Leksioni 2. Konfigurimi elektronik i elementit
Në fund të leksionit të fundit, bazuar në rregullat e Klechkovsky, ndërtuam rendin e mbushjes së nënniveleve të energjisë me elektrone.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f14 5d9 6p6 7s2 6d1 5f14 6d9 7p6 …
Shpërndarja e elektroneve të një atomi mbi nënnivelet e energjisë quhet konfigurim elektronik. Para së gjithash, kur shikoni serinë e mbushjes, bie në sy një periodicitet-rregullsi e caktuar.
Mbushja e orbitaleve të energjisë me elektrone në gjendjen bazë të një atomi i bindet parimit të energjisë më të vogël: së pari, mbushen orbitalet më të favorshme të ulëta, dhe më pas orbitalet me shtrirje më të lartë sipas rendit të mbushjes.
Le të analizojmë sekuencën e mbushjes.
Nëse saktësisht 1 elektron është i pranishëm në një atom, ai bie në 1s-AO me shtrirjen më të ulët (AO është një orbitale atomike). Prandaj, konfigurimi elektronik i shfaqur mund të përfaqësohet me shënimin 1s1 ose grafikisht (Shih më poshtë - një shigjetë në një kuti).
Është e lehtë të kuptohet se nëse ka më shumë se një elektron në një atom, ata zënë në mënyrë sekuenciale fillimisht 1s, dhe më pas 2s, dhe, së fundi, shkojnë në nënnivelin 2p. Sidoqoftë, tashmë për gjashtë elektrone (një atom karboni në gjendjen bazë), lindin dy mundësi: mbushja e nënnivelit 2p me dy elektrone me të njëjtin spin ose me të kundërtën.
Le të japim një analogji të thjeshtë: supozojmë se orbitalet atomike janë një lloj "dhomash" për "banorët", që janë elektrone. Dihet mirë nga praktika se qiramarrësit preferojnë, nëse është e mundur, të zënë çdo dhomë të veçantë dhe të mos grumbullohen në një.
Një sjellje e ngjashme është gjithashtu karakteristike për elektronet, e cila reflektohet në rregullin e Hundit:
Rregulli i Hundit: gjendja e qëndrueshme e një atomi korrespondon me një shpërndarje të tillë të elektroneve brenda nënnivelit të energjisë në të cilin rrotullimi total është maksimal.
Gjendja e një atomi me një energji minimale quhet gjendja bazë, dhe të gjitha të tjerat quhen gjendje të ngacmuara të atomit.
Leksioni 2. Konfigurimi elektronik
Atomet e elementeve të periudhave I dhe II
1 elektron | ||||||||||||||||||||||||||||
2 elektrone | ||||||||||||||||||||||||||||
3 elektrone | ||||||||||||||||||||||||||||
4 elektrone | ||||||||||||||||||||||||||||
5 elektrone | ||||||||||||||||||||||||||||
6 elektrone | ||||||||||||||||||||||||||||
7 elektrone | ||||||||||||||||||||||||||||
8 elektrone | ||||||||||||||||||||||||||||
9 elektrone | ||||||||||||||||||||||||||||
10 Ne | 10 elektrone | |||||||||||||||||||||||||||
Element i të gjithë e- | konfigurim elektronik | shpërndarja e elektroneve |
||||||||||||||||||||||||||
Pastaj, bazuar në rregullin e Hundit, për azotin gjendja bazë supozon praninë e tre elektroneve p të paçiftuara (konfigurimi i elektroneve …2p3 ). Në atomet e oksigjenit, fluorit dhe neonit, ndodh çiftimi sekuencial i elektroneve dhe mbushet nënniveli 2p.
Vini re se periudha e tretë e Tabelës Periodike fillon me atomin e natriumit,
konfigurimi i të cilit (11 Na ... 3s1) është shumë i ngjashëm me atë të litiumit (3 Li ... 2s1)
përveç se numri kuantik kryesor n është tre në vend të dy.
Mbushja e nënniveleve të energjisë në atomet e elementeve të periudhës III me elektrone është saktësisht e njëjtë me atë të vërejtur për elementët e periudhës II: atomi i magnezit përfundon mbushjen e nënnivelit 3s, pastaj nga alumini në argon, elektronet vendosen në mënyrë sekuenciale në 3p. nënniveli sipas rregullit të Hundit: së pari, elektronet individuale vendosen në AO ( Al, Si, P), pastaj ndodh çiftimi i tyre.
Atomet e elementeve të periudhës III
11 Na | |||||||||||||||||||||||||||
12 mg | |||||||||||||||||||||||||||
13Al | |||||||||||||||||||||||||||
14Si | |||||||||||||||||||||||||||
17Cl | |||||||||||||||||||||||||||
18Ar | |||||||||||||||||||||||||||
shkurtuar | e-shpërndarja |
||||||||||||||||||||||||||
Leksioni 2. Konfigurimi elektronik
Periudha e katërt e Tabelës Periodike fillon me mbushjen e nënnivelit 4s në atomet e kaliumit dhe kalciumit me elektrone. Siç del nga rendi i mbushjes, më pas vjen radha e orbitaleve 3d.
Kështu, mund të konkludojmë se mbushja e d-AO me elektrone është "vonë" me 1 periudhë: në periudhën IV, mbushet 3 (!) d-nënnivel).
Pra, nga Sc në Zn, nënniveli 3d (10 elektrone) është i mbushur me elektrone, pastaj nga Ga në Kr, nënniveli 4p është i mbushur.
Atomet e elementeve të periudhës IV
20 Ca | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
36Kr | 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
shkurtuar | e-shpërndarja | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Mbushja e nënniveleve të energjisë me elektrone në atomet e elementeve të periudhës V është saktësisht e njëjtë me atë të vërejtur për elementët e periudhës IV.
(çmontoni vetë)
Në periudhën e gjashtë, nënniveli 6s fillimisht mbushet me elektrone (55 atome Cs dhe
56 Ba), dhe më pas një elektron ndodhet në orbitalin 5d të lantanumit (57 La 6s2 5d1 ).
Për 14 elementët e ardhshëm (nga 58 në 71), nënniveli 4f është i mbushur, d.m.th. mbushja e f-orbitaleve është “vonë” me 2 perioda, ndërsa elektroni në nënnivelin 5d ruhet. Për shembull, duhet të shënohet konfigurimi elektronik i ceriumit
58 Ce 6s2 5d 1 4 f 1
Duke filluar nga elementi 72 (72 Hf) dhe deri te elementi 80 (80 Hg), nënniveli 5d "mbushet".
Prandaj, konfigurimet elektronike të hafniumit dhe merkurit janë
72 Hf 6s2 5d 1 4 f 14 5d 1 ose 72 Hf 6s2 4 f 14 5d 2 80 Hg 6s2 5d 1 4 f 14 5d 9 ose 80 Hg 6s2 4 f 14 5d 10
Leksioni 2. Konfigurimi elektronik
Në mënyrë të ngjashme, nënnivelet e energjisë në atomet e elementeve të periudhës VII janë të mbushura me elektrone.
Përcaktimi i numrave kuantikë nga konfigurimi elektronik
Çfarë janë numrat kuantikë, si u shfaqën dhe pse nevojiten - shih Leksionin 1.
Jepet: Hyrja e konfigurimit elektronik "3p 4"
Numri kuantik kryesor n është shifra e parë në hyrje, d.m.th. "3". n = 3 "3 p4", numri kuantik kryesor;
Numri kuantik sekondar (orbital, azimutal) l kodohet nga përcaktimi i shkronjës së nënnivelit. Shkronja p korrespondon me numrin l = 1.
formë reje
l \u003d 1 "3p 4",
"trap"
Shpërndarja e elektroneve brenda një nënniveli sipas parimit Pauli dhe rregullit të Hundit
m Є [-1; +1] - orbitalet janë të njëjta (të degjeneruara) në energji 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
Niveli i valencës dhe elektronet e valencës
Niveli i valencës quhet një grup nënnivelesh të energjisë që përfshihen në formimin e lidhjeve kimike me atome të tjera.
Elektronet e valencës janë ato që ndodhen në nivelin e valencës.
Elementet e PSCE ndahen në 4 grupe
s-elementet. Elektrone të valencës ns x. Dy s-elementet janë në fillim të çdo periudhe.
p-elementet. Elektrone të valencës ns 2 np x. Gjashtë p-elemente ndodhen në fund të çdo periudhe (përveç të parës dhe të shtatës).
Leksioni 2. Konfigurimi elektronik
d-elementet. Elektrone të valencës ns 2 (n-1)d x. Dhjetë elementë d formojnë nëngrupe dytësore, duke filluar nga periudha IV dhe janë midis elementeve s dhe p.
f-elementet. Elektrone të valencës ns 2 (n-1)d 1 (n-2)f x. Katërmbëdhjetë elementët f formojnë serinë e lantanideve (4f) dhe aktinideve (5f), të cilat ndodhen poshtë tabelës.
Analoge elektronike janë grimca që karakterizohen nga konfigurime të ngjashme elektronike, d.m.th. shpërndarja e elektroneve mbi nënnivele.
për shembull
H 1s1 Li … 2s1 Na … 3s1 K … 4s1
Analogët elektronikë kanë konfigurime të ngjashme elektronike, kështu që vetitë e tyre kimike janë të ngjashme - dhe ato ndodhen në sistemin periodik të elementeve në të njëjtin nëngrup.
"Dështim" elektronik (ose "tejkalim" elektronik)
Mekanika kuantike parashikon që gjendja e grimcave ka energjinë më të ulët kur të gjitha nivelet janë të mbushura me elektrone ose plotësisht ose gjysmë.
Kështu që për elementët e nëngrupit të kromit(Cr, Mo, W, Sg) dhe elementet e nëngrupit të bakrit(Cu, Ag, Au) ka një zhvendosje prej 1 elektroni nga s - në nënnivelin d-.
24 Cr 4s2 3d4 24 Cr 4s1 3d5 29 Cu 4s2 3d9 29 Cu 4s1 3d10
Ky fenomen quhet "dështim" elektronik, duhet mbajtur mend.
Një fenomen i ngjashëm është gjithashtu karakteristik për elementet f, por kimia e tyre është përtej qëllimit të kursit tonë.
Ju lutemi vini re: për elementët p, zhytja elektronike NUK respektohet!
Duke përmbledhur, duhet të konkludohet se numri i elektroneve në një atom përcaktohet nga përbërja e bërthamës së tij, dhe shpërndarja e tyre (konfigurimi elektronik) përcaktohet nga grupe
Leksioni 2. Konfigurimi elektronik
numrat kuantikë. Nga ana tjetër, konfigurimi elektronik përcakton vetitë kimike të elementit.
Prandaj, është e qartë se Vetitë e substancave të thjeshta, si dhe vetitë e përbërjeve
elementet janë në një varësi periodike nga madhësia e ngarkesës së bërthamës
atom (numri serial).
Ligji periodik
Vetitë themelore të atomeve të elementeve
1. Rrezja e një atomi është distanca nga qendra e bërthamës në nivelin e jashtëm të energjisë. AT
periudha, ndërsa ngarkesa e bërthamës rritet, rrezja e atomit zvogëlohet; në një grup,
përkundrazi, me rritjen e numrit të niveleve të energjisë, rrezja e atomit rritet.
Rrjedhimisht, në seritë O2-, F-, Ne, Na+, Mg2+ - rrezja e grimcave zvogëlohet, megjithëse konfigurimi i tyre është i njëjtë 1s2 2s2 2p6.
Për jometalet, ata flasin për rrezen kovalente, për metalet, për rrezen metalike, për jonet, për rrezen jonike.
2. Potenciali i jonizimit është energjia që duhet shpenzuar për ndarjen nga atomi 1
elektron. Sipas parimit të energjisë më të vogël, elektroni i fundit për sa i përket mbushjes (për elementët s dhe p) dhe elektroni i nivelit të jashtëm të energjisë (për elementët d dhe f) dalin së pari.
Në periudhën, me rritjen e ngarkesës së bërthamës, rritet potenciali i jonizimit - në fillim të periudhës ekziston një metal alkali me një potencial të ulët jonizimi, në fund të periudhës - një gaz inert. Në një grup, potencialet e jonizimit dobësohen.
Energjia e jonizimit, eV
3. Afiniteti i elektroneve - energjia e çliruar kur një elektron lidhet me një atom, d.m.th. në formimin e një anioni. 4. Elektronegativiteti (EO) është aftësia e atomeve për të tërhequr densitetin e elektroneve drejt vetes. Ndryshe nga potenciali jonizues, i cili pasohet nga një sasi fizike specifike e matshme, EO është një sasi e caktuar që mund tëvetëm e llogaritur, nuk mund të matet. Me fjalë të tjera, OE është shpikur nga njerëzit për ta përdorur atë për të shpjeguar disa fenomene. Për qëllimet tona arsimore, kërkohet të kujtojmë rendin cilësor të ndryshimit elektronegativiteti: F > O > N > Cl > ... > H > ... > metale. EO - aftësia e një atomi për të zhvendosur densitetin e elektronit drejt vetes, - padyshim, rritet në periudhë (meqenëse ngarkesa e bërthamës rritet - forca e tërheqjes së elektronit dhe rrezja e atomit zvogëlohet) dhe, përkundrazi, dobësohet në grup. Është e lehtë të kuptohet se meqenëse periudha fillon me një metal elektropozitiv, dhe përfundon me një jometal tipik të grupit VII (gazrat inerte nuk merren parasysh), atëherë shkalla e ndryshimit të EC në periudhë është më e madhe se në grup.
Leksioni 2. Konfigurimi elektronik 5. Gjendja e oksidimit është ngarkesa e kushtëzuar e një atomi në një përbërje kimike, llogaritur në përafrimin që të gjitha lidhjet formohen nga jonet. Gjendja minimale e oksidimit përcaktohet nga sa elektrone mund të pranojë një atom për përfaqësojnë sekuencën në të cilën atomet janë të lidhur me njëri-tjetrin. Konsideroni veçmas çdo çift atomesh dhe shënoni me një shigjetë zhvendosjen e elektroneve në atë atom nga çifti, EC i të cilit është më i madh se (b). Si pasojë, elektronet u zhvendosën - dhe u formuan ngarkesa - pozitive dhe negative: në fund të çdo shigjete është një ngarkesë (-1), që korrespondon me shtimin e 1 elektron; në bazën e shigjetës është ngarkesa (+1) që korrespondon me heqjen e 1 elektronit. Ngarkesat që rezultojnë janë gjendja e oksidimit të një atomi të caktuar.
Kjo është e gjitha për sot, faleminderit për vëmendjen tuaj. Letërsia 1. S.G. Baram, M.A. Ilyin. Kimia në shkollën verore. Proc. kompensim / Novosib. shteti un-t, Novosibirsk, 2012. 48 f. 2. A.V. Manuilov, V.I. Rodionov. Bazat e kimisë për fëmijë dhe të rritur. - M.: Shtëpia Botuese CJSC Tsentrpoligraf, 2014. - 416 f. - shih fq. 29-85. http://www.hemi.nsu.ru/ | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Berilium Konfigurimi elektronik është 2s2. Diagrami elektronik i shtresës së jashtme kuantike:
Bor Konfigurimi elektronik është 2s22p1. Atomi i borit mund të shkojë në një gjendje të ngacmuar. Diagrami elektronik i shtresës së jashtme kuantike:
Një atom karboni i pangacmuar mund të formojë dy lidhje kovalente përmes çiftimit të elektroneve dhe një përmes një mekanizmi dhurues-pranues. Një shembull i një përbërje të tillë është monoksidi i karbonit (II), i cili ka formulën CO dhe quhet monoksid karboni. Struktura e tij do të diskutohet më në detaje në seksionin 2.1.2. Një atom karboni i ngacmuar është unik: të gjitha orbitalet e shtresës së jashtme kuantike të tij janë të mbushura me elektrone të paçiftëzuara, d.m.th. ka të njëjtin numër orbitalesh valente dhe elektronesh valente. Partneri ideal për të është atomi i hidrogjenit, i cili ka një elektron në një orbitale të vetme. Kjo shpjegon aftësinë e tyre për të formuar hidrokarbure. Duke pasur katër elektrone të paçiftuara, atomi i karbonit formon katër lidhje kimike: CH4, CF4, CO2. Në molekulat e përbërjeve organike, atomi i karbonit është gjithmonë në një gjendje të ngacmuar:
Atomi i azotit nuk mund të ngacmohet, sepse nuk ka asnjë orbital të lirë në shtresën e saj të jashtme kuantike. Ai formon tre lidhje kovalente duke çiftuar elektronet:
Duke pasur dy elektrone të paçiftuara në shtresën e jashtme, atomi i oksigjenit formon dy lidhje kovalente:
Neoni
Konfigurimi elektronik është 2s22p6. Simboli Lewis: Diagrami elektronik i shtresës së jashtme kuantike:
 |
Atomi i neonit ka një nivel të plotë të energjisë së jashtme dhe nuk formon lidhje kimike me asnjë atom. Është gazi i dytë fisnik. PERIUDHA E TRETË Atomet e të gjithë elementëve të periudhës së tretë kanë tre shtresa kuantike. Konfigurimi elektronik i dy niveleve të brendshme të energjisë mund të përfaqësohet si . Shtresa e jashtme e elektroneve përmban nëntë orbitale, të cilat janë të populluara nga elektrone, duke iu bindur ligjeve të përgjithshme. Pra, për një atom natriumi, konfigurimi elektronik duket si: 3s1, për kalcium - 3s2 (në një gjendje të ngacmuar - 3s13p1), për alumin - 3s23p1 (në një gjendje të ngacmuar - 3s13p2). Ndryshe nga elementët e periudhës së dytë, atomet e elementeve të grupeve V-VII të periudhës së tretë mund të ekzistojnë si në gjendjen bazë ashtu edhe në gjendjen e ngacmuar. Fosfori Fosfori është një element i grupit të pestë. Konfigurimi i tij elektronik është 3s23p3. Ashtu si azoti, ai ka tre elektrone të paçiftuara në nivelin e tij të jashtëm të energjisë dhe formon tre lidhje kovalente. Një shembull është fosfina, e cila ka formulën PH3 (krahasoni me amoniakun). Por fosfori, ndryshe nga azoti, përmban d-orbitale të lira në shtresën e jashtme kuantike dhe mund të shkojë në një gjendje të ngacmuar - 3s13p3d1:
Kjo i jep atij aftësinë për të formuar pesë lidhje kovalente në komponime të tilla si P2O5 dhe H3PO4, për shembull.
Megjithatë, ajo mund të ngacmohet duke transferuar fillimisht një elektron nga R- në d-orbitale (gjendja e parë e ngacmuar), dhe më pas me s- në d-orbitale (gjendja e dytë e ngacmuar):
 |
Në gjendjen e parë të ngacmuar, atomi i squfurit formon katër lidhje kimike në komponime të tilla si SO2 dhe H2SO3. Gjendja e dytë e ngacmuar e atomit të squfurit mund të përshkruhet duke përdorur një diagram elektronik:
Një atom i tillë squfuri formon gjashtë lidhje kimike në përbërjet SO3 dhe H2SO4.
1.3.3. Konfigurimet elektronike të atomeve të elementeve të mëdhenj periudhave PERIUDHA E KATËRTPeriudha fillon me konfigurimin elektronik të kaliumit (19K): 1s22s22p63s23p64s1 ose 4s1 dhe kalciumit (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 ose 4s2. Kështu, në përputhje me rregullin Klechkovsky, nënniveli i jashtëm 4s, i cili ka një energji më të ulët, mbushet pas orbitaleve Ar p. Orbitali 4s depërton më afër bërthamës; Nënniveli 3d mbetet bosh (3d0). Duke u nisur nga skandiumi, 10 elementë popullojnë orbitalet e nënnivelit 3d. Ata janë quajtur d-elementet.
Në përputhje me parimin e mbushjes sekuenciale të orbitaleve, atomi i kromit duhet të ketë një konfigurim elektronik prej 4s23d4, megjithatë, ai ka një "rrjedhje" të elektronit, i cili konsiston në kalimin e një elektroni 4s në një orbital 3d të afërt në energji (Fig. 11).
 |
Është vërtetuar eksperimentalisht se gjendjet e një atomi, në të cilin orbitalet p-, d-, f janë gjysmë të mbushura (p3, d5, f7), plotësisht (p6, d10, f14) ose të lira (p0, d0 , f0), kanë rritur stabilitetin. Prandaj, nëse një atomi i mungon një elektron përpara gjysmë-përfundimit ose përfundimit të nënnivelit, vërehet "rrjedhja" e tij nga orbitali i mbushur më parë (në këtë rast, 4s).
Me përjashtim të Cr dhe Cu, të gjithë elementët nga Ca në Zn kanë të njëjtin numër elektronesh në nivelin e tyre të jashtëm - dy. Kjo shpjegon ndryshimin relativisht të vogël të vetive në serinë e metaleve në tranzicion. Sidoqoftë, për elementët e listuar, të dy elektronet 4s të nënnivelit të jashtëm dhe 3d janë valencë (me përjashtim të atomit të zinkut, në të cilin niveli i tretë i energjisë është përfunduar plotësisht).
|
Orbitalet 4d dhe 4f mbetën të lira, megjithëse periudha e katërt ka përfunduar.
PERIUDHA E PESTË
Sekuenca e mbushjes orbitale është e njëjtë si në periudhën e mëparshme: së pari, mbushet orbitalja 5s ( 37 Rb 5s1), pastaj 4d dhe 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Orbitalet 5s dhe 4d janë edhe më afër në energji, kështu që shumica e elementeve 4d (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) kanë një kalim elektronik nga 5s në nënnivelin 4d.
PERIUDHA E GJASHTË DHE E SHTATË
Ndryshe nga periudha e gjashtë e mëparshme përfshin 32 elementë. Cezium dhe barium janë elementë 6s. Gjendjet e ardhshme të favorshme energjetike janë 6p, 4f dhe 5d. Në kundërshtim me rregullin e Klechkovsky, për lantanin, nuk është e mbushur orbitali 4f, por 5d ( 57 La 6s25d1), por elementët pas tij kanë nënnivelin 4f të mbushur ( 58 es 6s24f2), në të cilën ka katërmbëdhjetë gjendje të mundshme elektronike. Atomet nga cerium (Ce) në lutetium (Lu) quhen lantanide - këto janë elemente f. Në serinë e lantanideve, ndonjëherë ka një "tejkalim" të elektronit, si dhe në serinë e elementeve d. Kur përfundon nënniveli 4f, nënniveli 5d (nëntë elementë) vazhdon të plotësohet dhe periudha e gjashtë përfundon, si çdo tjetër, përveç të parës, gjashtë elementeve p.
Dy elementët e parë në periudhën e shtatë janë franciumi dhe radiumi, të ndjekur nga një element 6d, aktinium ( 89ac 7s26d1). Aktiniumi pasohet nga katërmbëdhjetë elementë 5f - aktinide. Nëntë elementë 6d duhet të ndjekin aktinidet dhe gjashtë elementë p duhet të plotësojnë periudhën. Periudha e shtatë është e paplotë.
Modeli i konsideruar i formimit të periudhave të sistemit nga elementët dhe mbushja e orbitaleve atomike me elektrone tregon varësinë periodike të strukturave elektronike të atomeve nga ngarkesa e bërthamës.
Periudha - ky është një grup elementësh të rregulluar në rend rritës të ngarkesave të bërthamave të atomeve dhe karakterizohen nga e njëjta vlerë e numrit kuantik kryesor të elektroneve të jashtme. Në fillim të periudhës, mbushni ns - dhe në fund - np -orbitalet (me përjashtim të periudhës së parë). Këta elementë formojnë tetë nëngrupe kryesore (A) të D.I. Mendelejevi.
Nëngrupi kryesor - Ky është një grup elementësh kimikë të vendosur vertikalisht dhe që kanë të njëjtin numër elektronesh në nivelin e jashtëm të energjisë.
Brenda një periudhe, me një rritje të ngarkesës së bërthamës dhe një forcë në rritje të tërheqjes së elektroneve të jashtme drejt saj nga e majta në të djathtë, rrezet e atomeve zvogëlohen, gjë që shkakton një dobësim të metaleve dhe një rritje të jometaleve. Vetitë. Mbrapa rrezja atomike marrim distancën e llogaritur teorikisht nga bërthama deri në densitetin maksimal të elektroneve të shtresës së jashtme kuantike. Në grupe, nga lart poshtë, rritet numri i niveleve të energjisë dhe, rrjedhimisht, rrezja atomike. Në këtë rast, vetitë metalike rriten. Vetitë e rëndësishme të atomeve, të cilat ndryshojnë periodikisht në varësi të ngarkesave të bërthamave të atomeve, përfshijnë gjithashtu energjinë e jonizimit dhe afinitetin e elektroneve, të cilat do të diskutohen në seksionin 2.2.
Detyra 1. Shkruani konfigurimet elektronike të elementeve të mëposhtëm: N, Si, F e, Kr , Te, W.
Vendimi. Energjia e orbitaleve atomike rritet në rendin e mëposhtëm:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d.
Në secilën shtresë s (një orbitale) nuk mund të ketë më shumë se dy elektrone, në shtresën p (tre orbitale) - jo më shumë se gjashtë, në shtresën d (pesë orbitale) - jo më shumë se 10 dhe në f-shell (shtatë orbitale) - jo më shumë se 14.
Në gjendjen bazë të një atomi, elektronet zënë orbitalet me energjinë më të ulët. Numri i elektroneve është i barabartë me ngarkesën e bërthamës (atomi në tërësi është neutral) dhe numri atomik të elementit. Për shembull, një atom azoti ka 7 elektrone, dy prej të cilave janë në orbitale 1s, dy janë në orbitale 2s dhe tre elektronet e mbetura janë në orbitale 2p. Konfigurimi elektronik i atomit të azotit:
7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. Konfigurimet elektronike të elementeve të tjerë:
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 3d 10 3p 6 ,
52 Ato : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4 ,
74 Ato : 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 .
Detyra 2. Cili gaz dhe jone inerte të cilit elementë kanë të njëjtin konfigurim elektronik si grimca që rezulton nga heqja e të gjitha elektroneve të valencës nga atomi i kalciumit?
Vendimi. Predha elektronike e atomit të kalciumit ka strukturën 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . Kur hiqen dy elektrone valente, formohet një jon Ca 2+ me konfigurimin 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Një atom ka të njëjtin konfigurim elektronik Ar dhe jonet S 2-, Cl -, K +, Sc 3+, etj.
Detyra 3. A mund të jenë elektronet e jonit Al 3+ në orbitalet e mëposhtme: a) 2p; b) 1r; c) 3d?
Vendimi. Konfigurimi elektronik i atomit të aluminit: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Joni Al 3+ formohet me heqjen e tre elektroneve valente nga një atom alumini dhe ka konfigurimin elektronik 1s 2 2s 2 2p 6 .
a) elektronet janë tashmë në orbitalin 2p;
b) në përputhje me kufizimet e vendosura në numrin kuantik l (l = 0, 1, ... n -1), në n = 1, vetëm vlera l = 0 është e mundur, prandaj, orbitali 1p nuk ekziston ;
c) elektronet mund të jenë në orbitalin 3d nëse joni është në gjendje të ngacmuar.
Detyra 4. Shkruani konfigurimin elektronik të atomit të neonit në gjendjen e parë të ngacmuar.
Vendimi. Konfigurimi elektronik i atomit të neonit në gjendjen bazë është 1s 2 2s 2 2p 6 . Gjendja e parë e ngacmuar fitohet nga kalimi i një elektroni nga orbitalja më e madhe e zënë (2p) në orbitalën e lirë më të ulët (3s). Konfigurimi elektronik i atomit të neonit në gjendjen e parë të ngacmuar është 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 .
Detyra 5. Cila është përbërja e bërthamave të izotopeve 12 C dhe 13 C , 14 N dhe 15 N ?
Vendimi. Numri i protoneve në bërthamë është i barabartë me numrin atomik të elementit dhe është i njëjtë për të gjithë izotopet e këtij elementi. Numri i neutroneve është i barabartë me numrin e masës (treguar majtas sipër të numrit të elementit) minus numrin e protoneve. Izotope të ndryshme të të njëjtit element kanë numër të ndryshëm neutronesh.
Përbërja e këtyre bërthamave:
12 C: 6p + 6n; 13 C: 6p + 7n; 14 N: 7p + 7n; 15N: 7p + 8n.
Konfigurimi elektronik i një atomi është tregon shpërndarjen e energjisë së ē. nivelet dhe nënnivelet.
1s 1 ←numri ē me formën e dhënë të resë
↖ forma e resë elektronike
niveli i energjisë
Formulat elektronike grafike (imazhet e strukturës elektronike të një atomi) -
tregon shpërndarjen e energjisë së ē. nivelet, nënnivelet dhe orbitalet.
I pika:+1 N
Ku - ē, ↓ - ē me rrotullime antiparalele, orbitale.
Kur shkruani një formulë elektronike grafike, duhet të mbani mend rregullin Pauli dhe Rregulli i Hundit "Nëse ka disa orbitale të lira brenda një nënniveli, atëherë ē vendosen secila në një orbital të veçantë dhe vetëm në mungesë të orbitaleve të lira kombinohen në çifte."
(Puna me formula elektronike dhe grafike elektronike).
Për shembull, H +1 1s 1; Ai +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 pika: hidrogjen dhe helium – s-elementet, orbitali s i tyre është i mbushur me elektrone.
Periudha II: Li dhe Be janë s-elemente
B, C, N, O, F, Ne - p-elementet
Varësisht se cili nënnivel i atomit është i mbushur me elektrone i fundit, të gjithë elementët ndahen në 4 familje ose blloqe elektronike:
1) s-elementet – kanë nënnivelin ē-mi s të shtresës së jashtme të atomit; këto përfshijnë hidrogjenin, heliumin dhe e-you gl.p/gr. grupet I dhe II.
2) p-elementet - ato mbushin nënnivelin e botës elektronike të nivelit të jashtëm të atomit; këto përfshijnë elemente të gl.p / gr. III - VIII grupe.
3) d-elementet - në to, nënniveli d i nivelit paraekstern të atomit është i mbushur me elektrone; këto përfshijnë e-you poboch.p / gr. . grupet I-VIII, d.m.th. el-you plug-in dekada të periudhave të mëdha, të vendosura midis elementeve s dhe p, ato quhen gjithashtu elemente tranzicioni.
4) F-elementet- nënniveli f i nivelit të tretë të atomit jashtë është i mbushur me elektrone; këto përfshijnë lantanide (4f-elemente) dhe aktinide (5f-elemente).
Atomet e bakrit dhe kromit kanë "dështim" ē nga 4s- në nënnivelin 3d, i cili shpjegohet me stabilitetin më të madh të energjisë të konfigurimeve elektronike rezultuese 3d 5 dhe 3d 10:
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
Është vërtetuar eksperimentalisht se gjendjet e atomeve në të cilat orbitalet p-, d-, f janë gjysmë të mbushura (p 3 , d 5 , f 7 ), plotësisht (p 6 , d 10 , f 14 ) ose të lira , kanë rritur stabilitetin. Kjo shpjegon kalimet - "uljet" - të elektroneve midis orbitaleve të vendosura ngushtë. Të njëjtat devijime vërehen në analogun e kromit - molibdenit, si dhe në elementët e nëngrupit të bakrit - argjendi dhe ari. Unik në këtë aspekt është paladiumi, atomi i të cilit nuk ka fare elektrone 5s dhe që ka një gjurmë. Konfigurimi: 46 Pd 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 0 4d 10 .
Pyetje për vetëkontroll
1. Çfarë është një re elektronike?
2. Cili është ndryshimi midis 1s-orbital dhe 2s-orbital?
3. Cili është numri kuantik kryesor? Si lidhet me numrin e periudhës?
4. Çfarë është një nënnivel dhe si lidhet ky koncept me numrin e periudhës?
5. Hartoni konfigurime elektronike të atomeve të elementeve 4-6 të periudhës PSCE.
6. Hartoni konfigurimin elektronik të atomeve të magnezit dhe neonit.
7. Përcaktoni cili atom i përket konfigurimit elektronik 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
PLANI MËSIMOR #7
Disipline: Kimia.
Tema:
Qëllimi i mësimit: Të studiojë mekanizmat e formimit të lidhjeve jonike dhe kovalente, të marrë në konsideratë rrjetat kristalore jonike, atomike dhe molekulare.
Rezultatet e planifikuara
Tema: zotërimi i koncepteve themelore kimike: lidhjet kimike, jonet, grilat kristalore, përdorimi i sigurt i terminologjisë dhe simboleve kimike; formimi i aftësisë për të dhënë vlerësime sasiore dhe për të bërë llogaritje sipas formulave dhe ekuacioneve kimike;
Metasubjekt: përdorimi i llojeve të ndryshme të veprimtarisë njohëse dhe operacioneve themelore intelektuale: përpilimi i konfigurimeve elektronike të atomeve të elementeve kimike.
Personal: aftësia për të përdorur arritjet e shkencës moderne kimike dhe teknologjive kimike për të rritur zhvillimin e vet intelektual në veprimtarinë e zgjedhur profesionale;
Norma e kohës: 2 orë
Lloji i klasës: Ligjërata.
Plani i mësimit:
1. Kationet, formimi i tyre nga atomet si rezultat i procesit të oksidimit. Anionet, formimi i tyre nga atomet si rezultat i procesit të reduktimit. Lidhja jonike, si një lidhje midis kationeve dhe anioneve për shkak të tërheqjes elektrostatike.
2. Klasifikimi i joneve: sipas përbërjes, shenjës së ngarkesës, pranisë së një guaskë hidrate.
3. Rrjetat kristalore jonike. Vetitë e substancave me një tip jonik të rrjetës kristalore.
4. Mekanizmi i formimit të një lidhjeje kovalente (shkëmbyes dhe dhurues-pranues).
5. Elektronegativiteti. Lidhjet kovalente polare dhe jopolare. Shumësia e një lidhje kovalente.
6. Rrjetat kristalore molekulare dhe atomike. Vetitë e substancave me rrjeta kristalore molekulare dhe atomike.
Pajisjet: Modelet e rrjetave kristalore, teksti shkollor, sistemi periodik i elementeve kimike nga DIMendeleev.
Literatura:
1. Kimia klasa 11: tekst shkollor. për arsimin e përgjithshëm organizatat G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Iluminizmi, 2014. -208 f.: Ill..
2. Kimia për profesionet dhe specialitetet teknike: një tekst shkollor për studentët. institucionet e mesme. prof. arsimi / O.S.Gabrielyan, I.G. Ostroumov. - Botimi i 5-të, i fshirë. - M .: Qendra Botuese "Akademia", 2017. - 272 f., me ngjyra. i sëmurë.
Ligjërues: Tubaltseva Yu.N.
Tema 7. Lidhja kimike jonike dhe kovalente.
1) Kationet, formimi i tyre nga atomet si rezultat i procesit të oksidimit. Anionet, formimi i tyre nga atomet si rezultat i procesit të reduktimit. Lidhja jonike, si një lidhje midis kationeve dhe anioneve për shkak të tërheqjes elektrostatike.
2) Klasifikimi i joneve: sipas përbërjes, shenjës së ngarkesës, pranisë së një guaskë të hidratuar.
3) Rrjetat jonike kristalore. Vetitë e substancave me një tip jonik të rrjetës kristalore.
4) Mekanizmi i formimit të një lidhje kovalente (shkëmbyes dhe dhurues-pranues).
5) Elektronegativiteti. Lidhjet kovalente polare dhe jopolare. Shumësia e një lidhje kovalente.
6) Rrjetat kristalore molekulare dhe atomike. Vetitë e substancave me rrjeta kristalore molekulare dhe atomike.
Kationet, formimi i tyre nga atomet si rezultat i procesit të oksidimit. Anionet, formimi i tyre nga atomet si rezultat i procesit të reduktimit. Lidhja jonike, si një lidhje midis kationeve dhe anioneve për shkak të tërheqjes elektrostatike.
Një lidhje kimike është ndërveprimi i atomeve që përcakton qëndrueshmërinë e një grimce kimike ose kristali në tërësi. Një lidhje kimike formohet për shkak të ndërveprimit elektrostatik midis grimcave të ngarkuara: kationeve dhe anioneve, bërthamave dhe elektroneve. Kur atomet i afrohen njëri-tjetrit, forcat tërheqëse fillojnë të veprojnë midis bërthamës së një atomi dhe elektroneve të një tjetri, si dhe forcat refuzuese midis bërthamave dhe ndërmjet elektroneve. Në një distancë, këto forca balancojnë njëra-tjetrën dhe formohet një grimcë e qëndrueshme kimike.
Kur formohet një lidhje kimike, mund të ndodhë një rishpërndarje e konsiderueshme e densitetit elektronik të atomeve në përbërje në krahasim me atomet e lira. Në rastin kufizues, kjo çon në formimin e grimcave të ngarkuara - joneve (nga greqishtja "jon" - duke shkuar).
Ndërveprimi i joneve:
Nëse një atom humbet një ose më shumë elektrone, atëherë ai kthehet në një jon pozitiv - një kation (përkthyer nga greqishtja - "duke zbritur) Kështu formohen kationet e hidrogjenit H +, litium Li +, barium Ba 2+. Marrja e elektroneve , atomet kthehen në jone negative - anione (nga greqishtja "anion" - duke shkuar lart) Shembuj të anioneve janë joni fluor F - , joni sulfid S 2 - .
Kationet dhe anionet janë në gjendje të tërheqin njëri-tjetrin. Në këtë rast, ndodh një lidhje kimike dhe formohen komponime kimike. Kjo lloj lidhjeje kimike quhet lidhje jonike:
Një lidhje jonike, si rregull, ndodh midis atomeve të metaleve tipike dhe jometaleve tipike. Një veti karakteristike e atomeve të metaleve është se ato dhurojnë lehtësisht elektronet e tyre valente, ndërsa atomet jometale janë në gjendje t'i bashkojnë lehtësisht ato.
Konsideroni shfaqjen e një lidhjeje jonike, për shembull, midis atomeve të natriumit dhe atomeve të klorit në klorurin e natriumit NaCl.
Shkëputja e një elektroni nga një atom natriumi çon në formimin e një joni të ngarkuar pozitivisht - kationi i natriumit Na +.
Shtimi i një elektroni në një atom klori çon në formimin e një joni të ngarkuar negativisht - anioni i klorit Cl-.
Midis joneve të formuar Na + dhe Cl -, të cilët kanë një ngarkesë të kundërt, lind një tërheqje elektrostatike, si rezultat i së cilës formohet një përbërje - klorur natriumi me një lloj lidhjeje kimike jonik.
Lidhja jonike - Kjo është një lidhje kimike, e cila kryhet për shkak të ndërveprimit elektrostatik të joneve të ngarkuar në mënyrë të kundërt.
Kështu, procesi i formimit të një lidhjeje jonike reduktohet në kalimin e elektroneve nga atomet e natriumit në atomet e klorit me formimin e joneve të ngarkuar në mënyrë të kundërt me konfigurime të plota elektronike të shtresave të jashtme.
1. Atomet e metaleve, duke hequr dorë nga elektronet e jashtme, kthehen në jone pozitive:
ku n është numri i elektroneve në shtresën e jashtme të atomit, që korrespondon me numrin e grupit të elementit kimik.
2. Atomet e jometaleve, që pranojnë elektronet që mungojnë përpara përfundimit të shtresës së jashtme elektronike, shndërrohen në jone negative:
3. Ndërmjet joneve me ngarkesë të kundërt lind një lidhje, e cila quhet jonike.
2. Klasifikimi i joneve: sipas përbërjes, shenjës së ngarkesës, pranisë së një guaskë hidrate.
Klasifikimi i joneve:
1. Sipas shenjës së ngarkesës: kationet (pozitive, K+, Ca2+, H+) dhe anionet (negative, S2-, Cl-, I-).
2. Sipas përbërjes: komplekse ( , ) dhe e thjeshtë (Na +, F-)
©2015-2019 faqe
Të gjitha të drejtat u përkasin autorëve të tyre. Kjo faqe nuk pretendon autorësinë, por ofron përdorim falas.
Data e krijimit të faqes: 2017-12-12
Fizikani zviceran W. Pauli në vitin 1925 vërtetoi se në një atom në një orbitale nuk mund të ketë më shumë se dy elektrone që kanë rrotullime të kundërta (antiparalele) (përkthyer nga anglishtja si "spindle"), domethënë ato kanë veti që mund të jenë paraqitet me kusht si rrotullimi i një elektroni rreth boshtit të tij imagjinar: në drejtim të akrepave të orës ose në të kundërt. Ky parim quhet parimi Pauli.
Nëse ka një elektron në orbital, atëherë ai quhet i paçiftuar, nëse ka dy, atëherë këto janë elektrone të çiftëzuara, domethënë elektrone me rrotullime të kundërta.
Figura 5 tregon një diagram të ndarjes së niveleve të energjisë në nënnivele.
Orbitalja S, siç e dini tashmë, është sferike. Elektroni i atomit të hidrogjenit (s = 1) ndodhet në këtë orbitale dhe është i paçiftuar. Prandaj, formula e tij elektronike ose konfigurimi elektronik do të shkruhet si më poshtë: 1s 1. Në formulat elektronike, numri i nivelit të energjisë tregohet me numrin përpara shkronjës (1 ...), nënniveli (lloji orbital) tregohet me shkronjën latine dhe numri që shkruhet në të djathtën e sipërme të shkronjës. shkronja (si një eksponent) tregon numrin e elektroneve në nënnivel.
Për një atom helium, He, që ka dy elektrone të çiftëzuar në të njëjtën orbitale s, kjo formulë është: 1s 2 .
Predha elektronike e atomit të heliumit është e plotë dhe shumë e qëndrueshme. Heliumi është një gaz fisnik.
Niveli i dytë i energjisë (n = 2) ka katër orbitale: një s dhe tre p. Elektronet e orbitës s të nivelit të dytë (orbitalet 2) kanë një energji më të lartë, pasi ato janë në një distancë më të madhe nga bërthama sesa elektronet orbitale 1s (n = 2).
Në përgjithësi, për çdo vlerë të n, ka një s-orbitale, por me një sasi korresponduese të energjisë së elektronit në të dhe, për rrjedhojë, me një diametër korrespondues, që rritet me rritjen e vlerës së n.
Orbitalja R ka formën e një trap ose një figure tetë. Të tre orbitalet p janë të vendosura në atom në mënyrë reciproke pingul përgjatë koordinatave hapësinore të tërhequra përmes bërthamës së atomit. Duhet theksuar sërish se çdo nivel energjetik (shtresë elektronike), duke filluar nga n = 2, ka tre p-orbitale. Ndërsa vlera e n rritet, elektronet zënë orbitalet p të vendosura në distanca të mëdha nga bërthama dhe të drejtuara përgjatë boshteve x, y dhe z.
Për elementët e periodës së dytë (n = 2), fillimisht plotësohet një β-orbitale dhe më pas tre p-orbitale. Formula elektronike 1l: 1s 2 2s 1. Elektroni është më i dobët i lidhur me bërthamën e atomit, kështu që atomi i litiumit mund ta lëshojë atë lehtësisht (siç ndoshta e mbani mend, ky proces quhet oksidim), duke u kthyer në një jon Li +.
Në atomin e beriliumit Be 0, elektroni i katërt ndodhet gjithashtu në orbitalën 2s: 1s 2 2s 2 . Dy elektronet e jashtme të atomit të beriliumit shkëputen lehtësisht - Be 0 oksidohet në kationin Be 2+.
Në atomin e borit, elektroni i pestë zë një orbital 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Më tej, atomet C, N, O, E janë të mbushura me orbitale 2p, e cila përfundon me gazin fisnik neoni: 1s 2 2s 2 2p 6.
Për elementet e periodës së tretë plotësohen përkatësisht orbitalet Sv- dhe Sp. Pesë d-orbitale të nivelit të tretë mbeten të lira:
Ndonjëherë, në diagramet që përshkruajnë shpërndarjen e elektroneve në atome, tregohet vetëm numri i elektroneve në çdo nivel energjie, domethënë, ata shkruajnë formulat elektronike të shkurtuara të atomeve të elementeve kimike, në kontrast me formulat e plota elektronike të dhëna më sipër.
Për elementët e periudhave të mëdha (e katërta dhe e pesta), dy elektronet e para zënë orbitalet e 4-të dhe të 5-të, përkatësisht: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Duke filluar nga elementi i tretë i çdo periudhe të madhe, dhjetë elektronet e ardhshme do të shkojnë në orbitalet e mëparshme 3d dhe 4d, përkatësisht (për elementet e nëngrupeve dytësore): 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. Si rregull, kur mbushet nënniveli i mëparshëm d, nënniveli i jashtëm (përkatësisht 4p- dhe 5p) do të fillojë të mbushet.
Për elementët e periudhave të mëdha - e gjashta dhe e shtata jo e plotë - nivelet dhe nënnivelet elektronike janë të mbushura me elektrone, si rregull, si më poshtë: dy elektronet e para do të shkojnë në nënnivelin e jashtëm β: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; elektroni tjetër (për Na dhe Ac) tek i mëparshmi (p-nënniveli: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 dhe 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.
Pastaj 14 elektronet e ardhshme do të shkojnë në nivelin e tretë të energjisë nga jashtë në orbitalet 4f dhe 5f, përkatësisht, për lantanidet dhe aktinidet.
Pastaj niveli i dytë i jashtëm i energjisë (d-nënniveli) do të fillojë të ndërtohet përsëri: për elementët e nëngrupeve dytësore: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - dhe, së fundi, vetëm pas mbushjes së plotë të nivelit aktual me dhjetë elektrone do të mbushet përsëri nënniveli i jashtëm p:
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Shumë shpesh, struktura e predhave elektronike të atomeve përshkruhet duke përdorur energji ose qeliza kuantike - ata shkruajnë të ashtuquajturat formula elektronike grafike. Për këtë regjistrim, përdoret shënimi i mëposhtëm: çdo qelizë kuantike shënohet me një qelizë që korrespondon me një orbitale; çdo elektron tregohet me një shigjetë që korrespondon me drejtimin e spinit. Kur shkruhet një formulë elektronike grafike, duhen mbajtur mend dy rregulla: parimi i Paulit, sipas të cilit nuk mund të ketë më shumë se dy elektrone në një qelizë (orbitale, por me rrotullime antiparalele), dhe rregulli i F. Hund, sipas të cilit elektronet zënë qelizat e lira (orbitalet), janë të vendosura në të cilat së pari janë një nga një dhe në të njëjtën kohë kanë të njëjtën vlerë rrotullimi, dhe vetëm atëherë ato çiftohen, por rrotullimet në këtë rast, sipas parimit Pauli, tashmë do të jenë drejtuar në të kundërt.
Si përfundim, le të shqyrtojmë edhe një herë hartëzimin e konfigurimeve elektronike të atomeve të elementeve gjatë periudhave të sistemit D. I. Mendeleev. Skemat e strukturës elektronike të atomeve tregojnë shpërndarjen e elektroneve mbi shtresat elektronike (nivelet e energjisë). 
Në një atom helium, shtresa e parë e elektroneve është e përfunduar - ajo ka 2 elektrone.
Hidrogjeni dhe heliumi janë elementë s; këto atome kanë një orbitale s të mbushur me elektrone.
Elementet e periudhës së dytë
Për të gjithë elementët e periudhës së dytë, shtresa e parë elektronike është e mbushur dhe elektronet mbushin orbitalet e- dhe p të shtresës së dytë elektronike në përputhje me parimin e energjisë më të vogël (së pari s- dhe më pas p) dhe rregullat. e Pauli dhe Hund (Tabela 2).
Në atomin e neonit, shtresa e dytë elektronike është e përfunduar - ajo ka 8 elektrone.
Tabela 2 Struktura e predhave elektronike të atomeve të elementeve të periudhës së dytë
Fundi i tryezës. 2 
Li, Be janë β-elemente.
B, C, N, O, F, Ne janë p-elemente; këto atome kanë p-orbitale të mbushura me elektrone.
Elementet e periudhës së tretë
Për atomet e elementeve të periudhës së tretë plotësohen shtresat e para dhe të dyta elektronike, prandaj mbushet shtresa e tretë elektronike, në të cilën elektronet mund të zënë nënnivelet 3s, 3p dhe 3d (Tabela 3).
Tabela 3 Struktura e predhave elektronike të atomeve të elementeve të periudhës së tretë
Një orbitale 3s-elektroni është kompletuar në atomin e magnezit. Na dhe Mg janë s-elemente. 
Ka 8 elektrone në shtresën e jashtme (shtresa e tretë elektronike) në atomin e argonit. Si shtresë e jashtme është e plotë, por në total, në shtresën e tretë elektronike, siç e dini tashmë, mund të jenë 18 elektrone, që do të thotë se elementët e periudhës së tretë kanë orbitale 3d të paplotësuara.
Të gjithë elementët nga Al në Ar janë p-elemente. Elementet s dhe p formojnë nëngrupet kryesore në sistemin periodik.
Një shtresë e katërt elektronike shfaqet në atomet e kaliumit dhe kalciumit, dhe nënniveli 4s është i mbushur (Tabela 4), pasi ka një energji më të ulët se nënniveli 3d. Për të thjeshtuar formulat grafike elektronike të atomeve të elementeve të periudhës së katërt: 1) le të shënojmë me kusht formulën elektronike grafike të argonit si më poshtë:
Ar;
2) ne nuk do të përshkruajmë nënnivelet që nuk janë të mbushura për këto atome.
Tabela 4 Struktura e predhave elektronike të atomeve të elementeve të periudhës së katërt
K, Ca - s-elementë të përfshirë në nëngrupet kryesore. Për atomet nga Sc në Zn, nënniveli 3d është i mbushur me elektrone. Këto janë elemente 3d. Ato përfshihen në nëngrupet dytësore, shtresa elektronike e tyre para-jashtme është e mbushur, ato quhen elemente kalimtare.
Kushtojini vëmendje strukturës së predhave elektronike të atomeve të kromit dhe bakrit. Në to, ndodh një "dështim" i një elektroni nga nënniveli 4n- në 3d, i cili shpjegohet me stabilitetin më të madh të energjisë të konfigurimeve elektronike që rezultojnë 3d 5 dhe 3d 10: 
Në atomin e zinkut, shtresa e tretë e elektroneve është e plotë - të gjitha nënnivelet 3s, 3p dhe 3d janë të mbushura në të, në total ka 18 elektrone mbi to.
Në elementët që pasojnë zinkun, shtresa e katërt e elektroneve, nënniveli 4p, vazhdon të mbushet: Elementet nga Ga në Kr janë p-elemente. 
Shtresa e jashtme (e katërta) e atomit të kriptonit është e plotë dhe ka 8 elektrone. Por vetëm në shtresën e katërt të elektroneve, siç e dini, mund të ketë 32 elektrone; nënnivelet 4d dhe 4f të atomit të kriptonit mbeten ende të paplotësuara.
Elementet e periudhës së pestë janë duke plotësuar nënnivelet në rendin e mëposhtëm: 5s-> 4d -> 5p. Dhe ka edhe përjashtime që lidhen me "dështimin" e elektroneve, në 41 Nb, 42 MO, etj.
Në periudhën e gjashtë dhe të shtatë shfaqen elementë, pra elementë në të cilët po plotësohen përkatësisht nënnivelet 4f dhe 5f të shtresës së tretë elektronike të jashtme të jashtme.
Elementet 4f quhen lantanide.
Elementet 5f quhen aktinide.
Rendi i mbushjes së nënniveleve elektronike në atomet e elementeve të periudhës së gjashtë: 55 Сs dhe 56 Ва - 6s-elemente;
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemente; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemente; 81 Tl - 86 Rn - 6p elemente. Por edhe këtu ka elementë në të cilët "shkelet" rendi i mbushjes së orbitaleve elektronike, i cili, për shembull, shoqërohet me qëndrueshmëri më të madhe energjetike të gjysmës dhe plotësisht të mbushura f nënnivele, domethënë nf 7 dhe nf 14.
Varësisht se cili nënnivel i atomit është i mbushur me elektrone i fundit, të gjithë elementët, siç e keni kuptuar tashmë, ndahen në katër familje ose blloqe elektronike (Fig. 7).
1) s-Elementet; nënniveli β i nivelit të jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; s-elementet përfshijnë hidrogjenin, heliumin dhe elementet e nëngrupeve kryesore të grupeve I dhe II;
2) p-elementet; nënniveli p i nivelit të jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; p elementet përfshijnë elemente të nëngrupeve kryesore të grupeve III-VIII;
3) d-elementet; nënniveli d i nivelit para të jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; d-elementët përfshijnë elementë të nëngrupeve dytësore të grupeve I-VIII, domethënë elementë të dekadave të ndërlidhura të periudhave të mëdha të vendosura midis elementeve s dhe p. Quhen edhe elemente kalimtare;
4) f-elementet, nënniveli f i nivelit të tretë të jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; këto përfshijnë lantanide dhe aktinide.
1. Çfarë do të ndodhte nëse parimi i Paulit nuk do të respektohej?
2. Çfarë do të ndodhte nëse nuk respektohej rregulli i Hundit?
3. Bëni diagrame të strukturës elektronike, formulave elektronike dhe formulave elektronike grafike të atomeve të elementeve kimike të mëposhtme: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.
4. Shkruani formulën elektronike për elementin #110 duke përdorur simbolin për gazin fisnik përkatës.
5. Cili është “dështimi” i një elektroni? Jepni shembuj të elementeve në të cilët vërehet kjo dukuri, shkruani formulat e tyre elektronike.
6. Si përcaktohet përkatësia e një elementi kimik në një ose një familje tjetër elektronike?
7. Krahasoni formulat elektronike dhe grafike elektronike të atomit të squfurit. Çfarë informacioni shtesë përmban formula e fundit?