formulu, jāatceras divi noteikumi: Pauli princips, saskaņā ar kuru šūnā var būt ne vairāk kā divi elektroni (orbitāles, bet ar pretparalēliem spiniem), un F. Hunda likums, saskaņā ar kuru elektroni aizņem brīvās šūnas (orbitāles), atrodas tajās tās ir vispirms pa vienai un tajā pašā laikā tām ir vienāda spina vērtība, un tikai tad tās sapārojas, bet spini šajā gadījumā pēc Pauli principa jau būs pretēji vērsta.
Noslēgumā vēlreiz aplūkosim elementu atomu elektronisko konfigurāciju kartēšanu D. I. Mendeļejeva sistēmas periodos. Atomu elektroniskās struktūras shēmas parāda elektronu sadalījumu pa elektroniskajiem slāņiem (enerģijas līmeņiem). 
Hēlija atomā pirmais elektronu slānis ir pabeigts - tajā ir 2 elektroni.
Ūdeņradis un hēlijs ir s-elementi; šiem atomiem ir s-orbitāle, kas piepildīta ar elektroniem.
Otrā perioda elementi
Visiem otrā perioda elementiem pirmais elektronu slānis ir piepildīts un elektroni aizpilda otrā elektronu slāņa e- un p-orbitāles saskaņā ar mazākās enerģijas principu (vispirms s- un pēc tam p) un noteikumiem. Pauli un Hunda (2. tabula).
Neona atomā ir pabeigts otrais elektronu slānis - tajā ir 8 elektroni.
2. tabula Otrā perioda elementu atomu elektronu apvalku struktūra
Tabulas beigas. 2 
Li, Be ir β-elementi.
B, C, N, O, F, Ne ir p-elementi; šiem atomiem ir p-orbitāles, kas piepildītas ar elektroniem.
Trešā perioda elementi
Trešā perioda elementu atomiem ir pabeigts pirmais un otrais elektronu slānis, tāpēc tiek aizpildīts trešais elektronu slānis, kurā elektroni var aizņemt 3s, 3p un 3d apakšlīmeņus (3. tabula).
3. tabula Trešā perioda elementu atomu elektronu apvalku struktūra
Magnija atomā tiek pabeigta 3s-elektronu orbitāle. Na un Mg ir s-elementi. 
Ārējā slānī (trešais elektronu slānis) argona atomā ir 8 elektroni. Kā ārējais slānis tas ir pilnīgs, bet kopumā trešajā elektronu slānī, kā jau zināms, var būt 18 elektroni, kas nozīmē, ka trešā perioda elementiem ir neaizpildītas 3d orbitāles.
Visi elementi no Al līdz Ar ir p-elementi. s- un p-elementi veido galvenās apakšgrupas Periodiskajā sistēmā.
Pie kālija un kalcija atomiem parādās ceturtais elektronu slānis, un 4s apakšlīmenis ir piepildīts (4. tabula), jo tam ir zemāka enerģija nekā 3d apakšlīmenim. Lai vienkāršotu ceturtā perioda elementu atomu grafiskās elektroniskās formulas: 1) argona nosacīti grafisko elektronisko formulu apzīmējam šādi:
Ar;
2) mēs neattēlosim apakšlīmeņus, kas šiem atomiem nav aizpildīti.
4. tabula Ceturtā perioda elementu atomu elektronu apvalku struktūra
K, Ca - s-elementi, kas iekļauti galvenajās apakšgrupās. Atomiem no Sc līdz Zn 3d apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem. Tie ir 3D elementi. Tie ir iekļauti sekundārajās apakšgrupās, tiem ir iepriekš aizpildīts ārējais elektronu slānis, tos sauc par pārejas elementiem.
Pievērsiet uzmanību hroma un vara atomu elektronu apvalku struktūrai. Tajos notiek viena elektrona "atteice" no 4n- līdz 3d apakšlīmenim, kas izskaidrojams ar iegūto elektronisko konfigurāciju 3d 5 un 3d 10 lielāku enerģijas stabilitāti: 
Cinka atomā ir pabeigts trešais elektronu slānis - tajā ir aizpildīti visi 3s, 3p un 3d apakšlīmeņi, kopumā uz tiem ir 18 elektroni.
Elementos, kas seko cinkam, turpina aizpildīt ceturto elektronu slāni, 4p apakšlīmeni: Elementi no Ga līdz Kr ir p-elementi. 
Kriptona atoma ārējais slānis (ceturtais) ir pilnīgs un tajā ir 8 elektroni. Bet tieši ceturtajā elektronu slānī, kā jūs zināt, var būt 32 elektroni; kriptona atoma 4d un 4f apakšlīmeņi joprojām paliek neaizpildīti.
Piektā perioda elementi aizpilda apakšlīmeņus šādā secībā: 5s-> 4d -> 5p. Un ir arī izņēmumi, kas saistīti ar elektronu "neveiksmi" 41 Nb, 42 MO utt.
Sestajā un septītajā periodā parādās elementi, tas ir, elementi, kuros tiek aizpildīti attiecīgi trešā ārējā elektroniskā slāņa 4f un 5f apakšlīmeņi.
4f elementus sauc par lantanīdiem.
5f-elementus sauc par aktinīdiem.
Elektronisko apakšlīmeņu aizpildīšanas secība sestā perioda elementu atomos: 55 Сs un 56 Ва - 6s-elementi;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elements; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elementi; 81 Tl - 86 Rn - 6p elementi. Bet pat šeit ir elementi, kuros tiek “pārkāpta” elektronisko orbitāļu piepildīšanas secība, kas, piemēram, ir saistīta ar lielāku pusi un pilnībā aizpildītu f apakšlīmeņu enerģijas stabilitāti, tas ir, nf 7 un nf 14.
Atkarībā no tā, kurš atoma apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem pēdējais, visi elementi, kā jūs jau sapratāt, tiek sadalīti četrās elektronisko saimēs vai blokos (7. att.).
1) s-Elements; atoma ārējā līmeņa β-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; s-elementi ietver ūdeņradi, hēliju un I un II grupas galveno apakšgrupu elementus;
2) p-elementi; atoma ārējā līmeņa p-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; p elementi ietver III-VIII grupu galveno apakšgrupu elementus;
3) d-elementi; atoma preārējā līmeņa d-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; d-elementi ietver I-VIII grupas sekundāro apakšgrupu elementus, tas ir, lielu periodu desmitgažu interkalētos elementus, kas atrodas starp s- un p-elementiem. Tos sauc arī par pārejas elementiem;
4) f-elementi, atoma trešā ārējā līmeņa f-apakšlīmenis ir piepildīts ar elektroniem; tajos ietilpst lantanīdi un aktinīdi.
1. Kas notiktu, ja Pauli princips netiktu ievērots?
2. Kas notiktu, ja Hunda valdīšana netiktu ievērota?
3. Izveidot šādu ķīmisko elementu atomu elektroniskās struktūras diagrammas, elektroniskās formulas un grafiskās elektroniskās formulas: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.
4. Uzrakstiet elektronisko formulu elementam #110, izmantojot atbilstošās cēlgāzes simbolu.
5. Kas ir elektrona “neveiksme”? Sniedziet piemērus elementiem, kuros šī parādība tiek novērota, pierakstiet to elektroniskās formulas.
6. Kā tiek noteikta ķīmiskā elementa piederība vienai vai otrai elektronisko saimei?
7. Salīdziniet sēra atoma elektroniskās un grafiskās elektroniskās formulas. Kādu papildu informāciju satur pēdējā formula?