מעטפת האלקטרונים של מגנזיום. איך לכתוב נוסחה אלקטרונית של יסוד כימי בכימיה אנאורגנית

הרכב האטום.

אטום מורכב מ גרעין אטוםו מעטפת אלקטרונים.

הגרעין של אטום מורכב מפרוטונים ( p+) ונייטרונים ( נ 0). לרוב אטומי המימן יש גרעין פרוטון בודד.

מספר פרוטונים נ(p+) שווה למטען הגרעיני ( ז) והמספר הסידורי של היסוד בסדרת היסודות הטבעית (ובמערכת היסודות המחזורית).

נ(ע +) = ז

סכום מספר הנייטרונים נ(נ 0), מסומן בפשטות באות נ, ומספר הפרוטונים זשקוראים לו מספר מסהומסומן באות א.

א = ז + נ

מעטפת האלקטרונים של אטום מורכבת מאלקטרונים הנעים סביב הגרעין ( ה -).

מספר אלקטרונים נ(ה-) במעטפת האלקטרונים של אטום ניטרלי שווה למספר הפרוטונים זבבסיס שלו.

המסה של פרוטון שווה בערך למסה של נויטרון ופי 1840 מהמסה של אלקטרון, כך שמסה של אטום כמעט שווה למסה של הגרעין.

צורתו של אטום היא כדורית. רדיוס הגרעין קטן בערך פי 100,000 מרדיוס האטום.

יסוד כימי- סוג אטומים (קבוצת אטומים) בעלי אותו מטען גרעיני (עם אותו מספר פרוטונים בגרעין).

אִיזוֹטוֹפּ- קבוצה של אטומים של יסוד אחד עם אותו מספר נויטרונים בגרעין (או סוג של אטומים עם אותו מספר של פרוטונים ואותו מספר נויטרונים בגרעין).

איזוטופים שונים נבדלים זה מזה במספר הנייטרונים בגרעיני האטומים שלהם.

ייעוד של אטום או איזוטופ בודד: (E - סמל יסוד), למשל: .

מבנה מעטפת האלקטרונים של האטום

מסלול אטומיהוא מצבו של אלקטרון באטום. סמל מסלול - . כל מסלול מתאים לענן אלקטרונים.

האורביטלים של אטומים אמיתיים במצב הקרקע (לא נרגש) הם מארבעה סוגים: ס, ע, דו ו.

ענן אלקטרוני- החלק במרחב שבו ניתן למצוא אלקטרון בהסתברות של 90 (או יותר).

הערה: לפעמים המושגים "מסלול אטומי" ו"ענן אלקטרונים" אינם מובחנים, ומכנים את שניהם "מסלול אטומי".

מעטפת האלקטרונים של אטום היא שכבתית. שכבה אלקטרוניתנוצר על ידי ענני אלקטרונים באותו גודל. נוצרים אורביטלים של שכבה אחת רמת אלקטרונית ("אנרגיה"), האנרגיות שלהם זהות עבור אטום המימן, אך שונות עבור אטומים אחרים.

אורביטלים מאותה רמה מקובצים לתוך אלקטרוני (אנרגיה)רמות משנה:
ס- תת-רמה (מורכב מאחד ס-אורביטלים), סמל -.
עתת-רמה (מורכב משלוש ע
דתת-רמה (מורכבת מחמש ד-אורביטלים), סמל -.
ותת-רמה (מורכב משבע ו-אורביטלים), סמל -.

האנרגיות של האורביטלים של אותה תת-רמה זהות.

בעת ייעוד רמות משנה, מספר השכבה (רמה אלקטרונית) מתווסף לסמל רמת המשנה, לדוגמה: 2 ס, 3ע, 5דאומר ס- רמת משנה של הרמה השנייה, ע- רמת משנה של הרמה השלישית, ד- תת-רמה של הרמה החמישית.

המספר הכולל של תת-רמות ברמה אחת שווה למספר הרמה נ. המספר הכולל של אורביטלים ברמה אחת הוא נ 2. בהתאם לכך, המספר הכולל של עננים בשכבה אחת הוא גם נ 2 .

כינויים: - אורביטל חופשי (ללא אלקטרונים), - אורביטל עם אלקטרון לא מזווג, - אורביטל עם זוג אלקטרונים (עם שני אלקטרונים).

הסדר שבו אלקטרונים ממלאים את האורביטלים של אטום נקבע על ידי שלושה חוקי טבע (הניסוחים ניתנים בצורה פשוטה):

1. עקרון האנרגיה הקטנה ביותר - אלקטרונים ממלאים את האורביטלים לפי סדר הגדלת האנרגיה של האורביטלים.

2. העיקרון של פאולי - לא יכולים להיות יותר משני אלקטרונים במסלול אחד.

3. כלל האנד – בתוך תת-הרמה, אלקטרונים ממלאים תחילה אורביטלים חופשיים (אחד בכל פעם), ורק לאחר מכן הם יוצרים זוגות אלקטרונים.

המספר הכולל של אלקטרונים ברמה האלקטרונית (או בשכבה האלקטרונית) הוא 2 נ 2 .

התפלגות רמות המשנה לפי אנרגיה באה לידי ביטוי בשלב הבא (לפי סדר הגדלת האנרגיה):

1ס, 2ס, 2ע, 3ס, 3ע, 4ס, 3ד, 4ע, 5ס, 4ד, 5ע, 6ס, 4ו, 5ד, 6ע, 7ס, 5ו, 6ד, 7ע ...

מבחינה ויזואלית, רצף זה מתבטא על ידי דיאגרמת האנרגיה:

ניתן לתאר את התפלגות האלקטרונים של אטום לפי רמות, תת-רמות ואורביטלים (התצורה האלקטרונית של אטום) כנוסחה אלקטרונית, דיאגרמת אנרגיה, או, בפשטות, כתרשים של שכבות אלקטרוניות ("דיאגרמה אלקטרונית") .

דוגמאות למבנה האלקטרוני של אטומים:

אלקטרונים ערכיים- אלקטרונים של אטום שיכולים לקחת חלק ביצירת קשרים כימיים. עבור כל אטום, אלו הם כל האלקטרונים החיצוניים בתוספת האלקטרונים הקדם-חיצוניים שהאנרגיה שלהם גדולה מזו של החיצוניים. לדוגמה: לאטום Ca יש 4 אלקטרונים חיצוניים ס 2, הם גם ערכיות; לאטום Fe יש אלקטרונים חיצוניים - 4 ס 2 אבל יש לו 3 ד 6, מכאן שלאטום הברזל יש 8 אלקטרונים ערכיים. הנוסחה האלקטרונית הערכית של אטום הסידן היא 4 ס 2, ואטומי ברזל - 4 ס 2 3ד 6 .

מערכת מחזורית של יסודות כימיים של D.I. מנדלייב
(מערכת טבעית של יסודות כימיים)

החוק המחזורי של יסודות כימיים(ניסוח מודרני): התכונות של יסודות כימיים, כמו גם חומרים פשוטים ומורכבים שנוצרו על ידם, נמצאים בתלות תקופתית בערך המטען מגרעיני אטום.

מערכת תקופתית- ביטוי גרפי של החוק התקופתי.

מגוון טבעי של יסודות כימיים- מספר יסודות כימיים, המסודרים לפי הגידול במספר הפרוטונים בגרעיני האטומים שלהם, או, מה זהה, לפי הגידול במטענים של הגרעינים של אטומים אלה. המספר הסידורי של יסוד בסדרה זו שווה למספר הפרוטונים בגרעין של כל אטום של יסוד זה.

טבלת היסודות הכימיים נבנית על ידי "חיתוך" של הסדרה הטבעית של היסודות הכימיים לתוך תקופות(שורות אופקיות של הטבלה) וקבוצות (עמודות אנכיות של הטבלה) של יסודות בעלי מבנה אלקטרוני דומה של אטומים.

תלוי איך אלמנטים משולבים לקבוצות, טבלה יכולה להיות תקופה ארוכה(יסודות עם אותו מספר וסוג של אלקטרוני ערכיות נאספים בקבוצות) ו טווח קצר(יסודות עם אותו מספר של אלקטרוני ערכיות נאספים בקבוצות).

הקבוצות של טבלת התקופות הקצרה מחולקות לתתי קבוצות ( רָאשִׁיו תופעות לוואי), בקנה אחד עם הקבוצות של הטבלה התקופתית הארוכה.

לכל האטומים של יסודות מאותה תקופה יש אותו מספר של שכבות אלקטרונים, שווה למספר התקופה.

מספר היסודות בתקופות: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. רוב היסודות של התקופה השמינית התקבלו באופן מלאכותי, היסודות האחרונים של תקופה זו טרם סונתזו. כל התקופות למעט הראשון מתחילות ביסוד היוצר מתכת אלקלית (Li, Na, K וכו') ומסתיימות ביסוד היוצר גז אצילי (He, Ne, Ar, Kr וכו').

בטבלת התקופות הקצרה - שמונה קבוצות שכל אחת מהן מחולקת לשתי תת-קבוצות (ראשית ומשנית), בטבלת התקופות הארוכה - שש עשרה קבוצות, הממוספרות בספרות רומיות באותיות A או B, למשל: IA, IIIB, VIA, VIIB. קבוצה IA של טבלת התקופות הארוכה מתאימה לתת-הקבוצה הראשית של הקבוצה הראשונה של טבלת התקופות הקצרה; קבוצה VIIB - תת-קבוצה משנית של הקבוצה השביעית: השאר - באופן דומה.

המאפיינים של יסודות כימיים משתנים באופן טבעי בקבוצות ובתקופות.

בתקופות (עם מספר סידורי הולך וגדל)

• המטען הגרעיני גדל
• מספר האלקטרונים החיצוניים גדל,
• רדיוס האטומים יורד,
• חוזק הקשר של אלקטרונים עם הגרעין עולה (אנרגיית יינון),
• האלקטרושליליות עולה.
• תכונות החמצון של חומרים פשוטים משופרים ("אי-מתכתיות"),
• התכונות המפחיתות של חומרים פשוטים ("מתכתיות") נחלשות,
• מחליש את האופי הבסיסי של הידרוקסידים והתחמוצות המתאימות,
• האופי החומצי של הידרוקסידים והתחמוצות התואמות עולה.

בקבוצות (עם מספר סידורי הולך וגדל)

• המטען הגרעיני גדל
• רדיוס האטומים גדל (רק בקבוצות A),
• חוזק הקשר בין אלקטרונים לגרעין פוחת (אנרגיית יינון; רק בקבוצות A),
• האלקטרושליליות יורדת (רק בקבוצות A),
• להחליש את תכונות החמצון של חומרים פשוטים ("אי-מתכתיות"; רק בקבוצות A),
• התכונות המפחיתות של חומרים פשוטים משופרים ("מתכתיות"; רק בקבוצות A),
• האופי הבסיסי של הידרוקסידים והתחמוצות המתאימות גדל (רק בקבוצות A),
• האופי החומצי של הידרוקסידים והתחמוצות המתאימות נחלש (רק בקבוצות A),
• היציבות של תרכובות מימן יורדת (הפעילות המפחיתה שלהן עולה; רק בקבוצות A).

משימות ומבחנים בנושא "נושא 9. "מבנה האטום. חוק תקופתי ומערכת תקופתית של יסודות כימיים של D.I. Mendeleev (PSCE)"."

• חוק תקופתי - חוק תקופתי ומבנה האטומים כיתה ח'-ט'
  כדאי לדעת: חוקי מילוי האורביטלים באלקטרונים (עקרון האנרגיה הקטנה ביותר, עקרון פאולי, שלטון האנד), מבנה המערכת המחזורית של היסודות.

  אתה אמור להיות מסוגל: לקבוע את הרכבו של אטום לפי מיקומו של יסוד במערכת המחזורית, ולהיפך, למצוא יסוד במערכת המחזורית, לדעת הרכבו; לתאר את דיאגרמת המבנה, את התצורה האלקטרונית של אטום, יון, ולהיפך, לקבוע את מיקומו של יסוד כימי ב-PSCE מהדיאגרמה והתצורה האלקטרונית; לאפיין את היסוד ואת החומרים שהוא יוצר לפי מיקומו ב-PSCE; לקבוע שינויים ברדיוס של אטומים, תכונות של יסודות כימיים והחומרים שהם יוצרים בתוך תקופה אחת ותת-קבוצה עיקרית אחת של המערכת המחזורית.

  דוגמה 1קבע את מספר האורביטלים ברמה האלקטרונית השלישית. מה הם האורביטלים האלה?
  כדי לקבוע את מספר האורביטלים, אנו משתמשים בנוסחה נאורביטלים = נ 2, איפה נ- מספר רמה. נאורביטלים = 3 2 = 9. אחד 3 ס-, שלוש 3 ע- וחמישה 3 ד-אורביטלים.

  דוגמה 2קבע את האטום של איזה יסוד יש את הנוסחה האלקטרונית 1 ס 2 2ס 2 2ע 6 3ס 2 3ע 1 .
  כדי לקבוע באיזה יסוד מדובר, צריך לברר את המספר הסידורי שלו, השווה למספר האלקטרונים הכולל באטום. במקרה זה: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. זהו אלומיניום.

  לאחר שווידאתם שכל מה שאתם צריכים נלמד, המשיכו למשימות. אנו מאחלים לך הצלחה.

  
  ספרות מומלצת:
  • O.S. Gabrielyan ואחרים. כימיה, כיתה יא. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. כימיה 11 תאים. מ., חינוך, 2001.

תצורה אלקטרוניתאטום הוא ייצוג מספרי של אורביטלי האלקטרונים שלו. אורביטלים של אלקטרונים הם אזורים בצורות שונות הממוקמים מסביב לגרעין האטום, שבהם סביר מבחינה מתמטית שיימצא אלקטרון. התצורה האלקטרונית עוזרת לומר לקורא במהירות ובקלות כמה אורביטלים של אלקטרונים יש לאטום, כמו גם לקבוע את מספר האלקטרונים בכל אורביטל. לאחר קריאת מאמר זה, תוכל לשלוט בשיטת הידור של תצורות אלקטרוניות.

צעדים

הפצה של אלקטרונים באמצעות המערכת המחזורית של D.I. Mendeleev

מצא את המספר האטומי של האטום שלך.לכל אטום יש מספר מסוים של אלקטרונים הקשורים אליו. מצא את הסמל של האטום שלך בטבלה המחזורית. המספר האטומי הוא מספר שלם חיובי שמתחיל מ-1 (עבור מימן) ועולה באחד עבור כל אטום עוקב. המספר האטומי הוא מספר הפרוטונים באטום, ולכן הוא גם מספר האלקטרונים באטום בעל מטען אפס.

קבע את המטען של אטום.לאטומים ניטרליים יהיה אותו מספר של אלקטרונים כפי שמוצג בטבלה המחזורית. עם זאת, לאטומים טעונים יהיו יותר או פחות אלקטרונים, בהתאם לגודל המטען שלהם. אם אתה עובד עם אטום טעון, הוסף או החסר אלקטרונים באופן הבא: הוסף אלקטרון אחד עבור כל מטען שלילי וחסר אחד עבור כל מטען חיובי.

• לדוגמה, לאטום נתרן עם מטען של -1 יהיה אלקטרון נוסף בנוסףלמספר האטומי הבסיסי שלו 11. במילים אחרות, לאטום יהיו 12 אלקטרונים בסך הכל.
• אם אנחנו מדברים על אטום נתרן עם מטען של +1, יש להפחית אלקטרון אחד ממספר האטומי הבסיסי 11. אז לאטום יהיו 10 אלקטרונים.

1. שנן את הרשימה הבסיסית של האורביטלים.ככל שמספר האלקטרונים גדל באטום, הם ממלאים את תת-הרמות השונות של מעטפת האלקטרונים של האטום לפי רצף מסוים. כל תת-רמה של מעטפת האלקטרונים, כאשר היא מלאה, מכילה מספר זוגי של אלקטרונים. יש את רמות המשנה הבאות:

   הבן את רשומת התצורה האלקטרונית.תצורות אלקטרוניות נכתבות על מנת לשקף בבירור את מספר האלקטרונים בכל מסלול. אורביטלים נכתבים ברצף, כאשר מספר האטומים בכל מסלול כתוב ככתב עילי מימין לשם המסלול. לתצורה האלקטרונית שהושלמה יש צורה של רצף של ייעודי רמות משנה וכתבי על.

   • הנה, למשל, התצורה האלקטרונית הפשוטה ביותר: 1s 2 2s 2 2p 6 .תצורה זו מראה שיש שני אלקטרונים ברמת המשנה 1s, שני אלקטרונים ברמת המשנה 2s ושישה אלקטרונים ברמת המשנה 2p. 2 + 2 + 6 = 10 אלקטרונים בסך הכל. זוהי התצורה האלקטרונית של אטום הניאון הנייטרלי (מספר אטומי ניאון הוא 10).

2. זכור את סדר האורביטלים.זכור שאורביטלים של אלקטרונים ממוספרים בסדר עולה של מספר מעטפת האלקטרונים, אך מסודרים בסדר אנרגיה עולה. לדוגמה, מסלול 4s 2 מלא יש פחות אנרגיה (או פחות ניידות) מאשר 3d 10 מלא או מלא חלקית, אז מסלול 4s נכתב ראשון. ברגע שיודעים את סדר האורביטלים, אפשר למלא אותם בקלות לפי מספר האלקטרונים באטום. סדר מילוי האורביטלים הוא כדלקמן: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • התצורה האלקטרונית של אטום שבו כל האורביטלים מלאים תהיה בצורתה הבאה: 10 7p 6
   • שימו לב שהסימון לעיל, כאשר כל המסלולים מלאים, הוא תצורת האלקטרונים של היסוד Uuo (ununoctium) 118, האטום בעל המספרים הגבוהים ביותר בטבלה המחזורית. לכן, תצורה אלקטרונית זו מכילה את כל תת הרמות האלקטרוניות הידועות כיום של אטום בעל מטען ניטרלי.

3. מלא את האורביטלים לפי מספר האלקטרונים באטום שלך.לדוגמה, אם ברצוננו לרשום את התצורה האלקטרונית של אטום סידן ניטרלי, עלינו להתחיל בחיפוש המספר האטומי שלו בטבלה המחזורית. המספר האטומי שלו הוא 20, אז נכתוב את התצורה של אטום עם 20 אלקטרונים לפי הסדר שלעיל.

   • מלאו את האורביטלים בסדר שלמעלה עד שתגיעו לאלקטרון העשרים. לאורביטל 1s הראשון יהיו שני אלקטרונים, לאורביטל 2s יהיו גם שניים, לאורביטל 2s יהיו שישה, לאורביטל 3s יהיו שניים, לאורביטל 3p יהיו 6, ולאורביטל 4s יהיו 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) במילים אחרות, לתצורה האלקטרונית של סידן יש את הצורה: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • שימו לב שהאורביטלים נמצאים בסדר אנרגיה עולה. לדוגמה, כאשר אתה מוכן לעבור לרמת האנרגיה הרביעית, רשום תחילה את מסלול ה-4s, ו לאחר מכן 3d. לאחר רמת האנרגיה הרביעית, עוברים לרמה החמישית, שבה אותו סדר חוזר על עצמו. זה קורה רק לאחר רמת האנרגיה השלישית.

4. השתמש בטבלה המחזורית כרמז חזותי.בטח כבר שמתם לב שצורת הטבלה המחזורית מתאימה לסדר רמות המשנה האלקטרוניות בתצורות אלקטרוניות. לדוגמה, אטומים בעמודה השנייה משמאל תמיד מסתיימים ב-"s 2", בעוד אטומים בקצה הימני של החלק האמצעי הדק תמיד מסתיימים ב-"d 10", וכן הלאה. השתמש בטבלה המחזורית כמדריך חזותי לכתיבת תצורות – שכן הסדר שבו אתה מוסיף לאורביטלים מתאים למיקומך בטבלה. ראה למטה:

   • בפרט, שני העמודות השמאליות ביותר מכילות אטומים שתצורותיהם האלקטרוניות מסתיימות ב-s-אורביטלים, הבלוק הימני של הטבלה מכיל אטומים שתצורותיהם מסתיימות ב-p-אורביטלים, ובתחתית האטומים מסתיימים ב-f-אורביטלים.
   • לדוגמה, כאשר אתה רושם את התצורה האלקטרונית של כלור, תחשוב כך: "אטום זה ממוקם בשורה השלישית (או "תקופה") של הטבלה המחזורית. הוא ממוקם גם בקבוצה החמישית של בלוק האורביטלי p של הטבלה המחזורית. לכן, התצורה האלקטרונית שלה תסתיים ב...3p 5
   • שימו לב שליסודות באזורי המסלול d ו-f בטבלה יש רמות אנרגיה שאינן תואמות את התקופה שבה הם נמצאים. לדוגמה, השורה הראשונה של גוש אלמנטים עם ד-אורביטלים מתאימה לאורביטלים תלת-ממדיים, למרות שהיא ממוקמת בתקופה ה-4, והשורה הראשונה של אלמנטים עם-אורביטלים f מתאימה לאורביטלים 4f, למרות העובדה שהיא ממוקם בתקופה ה-6.

5. למד את הקיצורים לכתיבת תצורות אלקטרוניות ארוכות.האטומים בצד ימין של הטבלה המחזורית נקראים גזים אצילים.יסודות אלה יציבים מאוד מבחינה כימית. כדי לקצר את התהליך של כתיבת תצורות אלקטרוניות ארוכות, פשוט כתוב בסוגריים מרובעים את הסמל הכימי עבור הגז האציל הקרוב ביותר עם פחות אלקטרונים מהאטום שלך, ולאחר מכן המשך לכתוב את התצורה האלקטרונית של רמות האורביטליות הבאות. ראה למטה:

   • כדי להבין את המושג הזה, זה יעזור לכתוב תצורה לדוגמה. בוא נכתוב את תצורת האבץ (מספר אטומי 30) באמצעות קיצור הגז האציל. תצורת האבץ המלאה נראית כך: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . עם זאת, אנו רואים ש-1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 היא התצורה האלקטרונית של ארגון, גז אציל. פשוט החלף את חלק התצורה האלקטרונית של אבץ בסמל הכימי של ארגון בסוגריים מרובעים (.)
   • אז, התצורה האלקטרונית של אבץ, הכתובה בצורה מקוצרת, היא: 4s 2 3d 10 .
   • שימו לב שאם אתם כותבים את התצורה האלקטרונית של גז אצילי, נגיד ארגון, אינכם יכולים לכתוב! יש להשתמש בקיצור של הגז האציל מול יסוד זה; עבור ארגון זה יהיה ניאון ().

   שימוש בטבלה המחזורית של ADOMAH

   1. שולט בטבלה המחזורית של ADOMAH.שיטה זו של רישום התצורה האלקטרונית אינה דורשת שינון, אולם היא דורשת טבלה מחזורית שונה, שכן בטבלה המחזורית המסורתית, החל מהתקופה הרביעית, מספר התקופה אינו מתאים למעטפת האלקטרונים. מצא את הטבלה המחזורית ADOMAH, סוג מיוחד של טבלה מחזורית שעוצבה על ידי המדען ולרי צימרמן. קל למצוא אותו בחיפוש קצר באינטרנט.

      • בטבלה המחזורית של ADOMAH, השורות האופקיות מייצגות קבוצות של יסודות כגון הלוגנים, גזים אצילים, מתכות אלקליות, מתכות אדמה אלקליות וכו'. עמודות אנכיות מתאימות למפלסים אלקטרוניים, ומה שנקרא "מפלים" (קווים אלכסוניים המחברים בין בלוקים s, p, d ו-f) תואמים לתקופות.
      • הליום מועבר למימן, מכיוון ששני היסודות הללו מאופיינים במסלול 1s. בלוקי התקופה (s,p,d ו-f) מוצגים בצד ימין ומספרי הרמות ניתנים בתחתית. יסודות מיוצגים בתיבות הממוספרות מ-1 עד 120. מספרים אלו הם המספרים האטומיים הרגילים, המייצגים את המספר הכולל של אלקטרונים באטום ניטרלי.

   2. מצא את האטום שלך בטבלת ADOMAH.כדי לרשום את התצורה האלקטרונית של יסוד, מצאו את הסמל שלו בטבלה המחזורית של ADOMAH וחצו את כל היסודות בעלי מספר אטומי גבוה יותר. לדוגמה, אם אתה צריך לרשום את התצורה האלקטרונית של ארביום (68), חוצה את כל האלמנטים מ-69 עד 120.

      • שימו לב למספרים מ-1 עד 8 בבסיס הטבלה. אלו הם מספרי הרמה האלקטרונית, או מספרי העמודות. התעלם מעמודות המכילות רק פריטים עם חוצה. עבור ארביום נותרו עמודות עם המספרים 1,2,3,4,5 ו-6.

   3. ספור את רמות המשנה של המסלול עד לאלמנט שלך.בהסתכלות על סמלי הבלוקים המוצגים מימין לטבלה (s, p, d, ו-f) ובמספרי העמודות המוצגים בתחתית, התעלם מהקווים האלכסוניים בין הגושים ושבור את העמודות לעמודות בלוק, ורשום אותן ב להזמין מלמטה למעלה. ושוב, התעלם מהבלוקים שבהם כל האלמנטים מחוצים החוצה. כתוב את בלוקי העמודות החל ממספר העמודה ואחריו סמל הבלוק, כך: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (עבור ארביום).

      • שימו לב: התצורה האלקטרונית לעיל Er כתובה בסדר עולה של המספר האלקטרוני של תת-הרמה. אפשר גם לכתוב אותו לפי סדר מילוי האורביטלים. כדי לעשות זאת, עקוב אחר המפלסים מלמטה למעלה, לא עמודות, כאשר אתה כותב בלוקים של עמודות: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. סופר את האלקטרונים עבור כל תת-רמה אלקטרונית.ספור את היסודות בכל גוש עמודים שלא נחצו על ידי הצמדת אלקטרון אחד מכל אלמנט, ורשום את מספרם ליד סמל הבלוק עבור כל גוש עמודה באופן הבא: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . בדוגמה שלנו, זוהי התצורה האלקטרונית של ארביום.

   5. היו מודעים לתצורות אלקטרוניות שגויות.ישנם שמונה עשר חריגים אופייניים הקשורים לתצורות האלקטרוניות של אטומים במצב האנרגיה הנמוכה ביותר, הנקרא גם מצב אנרגיית הקרקע. הם אינם מצייתים לכלל הכללי רק בשניים או שלושת העמדות האחרונות שנכבשו על ידי אלקטרונים. במקרה זה, התצורה האלקטרונית בפועל מניחה שהאלקטרונים נמצאים במצב של אנרגיה נמוכה יותר בהשוואה לתצורה הסטנדרטית של האטום. אטומים חריגים כוללים:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); נ.ב(..., 4d4, 5s1); מו(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); א.ג(..., 4d10, 5s1); לָה(..., 5d1, 6s2); לִספִירַת הַנוֹצרִים(..., 4f1, 5d1, 6s2); אלוקים(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); אבא(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) ו ס"מ(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • כדי למצוא את המספר האטומי של אטום כשהוא כתוב בצורה אלקטרונית, פשוט חבר את כל המספרים שאחרי האותיות (s, p, d ו-f). זה עובד רק עבור אטומים ניטרליים, אם יש לך עסק עם יון זה לא יעבוד - תצטרך להוסיף או להחסיר את מספר האלקטרונים הנוספים או האבודים.
   • המספר שאחרי האות הוא כתב עילית, אל תטעו בפקד.
   • "יציבות של תת-רמה מלאה למחצה" אינה קיימת. זוהי פשטות. כל יציבות הנוגעת לרמות משנה "חצי מלאות" נובעת מהעובדה שכל מסלול תפוס על ידי אלקטרון אחד, ולכן הדחייה בין אלקטרונים ממוזערת.
   • כל אטום נוטה למצב יציב, והתצורות היציבות ביותר מילאו תת-רמות s ו-p (s2 ו-p6). לגזים אצילים יש תצורה זו, ולכן הם מגיבים לעתים רחוקות והם ממוקמים בצד ימין בטבלה המחזורית. לכן, אם תצורה מסתיימת ב-3p 4, אז היא זקוקה לשני אלקטרונים כדי להגיע למצב יציב (צריך יותר אנרגיה כדי לאבד שישה, כולל אלקטרונים ברמת s, כך שארבעה קל יותר לאבד). ואם התצורה מסתיימת ב-4d 3, אז היא צריכה לאבד שלושה אלקטרונים כדי להגיע למצב יציב. בנוסף, תת-רמות מלאות למחצה (s1, p3, d5..) יציבות יותר מאשר, למשל, p4 או p2; עם זאת, s2 ו-p6 יהיו אפילו יותר יציבים.
   • כאשר אתה מתמודד עם יון, זה אומר שמספר הפרוטונים אינו זהה למספר האלקטרונים. מטען האטום במקרה זה יוצג בחלק הימני העליון (בדרך כלל) של הסמל הכימי. לכן, לאטום אנטימון עם מטען של +2 יש את התצורה האלקטרונית 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . שים לב ש-5p 3 השתנה ל-5p 1. היזהר כאשר התצורה של אטום ניטרלי מסתיימת ברמות משנה שאינן s ו-p.כאשר אתה לוקח אלקטרונים, אתה יכול לקחת אותם רק מאורביטלים ערכיים (s ו-p אורביטלים). לכן, אם התצורה מסתיימת ב-4s 2 3d 7 והאטום מקבל +2 מטען, אז התצורה תסתיים ב-4s 0 3d 7. שימו לב ש-3d 7 לֹאשינויים, במקום אלקטרונים של ה-s-orbital הולכים לאיבוד.
   • ישנם תנאים שבהם אלקטרון נאלץ "לעבור לרמת אנרגיה גבוהה יותר". כאשר תת-רמה חסר אלקטרון אחד כדי להיות חצי או מלא, קח אלקטרון אחד מתת-הרמה הקרובה ביותר s או p והעבר אותו לתת-הרמה שצריכה אלקטרון.
   • ישנן שתי אפשרויות לכתיבת תצורה אלקטרונית. ניתן לכתוב אותם בסדר עולה של מספרי רמות האנרגיה או לפי סדר מילוי אורביטלי האלקטרונים, כפי שהוצג לעיל עבור ארביום.
   • אתה יכול גם לכתוב את התצורה האלקטרונית של אלמנט על ידי כתיבת תצורת הערכיות בלבד, שהיא תת-הרמה האחרונה של s ו-p. לפיכך, תצורת הערכיות של אנטימון תהיה 5s 2 5p 3.
   • יונים זה לא אותו דבר. הרבה יותר קשה איתם. דלג על שתי רמות ופעל על פי אותה תבנית בהתאם למקום שבו התחלת ועד כמה גבוה מספר האלקטרונים.

אָטוֹם- חלקיק נייטרלי חשמלית המורכב מגרעין טעון חיובי ואלקטרונים בעלי מטען שלילי. במרכז האטום נמצא גרעין בעל מטען חיובי. הוא תופס חלק לא משמעותי מהחלל בתוך האטום; כל המטען החיובי וכמעט כל המסה של האטום מרוכזים בו.

הגרעין מורכב מחלקיקים אלמנטריים - פרוטון ונייטרון; אלקטרונים נעים סביב גרעין האטום באורביטלים סגורים.

פרוטון (p)- חלקיק יסודי בעל מסה יחסית של 1.00728 יחידות מסה אטומית ומטען של +1 יחידה קונבנציונלית. מספר הפרוטונים בגרעין האטום שווה למספר הסידורי של היסוד במערכת המחזורית של D.I. מנדלייב.

ניוטרון (n)- חלקיק נייטרלי יסודי עם מסה יחסית של 1.00866 יחידת מסה אטומית (א.מ.ו.).

מספר הנייטרונים בגרעין N נקבע על ידי הנוסחה:

כאשר A הוא מספר המסה, Z הוא מטען הגרעין, שווה למספר הפרוטונים (מספר סידורי).

בדרך כלל, הפרמטרים של גרעין האטום נכתבים כך: מטען הגרעין ממוקם בחלק השמאלי התחתון של סמל היסוד, ומספר המסה ממוקם בחלק העליון, למשל:

ערך זה מראה שהמטען הגרעיני (ומכאן מספר הפרוטונים) עבור אטום זרחן הוא 15, מספר המסה הוא 31, ומספר הנייטרונים הוא 31 - 15 = 16. מאחר שמסות הפרוטון והנייטרון שונות מעט מאוד. זה מזה, המסה המספר שווה בערך למסה האטומית היחסית של הגרעין.

אלקטרונים (e -)- חלקיק יסודי בעל מסה של 0.00055 א. א.מ. וחיוב מותנה –1. מספר האלקטרונים באטום שווה למטען של גרעין האטום (המספר הסידורי של היסוד במערכת המחזורית של D.I. מנדלייב).

אלקטרונים נעים סביב הגרעין במסלולים מוגדרים בהחלט, ויוצרים את מה שנקרא ענן אלקטרונים.

אזור החלל מסביב לגרעין האטום, שבו סביר להניח שהאלקטרון יימצא (90% או יותר), קובע את צורת ענן האלקטרונים.

לענן האלקטרונים של ה-s-אלקטרון יש צורה כדורית; תת-רמת האנרגיה של s יכולה להיות לכל היותר שני אלקטרונים.

ענן האלקטרונים של ה-p-אלקטרון הוא בצורת משקולת; שלושה p-אורביטלים יכולים להחזיק לכל היותר שישה אלקטרונים.

אורביטלים מתוארים כריבוע, שמעליו או מתחתיו הם כותבים את הערכים של המספרים הקוונטיים הראשיים והמשניים המתארים את המסלול הזה. רשומה כזו נקראת נוסחה אלקטרונית גרפית, למשל:

בנוסחה זו, חיצים מציינים אלקטרון, וכיוון החץ מתאים לכיוון הספין - המומנט המגנטי הפנימי של האלקטרון. אלקטרונים עם ספינים מנוגדים ↓ נקראים מזווגים.

ניתן לייצג את התצורות האלקטרוניות של אטומי היסודות כנוסחאות אלקטרוניות, שבהן מצוינים סמלי תת-הרמה, המקדם שלפני סמל תת-הרמה מראה את השתייכותו לרמה זו, ודרגת הסמל מציגה את מספר האלקטרונים של זה. תת-רמה.

טבלה 1 מציגה את המבנה של קליפות האלקטרונים של אטומים של 20 היסודות הראשונים של הטבלה המחזורית של יסודות כימיים של D.I. מנדלייב.

יסודות כימיים שבאטומים שלהם תת-רמת ה-s של הרמה החיצונית מתמלאת באלקטרון אחד או שניים נקראים יסודות s. יסודות כימיים שבאטומים שלהם מתמלאת תת-ה-p (מאחד עד שישה אלקטרונים) נקראים יסודות p.

מספר שכבות האלקטרונים באטום של יסוד כימי שווה למספר התקופה.

בהתאם ל שלטון האנדאלקטרונים ממוקמים באורביטלים מאותו סוג של אותה רמת אנרגיה באופן שהספין הכולל הוא מקסימלי. כתוצאה מכך, כאשר ממלאים את תת-רמת האנרגיה, כל אלקטרון תופס קודם כל תא נפרד, ורק לאחר מכן מתחיל הזיווג שלהם. לדוגמה, עבור אטום חנקן, כל ה-p-אלקטרונים יהיו בתאים נפרדים, ולחמצן יתחיל הזיווג שלהם, שיגמר לחלוטין בניאון.

איזוטופיםנקראים אטומים של אותו יסוד, המכילים בגרעיניהם את אותו מספר פרוטונים, אך מספר שונה של נויטרונים.

איזוטופים ידועים בכל היסודות. לכן, המסות האטומיות של יסודות במערכת המחזורית הן הערך הממוצע של מספרי המסה של תערובות טבעיות של איזוטופים ושונות מערכי מספרים שלמים. לפיכך, המסה האטומית של תערובת טבעית של איזוטופים אינה יכולה לשמש כמאפיין העיקרי של אטום, וכתוצאה מכך, של יסוד. מאפיין כזה של אטום הוא המטען הגרעיני, הקובע את מספר האלקטרונים במעטפת האלקטרונים של האטום ואת המבנה שלו.

בואו נסתכל על כמה משימות טיפוסיות בחלק זה.

דוגמה 1לאיזה אטום יסוד יש את התצורה האלקטרונית 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ?

ליסוד זה יש אלקטרון 4s אחד ברמת האנרגיה החיצונית שלו. לכן, יסוד כימי זה נמצא בתקופה הרביעית של הקבוצה הראשונה של תת-הקבוצה הראשית. יסוד זה הוא אשלגן.

ניתן להגיע לתשובה זו בדרך אחרת. הוספת המספר הכולל של כל האלקטרונים, נקבל 19. המספר הכולל של אלקטרונים שווה למספר האטומי של היסוד. אשלגן הוא מספר 19 בטבלה המחזורית.

דוגמה 2התחמוצת הגבוהה ביותר RO 2 מתאימה ליסוד הכימי. התצורה האלקטרונית של רמת האנרגיה החיצונית של האטום של יסוד זה תואמת את הנוסחה האלקטרונית:

1. ns 2 np 4
2. ns 2 np 2
3. ns 2 np 3
4. ns 2 np 6

לפי הנוסחה של התחמוצת הגבוהה ביותר (הסתכלו על הנוסחאות של התחמוצות הגבוהות ביותר במערכת המחזורית), אנו קובעים כי יסוד כימי זה נמצא בקבוצה הרביעית של תת-הקבוצה הראשית. ליסודות אלה יש ארבעה אלקטרונים ברמת האנרגיה החיצונית שלהם - שניים s ושני p. לכן, התשובה הנכונה היא 2.

משימות הדרכה

1. המספר הכולל של s-אלקטרונים באטום סידן הוא

1) 20
2) 40
3) 8
4) 6

2. מספר האלקטרונים ה-p המזווגים באטום חנקן הוא

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

3. מספר האלקטרונים הבלתי מזווגים באטום חנקן הוא

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

4. מספר האלקטרונים ברמת האנרגיה החיצונית של אטום ארגון הוא

1) 18
2) 6
3) 4
4) 8

5. מספר הפרוטונים, הנייטרונים והאלקטרונים באטום 9 4 Be הוא

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. התפלגות אלקטרונים על שכבות אלקטרונים 2; 8; 4 - מתאים לאטום שנמצא ב-(in)

1) תקופה 3, קבוצת IA
2) תקופה ב', קבוצת IVA
3) תקופה ג', קבוצת IVA
4) תקופה 3, קבוצת VA

7. היסוד הכימי הממוקם בתקופה השלישית של קבוצת VA מתאים לתכנית המבנה האלקטרוני של האטום

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. יסוד כימי עם התצורה האלקטרונית 1s 2 2s 2 2p 4 יוצר תרכובת מימן נדיפה, שהנוסחה שלה היא

1) EN
2) EN 2
3) EN 3
4) EN 4

9. מספר שכבות האלקטרונים באטום של יסוד כימי הוא

1) המספר הסידורי שלו
2) מספר קבוצה
3) מספר הנייטרונים בגרעין
4) מספר תקופה

10. מספר האלקטרונים החיצוניים באטומים של יסודות כימיים של תת הקבוצות העיקריות הוא

1) המספר הסידורי של האלמנט
2) מספר קבוצה
3) מספר הנייטרונים בגרעין
4) מספר תקופה

11. שני אלקטרונים נמצאים בשכבת האלקטרונים החיצונית של האטומים של כל אחד מהיסודות הכימיים בסדרה

1) הוא, בי, בא
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B

12. יסוד כימי שהנוסחה האלקטרונית שלו היא 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 יוצר תחמוצת של הרכב

1) Li 2 O
2) MgO
3) K2O
4) Na 2 O

13. מספר שכבות האלקטרונים ומספר ה-p-אלקטרונים באטום גופרית הוא

1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10

14. התצורה האלקטרונית ns 2 np 4 מתאימה לאטום

1) כלור
2) גופרית
3) מגנזיום
4) סיליקון

15. האלקטרונים הערכיים של אטום הנתרן במצב היסוד נמצאים בתת-רמת האנרגיה

1) 2 שניות
2) 2 עמ'
3) 3 שניות
4) 3 עמ'

16. לאטומי החנקן והזרחן יש

1) אותו מספר של נויטרונים
2) אותו מספר של פרוטונים
3) אותה תצורה של שכבת האלקטרון החיצונית

17. לאטומי סידן יש אותו מספר של אלקטרוני ערכיות

1) אשלגן
2) אלומיניום
3) בריליום
4) בורון

18. לאטומי הפחמן והפלואור יש

1) אותו מספר של נויטרונים
2) אותו מספר של פרוטונים
3) אותו מספר של שכבות אלקטרוניות
4) אותו מספר של אלקטרונים

19. באטום הפחמן במצב היסוד, מספר האלקטרונים הבלתי מזווגים הוא

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. באטום החמצן במצב הקרקע, מספר האלקטרונים המזווגים הוא

6.6. תכונות של המבנה האלקטרוני של אטומים של כרום, נחושת וכמה יסודות אחרים

אם הסתכלתם היטב על נספח 4, כנראה שמתם לב שעבור אטומים של אלמנטים מסוימים, רצף מילוי האורביטלים באלקטרונים מופר. לפעמים הפרות אלו נקראות "חריגים", אבל זה לא כך - אין חריגים לחוקי הטבע!

האלמנט הראשון עם הפרה כזו הוא כרום. הבה נבחן ביתר פירוט את המבנה האלקטרוני שלו (איור 6.16 א). לאטום הכרום יש 4 ס-רמת המשנה אינה שתיים, כפי שניתן היה לצפות, אלא רק אלקטרון אחד. אבל ל-3 דתת-רמת חמישה אלקטרונים, אבל תת-רמה זו מתמלאת לאחר 4 ס-תת-רמה (ראה איור 6.4). כדי להבין למה זה קורה, בואו נסתכל מה הם ענני אלקטרונים 3 דתת-רמה של האטום הזה.

כל אחד מחמשת 3 ד-עננים במקרה זה נוצרים על ידי אלקטרון אחד. כפי שאתם כבר יודעים מסעיף 4 של פרק זה, ענן האלקטרונים המשותף של חמשת האלקטרונים הללו הוא כדורי, או, כמו שאומרים, סימטרי כדורית. מטבעה של התפלגות צפיפות האלקטרונים בכיוונים שונים, היא דומה ל-1 ס-EO. האנרגיה של תת-הרמה שהאלקטרונים שלה יוצרים ענן כזה מתבררת כנמוכה יותר מאשר במקרה של ענן פחות סימטרי. במקרה זה, האנרגיה של אורביטלים 3 ד-רמת המשנה שווה לאנרגיה 4 ס-אורביטלים. כאשר הסימטריה נשברת, למשל, כאשר מופיע האלקטרון השישי, האנרגיה של האורביטלים היא 3 ד-רמת המשנה הופכת שוב ליותר מאנרגיה 4 ס-אורביטלים. לכן, לאטום המנגן יש שוב אלקטרון שני עבור 4 ס-AO.
לסימטריה כדורית יש ענן משותף של כל תת-רמה מלא באלקטרונים למחצה ולשלם. הירידה באנרגיה במקרים אלה היא בעלת אופי כללי ואינה תלויה בשאלה אם תת-רמה כלשהי היא מלאה למחצה או מלאה באלקטרונים. ואם כן, אז עלינו לחפש את ההפרה הבאה באטום, בקליפת האלקטרונים שבה התשיעי "בא" אחרון ד-אֶלֶקטרוֹן. אכן, לאטום הנחושת יש 3 דתת-רמה 10 אלקטרונים, ו-4 ס- יש רק תת-רמה אחת (איור 6.16 ב).
הירידה באנרגיה של האורביטלים של תת-רמה מלאה או חצי מלאה היא הגורם למספר תופעות כימיות חשובות, שאת חלקן תכירו.

6.7. אלקטרונים חיצוניים וערכיים, אורביטלים ותת-רמות

בכימיה, המאפיינים של אטומים מבודדים, ככלל, אינם נחקרים, שכן כמעט כל האטומים, בהיותם חלק מחומרים שונים, יוצרים קשרים כימיים. קשרים כימיים נוצרים במהלך האינטראקציה של קליפות אלקטרונים של אטומים. עבור כל האטומים (למעט מימן), לא כל האלקטרונים לוקחים חלק ביצירת קשרים כימיים: עבור בורון, שלושה מתוך חמישה אלקטרונים, עבור פחמן, ארבעה מתוך שישה, ולדוגמה, עבור בריום, שניים מתוך חמישים- שֵׁשׁ. האלקטרונים ה"פעילים" האלה נקראים אלקטרונים ערכיים.

לפעמים מבולבלים בין אלקטרונים ערכיים חיצוניאלקטרונים, אבל הם לא אותו דבר.

לענני האלקטרונים של אלקטרונים חיצוניים יש את הרדיוס המקסימלי (והערך המרבי של המספר הקוונטי העיקרי).

האלקטרונים החיצוניים הם שמלכתחילה לוקחים חלק ביצירת הקשרים, ולו בגלל שכאשר האטומים מתקרבים זה לזה, ענני האלקטרונים שנוצרו על ידי אלקטרונים אלו באים במגע קודם כל. אבל יחד איתם, חלק מהאלקטרונים יכולים לקחת חלק גם ביצירת קשר. קדם חיצונישכבה (הלפני אחרונה), אבל רק אם יש להם אנרגיה שאינה שונה בהרבה מהאנרגיה של האלקטרונים החיצוניים. גם אלה וגם אלקטרונים אחרים של האטום הם ערכיות. (בלנתנידים ואקטינידים, אפילו כמה אלקטרונים "טרום חיצוניים" הם ערכיות)
האנרגיה של אלקטרוני ערכיות גדולה בהרבה מהאנרגיה של אלקטרונים אחרים של האטום, ואלקטרוני הערכיות נבדלים הרבה פחות זה מזה באנרגיה.
אלקטרונים חיצוניים הם תמיד ערכיות רק אם האטום יכול ליצור קשרים כימיים בכלל. אז שני האלקטרונים של אטום הליום הם חיצוניים, אבל לא ניתן לקרוא להם ערכיות, מכיוון שאטום ההליום אינו יוצר קשרים כימיים כלל.
אלקטרונים ערכיים תופסים אורביטלים ערכיים, שבתורו יוצרים תת-רמות ערכיות.

כדוגמה, שקול אטום ברזל שתצורתו האלקטרונית מוצגת באיור. 6.17. מבין האלקטרונים של אטום הברזל, המספר הקוונטי העיקרי המרבי ( נ= 4) יש רק שניים 4 ס-אֶלֶקטרוֹן. לכן, הם האלקטרונים החיצוניים של האטום הזה. האורביטלים החיצוניים של אטום הברזל כולם אורביטלים עם נ= 4, ותת הרמות החיצוניות הן כל תת הרמות שנוצרו על ידי האורביטלים הללו, כלומר, 4 ס-, 4ע-, 4ד- ו-4 ו-EPU.
אלקטרונים חיצוניים הם תמיד ערכיות, לכן, 4 ס-אלקטרונים של אטום ברזל הם אלקטרונים ערכיים. ואם כן אז 3 ד-אלקטרונים בעלי אנרגיה מעט גבוהה יותר יהיו גם ערכיות. במפלס החיצוני של אטום הברזל, בנוסף ל-4 המלאים ס-AO יש עדיין 4 בחינם ע-, 4ד- ו-4 ו-AO. כולם חיצוניים, אבל רק 4 הם ערכיות ר-AO, מאחר והאנרגיה של האורביטלים הנותרים הרבה יותר גבוהה, והופעת אלקטרונים באורביטלים אלו אינה מועילה לאטום הברזל.

אז, אטום הברזל
מפלס אלקטרוני חיצוני - הרביעי,
רמות משנה חיצוניות - 4 ס-, 4ע-, 4ד- ו-4 ו-EPU,
אורביטלים חיצוניים - 4 ס-, 4ע-, 4ד- ו-4 ו-AO,
אלקטרונים חיצוניים - שניים 4 ס-אלקטרון (4 ס 2),
שכבת האלקטרון החיצונית היא הרביעית,
ענן אלקטרונים חיצוני - 4 ס-EO
תת-רמות ערכיות - 4 ס-, 4ע-, ו-3 ד-EPU,
אורביטלים ערכיים - 4 ס-, 4ע-, ו-3 ד-AO,
אלקטרונים ערכיים - שניים 4 ס-אלקטרון (4 ס 2) ושש 3 ד-אלקטרונים (3 ד 6).

תת-רמות ערכיות יכולות להיות מלאות באופן חלקי או מלא באלקטרונים, או שהן יכולות להישאר חופשיות בכלל. עם עלייה במטען של הגרעין, ערכי האנרגיה של כל תת-הרמות יורדים, אך עקב האינטראקציה של אלקטרונים זה עם זה, האנרגיה של תת-רמות שונות יורדת עם "מהירות" שונה. האנרגיה של מלא מלא ד- וגם ו-רמות המשנה יורדות עד כדי כך שהן מפסיקות להיות ערכיות.

כדוגמה, שקול את האטומים של טיטניום וארסן (איור 6.18).

במקרה של אטום טיטניום 3 ד-EPU מלא רק חלקית באלקטרונים, והאנרגיה שלו גדולה מהאנרגיה של 4 ס-EPU, ו-3 ד-אלקטרונים הם ערכיות. באטום הארסן 3 ד-EPU מלא לגמרי באלקטרונים, והאנרגיה שלו הרבה פחות מאנרגיה 4 ס-EPU, ולכן 3 ד-אלקטרונים אינם ערכיות.
בדוגמאות אלו ניתחנו תצורה אלקטרונית של ערכיותאטומי טיטניום וארסן.

התצורה האלקטרונית הערכית של אטום מתוארת כ נוסחה אלקטרונית ערכית, או בצורה דיאגרמת אנרגיה של תת-רמות ערכיות.

VALENCE ELECTRONS, EXTERNAL ELECTRONS, VALENCE EPU, VALENCE AO, תצורת VALENCE ELECTRON של האטום, נוסחת VALENCE ELECTRON, דיאגרמת VALENCE ELECTRON.

1. בדיאגרמות האנרגיה שחיברת ובנוסחאות האלקטרוניות המלאות של האטומים Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, ציינו את האלקטרונים החיצוניים והערכיים. כתוב את הנוסחאות האלקטרוניות הערכיות של אטומים אלה. בדיאגרמות האנרגיה, הדגש את החלקים התואמים לדיאגרמות האנרגיה של תת-רמות הערכיות.
2. מה המשותף בין התצורות האלקטרוניות של האטומים א) Li ו-Na, B ו-Al, O ו-S, Ne ו-Ar; ב) Zn ו-Mg, Sc ו-Al, Cr ו-S, Ti ו-Si; ג) ה' וה', לי ו-או', ק' וק'ר, סק וגא. מה ההבדלים ביניהם
3. כמה תת-רמות ערכיות יש במעטפת האלקטרונים של אטום של כל אחד מהיסודות: א) מימן, הליום וליתיום, ב) חנקן, נתרן וגופרית, ג) אשלגן, קובלט וגרמניום
4. כמה אורביטלים ערכיים מלאים לגמרי באטום א) בורון, ב) פלואור, ג) נתרן?
5. כמה אורביטלים עם אלקטרון לא מזווג יש לאטום א) בורון, ב) פלואור, ג) ברזל
6. כמה אורביטלים חיצוניים חופשיים יש לאטום מנגן? כמה ערכיות חופשיות?
7. לשיעור הבא, הכינו רצועת נייר ברוחב 20 מ"מ, חלקו אותה לתאים (20 × 20 מ"מ), והניחו על רצועה זו סדרה טבעית של יסודות (ממימן ועד מיטנריום).
8. בכל תא, הצב את סמל היסוד, המספר הסידורי שלו ואת הנוסחה האלקטרונית הערכית, כפי שמוצג באיור. 6.19 (השתמש בנספח 4).

6.8. שיטתיות של אטומים לפי מבנה קליפות האלקטרונים שלהם

שיטת היסודות הכימיים מבוססת על סדרת היסודות הטבעית ו עקרון הדמיון של קליפות אלקטרוניםהאטומים שלהם.
אתה כבר מכיר את המגוון הטבעי של יסודות כימיים. עכשיו בואו נכיר את עקרון הדמיון של קליפות אלקטרונים.
בהתחשב בנוסחאות האלקטרוניות הערכיות של אטומים ב-NRE, קל לגלות שעבור כמה אטומים הם שונים רק בערכי המספר הקוונטי הראשי. לדוגמה, 1 ס 1 למימן, 2 ס 1 עבור ליתיום, 3 ס 1 לנתרן וכו' או 2 ס 2 2ע 5 עבור פלואור, 3 ס 2 3ע 5 עבור כלור, 4 ס 2 4ע 5 עבור ברום וכו'. זה אומר שהאזורים החיצוניים של ענני האלקטרונים הערכיים של אטומים כאלה דומים מאוד בצורתם ונבדלים רק בגודלם (וכמובן בצפיפות האלקטרונים). ואם כן, אז ניתן לקרוא לעננים האלקטרונים של אטומים כאלה ותצורות הערכיות המתאימות להם דוֹמֶה. עבור אטומים של יסודות שונים עם תצורות אלקטרוניות דומות, אנו יכולים לכתוב נוסחאות אלקטרוניות ערכיות נפוצות: ns 1 במקרה הראשון ו ns 2 np 5 בשנייה. כשנעים לאורך סדרת היסודות הטבעית, אפשר למצוא קבוצות אחרות של אטומים עם תצורות ערכיות דומות.
לכן, בסדרה הטבעית של היסודות, מתרחשים באופן קבוע אטומים בעלי תצורות אלקטרוניות ערכיות דומות. זהו עקרון הדמיון של קליפות אלקטרונים.
הבה ננסה לחשוף את צורת הקביעות הזו. לשם כך נשתמש בסדרת האלמנטים הטבעית שהכנתם.

NRE מתחיל במימן, שהנוסחה האלקטרונית הערכית שלו היא 1 ס 1 . בחיפוש אחר תצורות ערכיות דומות, אנו חותכים את הסדרה הטבעית של אלמנטים מול אלמנטים עם נוסחה אלקטרונית ערכית משותפת ns 1 (כלומר לפני ליתיום, לפני נתרן וכו'). קיבלנו מה שנקרא "תקופות" של יסודות. הבה נוסיף את ה"נקודות" המתקבלות כך שיהפכו לשורות טבלה (ראה איור 6.20). כתוצאה מכך, רק לאטומים של שתי העמודות הראשונות של הטבלה יהיו תצורות אלקטרוניות כאלה.

בואו ננסה להשיג דמיון של תצורות אלקטרוניות ערכיות בעמודות אחרות של הטבלה. לשם כך, גזרנו אלמנטים עם המספרים 58 - 71 ו-90 -103 מהתקופות ה-6 וה-7 (יש להם 4 ו- ו-5 ורמות משנה) ומניחים אותם מתחת לשולחן. הסמלים של האלמנטים הנותרים יוזזו אופקית כפי שמוצג באיור. לאחר מכן, לאטומים של היסודות באותה עמודה של הטבלה יהיו תצורות ערכיות דומות, שניתן לבטא בנוסחאות אלקטרוניות ערכיות כלליות: ns 1 , ns 2 , ns 2 (נ–1)ד 1 , ns 2 (נ–1)ד 2 וכן הלאה עד ns 2 np 6. כל הסטיות מנוסחאות הערכיות הכלליות מוסברות באותן סיבות כמו במקרה של כרום ונחושת (ראה סעיף 6.6).

כפי שאתה יכול לראות, באמצעות NRE ויישום עקרון הדמיון של קליפות אלקטרונים, הצלחנו לסדר את היסודות הכימיים. מערכת כזו של יסודות כימיים נקראת טִבעִי, שכן הוא מבוסס אך ורק על חוקי הטבע. הטבלה שקיבלנו (איור 6.21) היא אחת הדרכים לתאר באופן גרפי מערכת טבעית של אלמנטים ונקראת טבלת תקופה ארוכה של יסודות כימיים.

עקרון הדמיון של קונכיות אלקטרוניות, מערכת טבעית של אלמנטים כימיים ("מערכת תקופתית"), טבלת אלמנטים כימיים.

6.9. טבלת תקופה ארוכה של יסודות כימיים

בואו להכיר ביתר פירוט את המבנה של הטבלה הארוכה של יסודות כימיים.
השורות של טבלה זו, כפי שאתה כבר יודע, נקראות "תקופות" של האלמנטים. התקופות ממוספרות עם ספרות ערביות מ-1 עד 7. בתקופה הראשונה יש רק שני יסודות. התקופה השנייה והשלישית, המכילה שמונה יסודות כל אחת, נקראות קצרתקופות. התקופה הרביעית והחמישית, המכילה 18 יסודות כל אחת, נקראות ארוךתקופות. התקופה השישית והשביעית, המכילה 32 יסודות כל אחת, נקראות ארוך במיוחדתקופות.
העמודות של טבלה זו נקראות קבוצותאלמנטים. מספרי קבוצות מסומנים בספרות רומיות באותיות לטיניות A או B.
למרכיבים של קבוצות מסוימות יש שמות משותפים (קבוצתיים) משלהם: אלמנטים של קבוצת IA (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - יסודות אלקליים(אוֹ יסודות מתכת אלקלי); רכיבי קבוצה IIA (Ca, Sr, Ba ו-Ra) - יסודות אדמה אלקליין(אוֹ יסודות מתכת אדמה אלקליין)(השמות "מתכות אלקליות" ומתכות אדמה אלקליות" מתייחסים לחומרים הפשוטים שנוצרו על ידי היסודות המקבילים ואין להשתמש בהם כשמות של קבוצות יסודות); יסודות מקבוצה VIA (O, S, Se, Te, Po ) - כולקוגנים, יסודות מקבוצה VIIA (F, Cl, Br, I, At) - הלוגנים, אלמנטים של קבוצה VIIIA (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) - יסודות גז אצילים.(השם המסורתי "גזים אצילים" מתייחס גם לחומרים פשוטים)
האלמנטים הממוקמים בדרך כלל בחלק התחתון של הטבלה עם המספרים הסידוריים 58 - 71 (Ce - Lu) נקראים לנתנידים("בעקבות lanthanum"), ואלמנטים עם מספרים סידוריים 90 - 103 (Th - Lr) - אקטינידים("בעקבות אקטיניום"). קיימת גרסה של טבלת התקופות הארוכות, שבה הלנתאנידים והאקטינידים אינם נחתכים מה-NRE, אלא נשארים במקומם בתקופות ארוכות במיוחד. שולחן זה נקרא לפעמים תקופה ארוכה במיוחד.
טבלת התקופות הארוכה מחולקת לארבע לַחסוֹם(או קטעים).
s-בלוקכולל אלמנטים של קבוצות IA ו-IIA עם נוסחאות אלקטרוניות ערכיות נפוצות ns 1 ו ns 2 (s-אלמנטים).
p-בלוקכולל אלמנטים מקבוצה IIIA עד VIIIA עם נוסחאות אלקטרוניות ערכיות נפוצות מ ns 2 np 1 ל ns 2 np 6 (p-אלמנטים).
d-blockכולל אלמנטים מקבוצת IIIB עד IIB עם נוסחאות אלקטרוניות ערכיות נפוצות מ ns 2 (נ–1)ד 1 ל ns 2 (נ–1)ד 10 (d-אלמנטים).
f-בלוקכולל לנתנידים ואקטינידים ( f-אלמנטים).

אלמנטים ס- וגם ע-בלוקים יוצרים קבוצות A ואלמנטים ד-בלוק - קבוצת B של מערכת יסודות כימיים. את כל ו-אלמנטים כלולים רשמית בקבוצה IIIB.
היסודות של התקופה הראשונה - מימן והליום - הם ס-אלמנטים וניתן למקם אותם בקבוצות IA ו-IIA. אבל הליום ממוקם לעתים קרובות יותר בקבוצה VIIIA כיסוד איתו מסתיימת התקופה, מה שעולה בקנה אחד עם תכונותיו (הליום, כמו כל שאר החומרים הפשוטים הנוצרים על ידי יסודות מקבוצה זו, הוא גז אצילי). מימן ממוקם לעתים קרובות בקבוצה VIIA, מכיוון שתכונותיו קרובות הרבה יותר להלוגנים מאשר ליסודות אלקליים.
כל אחת מהתקופות של המערכת מתחילה ביסוד שיש לו תצורת ערכיות של אטומים ns 1, מכיוון שמאטומים אלו מתחילה היווצרות שכבת האלקטרון הבאה, ומסתיימת ביסוד בעל תצורת ערכיות של אטומים ns 2 np 6 (למעט התקופה הראשונה). זה מקל על זיהוי קבוצות של תת-רמות בתרשים האנרגיה המלאות באלקטרונים באטומים של כל אחת מהתקופות (איור 6.22). בצע את העבודה הזו עם כל רמות המשנה המוצגות בעותק שיצרת של איור 6.4. רמות המשנה המודגשות באיור 6.22 (למעט מילוי מלא ד- וגם ו-רמות משנה) הן ערכיות לאטומים של כל היסודות של תקופה נתונה.
הופעה בתקופות ס-, ע-, ד- או ו-אלמנטים תואמים לחלוטין לרצף המילוי ס-, ע-, ד- או ו- רמות משנה של אלקטרונים. תכונה זו של מערכת היסודות מאפשרת, בידיעת התקופה והקבוצה, הכוללת יסוד נתון, לרשום מיד את נוסחת הערכיות האלקטרונית שלו.

טבלה ארוכת תקופות של אלמנטים כימיים, בלוקים, תקופות, קבוצות, אלמנטים אלקליניים, אלמנטים אלקליניים, כלקוגנים, הלוגנים, אלמנטים של גז אצילי, לנטנואידים, אקטינואידים.
רשום את הנוסחאות האלקטרוניות הערכיות הכלליות של האטומים של היסודות א) קבוצות IVA ו-IVB, ב) קבוצות IIIA ו-VIIB?
2. מה משותף בין התצורות האלקטרוניות של אטומים של קבוצות היסודות A ו-B? במה הם שונים?
3. כמה קבוצות של אלמנטים כלולות ב-a) ס-בלוק, ב) ר-בלוק, ג) ד-לַחסוֹם?
4. המשך באיור 30 בכיוון של הגדלת האנרגיה של תת-הרמות ובחר את קבוצות תת-הרמות שמתמלאות באלקטרונים בתקופות ה-4, ה-5 וה-6.
5. רשום את תת-רמות הערכיות של אטומים א) סידן, ב) זרחן, ג) טיטניום, ד) כלור, ה) נתרן. 6. נסח כיצד רכיבי s-, p- ו-d שונים זה מזה.
7. הסבר מדוע אטום שייך ליסוד כלשהו נקבע לפי מספר הפרוטונים בגרעין, ולא לפי המסה של אטום זה.
8. עבור אטומים של ליתיום, אלומיניום, סטרונציום, סלניום, ברזל ועופרת, צור ערכיות, נוסחאות אלקטרוניות מלאות ומקוצרות ושרטט דיאגרמות אנרגיה של תת-רמות ערכיות. 9. האטומים שבהם יסודות תואמים את הנוסחאות האלקטרוניות הערכיות הבאות: 3 ס 1 , 4ס 1 3ד 1 , 2s 2 2 ע 6 , 5ס 2 5ע 2 , 5ס 2 4ד 2 ?

6.10. סוגי נוסחאות אלקטרוניות של האטום. האלגוריתם להידור שלהם

למטרות שונות, עלינו לדעת את התצורה המלאה או הערכית של אטום. כל אחת מהתצורות האלקטרוניות הללו יכולה להיות מיוצגת הן על ידי נוסחה והן על ידי דיאגרמת אנרגיה. זה, תצורה אלקטרונית מלאה של אטוםהביע הנוסחה האלקטרונית המלאה של האטום, או דיאגרמת אנרגיה מלאה של אטום. בתורו, תצורת אלקטרון ערכיות של אטוםהביע ערכיות(או, כפי שזה נקרא לעתים קרובות, " קצר ") הנוסחה האלקטרונית של האטום, או תרשים של תת-רמות ערכיות של אטום(איור 6.23).

בעבר, יצרנו נוסחאות אלקטרוניות של אטומים באמצעות המספרים הסידוריים של היסודות. במקביל, קבענו את רצף מילוי תת-רמות האלקטרונים לפי דיאגרמת האנרגיה: 1 ס, 2ס, 2ע, 3ס, 3ע, 4ס, 3ד, 4ע, 5ס, 4ד, 5ע, 6ס, 4ו, 5ד, 6ע, 7סוכולי. ורק על ידי כתיבת הנוסחה האלקטרונית המלאה, נוכל לרשום גם את נוסחת הערכיות.
נוח יותר לכתוב את הנוסחה האלקטרונית הערכית של האטום, המשמשת לרוב, בהתבסס על מיקומו של היסוד במערכת היסודות הכימיים, לפי קואורדינטות התקופה-קבוצה.
הבה נשקול בפירוט כיצד זה נעשה עבור אלמנטים ס-, ע- וגם ד-בלוקים.
עבור אלמנטים סהנוסחה האלקטרונית של אטום מורכבת משלושה תווים. באופן כללי, ניתן לכתוב זאת כך:

במקום הראשון (במקום תא גדול) נמצא מספר התקופה (שווה למספר הקוונטי הראשי של אלה ס-אלקטרונים), ובשלישי (בכתב-על) - מספר הקבוצה (שווה למספר האלקטרונים הערכיים). אם ניקח כדוגמה אטום מגנזיום (תקופה שלישית, קבוצה IIA), אנו מקבלים:

עבור אלמנטים ענוסחה אלקטרונית של ערכיות בלוק של אטום מורכבת משישה סמלים:

כאן, במקום תאים גדולים, מושם גם מספר התקופה (שווה למספר הקוונטי הראשי של אלה ס- וגם ע-אלקטרונים), ומספר הקבוצה (שווה למספר האלקטרונים הערכיים) מסתבר כשווה לסכום העילי. עבור אטום החמצן (תקופה שנייה, קבוצת VIA) נקבל:

2ס 2 2ע 4 .

נוסחה אלקטרונית ערכית של רוב האלמנטים דניתן לכתוב בלוק כך:

כמו במקרים קודמים, כאן במקום התא הראשון, שמים את מספר התקופה (שווה למספר הקוונטי הראשי של אלה ס-אלקטרונים). המספר בתא השני מתברר כאחד פחות, שכן המספר הקוונטי העיקרי של אלה ד-אלקטרונים. גם מספר הקבוצה כאן שווה לסכום המדדים. דוגמה לכך היא הנוסחה האלקטרונית הערכית של טיטניום (תקופה רביעית, קבוצת IVB): 4 ס 2 3ד 2 .

מספר הקבוצה שווה לסכום המדדים ולמרכיבי קבוצת VIB, אך הם, כזכור, על הערכיות סל-sublevel יש רק אלקטרון אחד, ואת הנוסחה האלקטרונית הערכית הכללית ns 1 (נ–1)ד 5 . לכן, הנוסחה האלקטרונית הערכית, למשל, של מוליבדן (תקופה חמישית) היא 5 ס 1 4ד 5 .
קל גם ליצור נוסחה אלקטרונית ערכית של כל אלמנט מקבוצת IB, למשל, זהב (תקופה 6)>–>6 ס 1 5ד 10, אבל במקרה הזה אתה צריך לזכור את זה ד- האלקטרונים של האטומים של היסודות מקבוצה זו עדיין נשארים ערכיים, וחלקם יכולים להשתתף ביצירת קשרים כימיים.
הנוסחה האלקטרונית הערכית הכללית של אטומים של יסודות קבוצה IIB היא - ns 2 (נ – 1)ד 10 . לכן, הנוסחה האלקטרונית הערכית, למשל, של אטום אבץ היא 4 ס 2 3ד 10 .
גם הנוסחאות האלקטרוניות הערכיות של האלמנטים של השלשה הראשונה (Fe, Co ו-Ni) מצייתות לכללים הכלליים. לברזל, אלמנט מקבוצה VIIIB, יש נוסחה אלקטרונית ערכית של 4 ס 2 3ד 6. לאטום הקובלט יש אחד ד-אלקטרון יותר (4 ס 2 3ד 7), בעוד שלאטום הניקל יש שניים (4 ס 2 3ד 8).
באמצעות כללים אלה בלבד לכתיבת נוסחאות אלקטרוניות ערכיות, אי אפשר להרכיב את הנוסחאות האלקטרוניות של אטומים של כמה ד-אלמנטים (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), שכן בהם, בשל הנטייה לקליפות אלקטרונים סימטריות ביותר, למילוי של תת-רמות ערכיות באלקטרונים יש כמה תכונות נוספות.
הכרת הנוסחה האלקטרונית הערכית, אפשר גם לרשום את הנוסחה האלקטרונית השלמה של האטום (ראה להלן).
לעתים קרובות, במקום נוסחאות אלקטרוניות מלאות מסורבלות, הם רושמים נוסחאות אלקטרוניות מקוצרותאטומים. כדי להרכיב אותם בנוסחה האלקטרונית, נבחרים כל האלקטרונים של האטום מלבד הערכיות, הסמלים שלהם ממוקמים בסוגריים מרובעים והחלק של הנוסחה האלקטרונית המתאים לנוסחה האלקטרונית של האטום של היסוד האחרון של היסוד הקודם. תקופה (היסוד היוצר את הגז האציל) מוחלף בסמל האטום הזה.

דוגמאות של נוסחאות אלקטרוניות מסוגים שונים מוצגות בטבלה 14.

טבלה 14 דוגמאות לנוסחאות אלקטרוניות של אטומים

	נוסחאות אלקטרוניות
		מְקוּצָר	Valence
	1ס 2 2ס 2 2ע 3	2ס 2 2ע 3	2ס 2 2ע 3
	1ס 2 2ס 2 2ע 6 3ס 2 3ע 5	3ס 2 3ע 5	3ס 2 3ע 5
	1ס 2 2ס 2 2ע 6 3ס 2 3ע 6 4ס 2 3ד 5	4ס 2 3ד 5	4ס 2 3ד 5
	1ס 2 2ס 2 2ע 6 3ס 2 3ע 6 3ד 10 4ס 2 4ע 3	4ס 2 4ע 3	4ס 2 4ע 3
	1ס 2 2ס 2 2ע 6 3ס 2 3ע 6 3ד 10 4ס 2 4ע 6	4ס 2 4ע 6	4ס 2 4ע 6

אלגוריתם להרכבת נוסחאות אלקטרוניות של אטומים (בדוגמה של אטום יוד)

№ פעולות	מבצע	תוֹצָאָה
	קבע את הקואורדינטות של האטום בטבלת היסודות.	תקופה 5, קבוצה VIIA
	כתוב את הנוסחה האלקטרונית הערכית.	5ס 2 5ע 5
	הוסף את הסמלים של האלקטרונים הפנימיים בסדר שבו הם ממלאים את רמות המשנה.	1ס 2 2ס 2 2ע 6 3ס 2 3ע 6 4ס 2 3ד 10 4ע 6 5ס 2 4ד 10 5ע 5
	בהתחשב בירידה באנרגיה של מלא לחלוטין ד- וגם ו- רמות משנה, רשום את הנוסחה האלקטרונית המלאה.
	סמן את האלקטרונים הערכיים.	1ס 2 2ס 2 2ע 6 3ס 2 3ע 6 3ד 10 4ס 2 4ע 6 4ד 10 5ס 2 5ע 5
	בחר את התצורה האלקטרונית של אטום הגז האציל הקודם.
	רשום את הנוסחה האלקטרונית המקוצרת, שלב את כולם בסוגריים מרובעים לא ערכיאלקטרונים.	5ס 2 5ע 5

הערות
1. עבור אלמנטים של התקופה השנייה והשלישית, הפעולה השלישית (ללא הרביעית) מובילה מיד לנוסחה אלקטרונית מלאה.
2. (נ – 1)ד 10 - אלקטרונים נשארים ערכיות באטומים של היסודות של קבוצת IB.

נוסחה אלקטרונית שלמה, VALENCE ELECTRONIC FORMULA, בקיצור ELECTRONIC FORMULA, אלגוריתם להרכבת נוסחה אלקטרונית של אטומים.
1. חבר את הנוסחה האלקטרונית הערכית של אטום היסוד א) התקופה השנייה של קבוצת A השלישית, ב) התקופה השלישית של קבוצת A השנייה, ג) התקופה הרביעית של קבוצת A הרביעית.
2. הכינו נוסחאות אלקטרוניות מקוצרות של אטומי מגנזיום, זרחן, אשלגן, ברזל, ברום וארגון.

6.11. טבלת תקופה קצרה של יסודות כימיים

במהלך יותר מ-100 השנים שחלפו מאז גילוי מערכת היסודות הטבעית, הוצעו כמה מאות מהטבלאות המגוונות ביותר המשקפות באופן גרפי מערכת זו. מבין אלה, בנוסף לטבלת התקופות הארוכות, נעשה שימוש נרחב ביותר בטבלת התקופה הקצרה של אלמנטים של D.I. Mendeleev. טבלת תקופה קצרה מתקבלת מתקופה ארוכה, אם הנקודות הרביעיות, החמישיות, ה-6 וה-7 נחתכות לפני האלמנטים של קבוצת IB, מזיזים זה מזה והשורות המתקבלות מתווספות באותו אופן כמו שאנחנו הוסיפו את התקופות שלפני. התוצאה מוצגת באיור 6.24.

גם הלנתנידים והאקטינידים מונחים מתחת לשולחן הראשי כאן.

IN קבוצותטבלה זו מכילה יסודות שיש לאטומים שלהם אותו מספר של אלקטרוני ערכיותלא משנה באילו אורביטלים נמצאים האלקטרונים האלה. אז, היסודות כלור (יסוד אופייני שיוצר לא-מתכת; 3 ס 2 3ע 5) ומנגן (אלמנט יוצר מתכת; 4 ס 2 3ד 5), שאינם בעלי הדמיון של קליפות אלקטרונים, נופלים כאן לאותה קבוצה שביעית. הצורך להבחין בין אלמנטים כאלה מחייב לייחד בקבוצות תת קבוצות: רָאשִׁי- אנלוגים של קבוצות A של טבלת התקופה הארוכה ו תופעות לוואיהם אנלוגים של קבוצות B. באיור 34, הסמלים של האלמנטים של תת-הקבוצות הראשיות מוזזים שמאלה, והסמלים של האלמנטים של תת-הקבוצות המשניות מוזזים ימינה.
נכון, לסידור כזה של יסודות בטבלה יש גם יתרונות, מכיוון שמספר האלקטרונים הערכיים הוא שקובע בעיקר את יכולות הערכיות של אטום.
טבלת התקופות הארוכה משקפת את חוקי המבנה האלקטרוני של אטומים, הדמיון ודפוסי השינויים בתכונות של חומרים פשוטים ותרכובות לפי קבוצות יסודות, השינוי הקבוע במספר כמויות פיזיקליות המאפיינות אטומים, חומרים פשוטים ותרכובות. בכל מערכת האלמנטים, ועוד הרבה יותר. טבלת התקופות הקצרה פחות נוחה מבחינה זו.

טבלה לתקופה קצרה, תת-קבוצות עיקריות, תתי-קבוצות משניות.
1. המר את טבלת התקופה הארוכה שבנית מסדרת האלמנטים הטבעית לטבלה קצרה. בצע את המהפך ההפוך.
2. האם ניתן ליצור נוסחה אלקטרונית ערכית כללית של אטומים של יסודות מקבוצה אחת של טבלת תקופה קצרה? למה?

6.12. גדלי אטומים. רדיוסים מסלוליים

.

לאטום אין גבולות ברורים. מה נחשב לגודל של אטום מבודד? גרעין האטום מוקף במעטפת אלקטרונים, והקליפה מורכבת מענני אלקטרונים. גודל ה-EO מאופיין ברדיוס ראו. לכל העננים בשכבה החיצונית יש אותו רדיוס בערך. לכן, ניתן לאפיין את גודלו של אטום ברדיוס זה. זה נקרא רדיוס מסלול של אטום(ר 0).

ערכי רדיוסי המסלול של אטומים ניתנים בנספח 5.
רדיוס ה-EO תלוי במטען של הגרעין ובאיזה מסלול נמצא האלקטרון שיוצר ענן זה. כתוצאה מכך, רדיוס המסלול של אטום תלוי גם באותם מאפיינים.
קחו בחשבון את קליפות האלקטרונים של אטומי מימן והליום. גם באטום המימן וגם באטום הליום, אלקטרונים ממוקמים על 1 ס-AO, ולעננים שלהם יהיה אותו גודל אם המטענים של הגרעינים של האטומים האלה היו זהים. אבל המטען של גרעין אטום הליום הוא פי שניים מהמטען של גרעין אטום מימן. לפי חוק קולומב, כוח המשיכה הפועל על כל אחד מאלקטרונים של אטום הליום הוא פי שניים מכוח המשיכה של אלקטרון לגרעין של אטום מימן. לכן, הרדיוס של אטום הליום חייב להיות קטן בהרבה מהרדיוס של אטום מימן. זה נכון: ר 0 (הוא) / ר 0 (H) \u003d 0.291 E / 0.529 E 0.55.
לאטום הליתיום יש אלקטרון חיצוני ב-2 ס-AO, כלומר, יוצר ענן של השכבה השנייה. באופן טבעי, הרדיוס שלו צריך להיות גדול יותר. בֶּאֱמֶת: ר 0 (Li) = 1.586 E.
לאטומים של היסודות הנותרים של התקופה השנייה יש אלקטרונים חיצוניים (ו-2 ס, ו-2 ע) ממוקמים באותה שכבת אלקטרונים שנייה, והמטען של הגרעין של אטומים אלה גדל עם העלייה במספר הסידורי. אלקטרונים נמשכים יותר לגרעין, ובאופן טבעי, רדיוסים של האטומים פוחתים. נוכל לחזור על הטיעונים הללו לגבי האטומים של היסודות של תקופות אחרות, אך בהבהרה אחת: רדיוס המסלול יורד באופן מונוטוני רק כאשר כל אחת מתת-הרמות מתמלאת.
אבל אם נתעלם מהפרטים, אז האופי הכללי של השינוי בגודל האטומים במערכת של יסודות הוא כדלקמן: עם עלייה במספר הסידורי בתקופה, הרדיוסים המסלוליים של האטומים יורדים, ובקבוצה. הם מתגברים. האטום הגדול ביותר הוא אטום צסיום, והקטן ביותר הוא אטום הליום, אך מבין האטומים של היסודות היוצרים תרכובות כימיות (הליום והניאון אינם יוצרים אותם), הקטן ביותר הוא אטום פלואור.
לרוב האטומים של היסודות, העומדים בסדרה הטבעית אחרי ה-lanthanides, יש רדיוסים מסלוליים קטנים במקצת ממה שניתן היה לצפות, בהתבסס על חוקים כלליים. זאת בשל העובדה ש-14 לנתאנידים ממוקמים בין לנתנום להפניום במערכת היסודות, וכתוצאה מכך, המטען הגרעיני של אטום הפניום הוא 14 היותר מלנטנום. לכן, האלקטרונים החיצוניים של אטומים אלה נמשכים לגרעין חזק יותר מכפי שהם היו נמשכים בהיעדר לנתנידים (אפקט זה נקרא לעתים קרובות "התכווצות לנתנידים").
שימו לב שכאשר עוברים מאטומים של יסודות מקבוצה VIIIA לאטומים של יסודות מקבוצה IA, הרדיוס המסלולי גדל בפתאומיות. כתוצאה מכך, הבחירה שלנו במרכיבים הראשונים של כל תקופה (ראה סעיף 7) התבררה כנכונה.

רדיוס מסלול של האטום, השינוי שלו במערכת האלמנטים.
1. לפי הנתונים המופיעים בנספח 5, שרטו על נייר גרף את התלות של רדיוס המסלול של האטום במספר הסידורי של היסוד עבור יסודות עם זמ-1 עד 40. אורך הציר האופקי הוא 200 מ"מ, אורך הציר האנכי הוא 100 מ"מ.
2. כיצד ניתן לאפיין את מראה הקו השבור שנוצר?

6.13. אנרגיית יינון של אטום

אם אתה נותן לאלקטרון באטום אנרגיה נוספת (תלמד איך לעשות את זה בקורס פיזיקה), אז האלקטרון יכול ללכת ל-AO אחר, כלומר, האטום יסתיים ב מצב נרגש. מצב זה אינו יציב, והאלקטרון יחזור כמעט מיד למצבו המקורי, ועודף אנרגיה ישתחרר. אבל אם האנרגיה המועברת לאלקטרון גדולה מספיק, האלקטרון יכול להתנתק לחלוטין מהאטום, בעוד שהאטום מיונןכלומר, הוא הופך ליון טעון חיובי ( קטיון). האנרגיה הדרושה לשם כך נקראת אנרגיית יינון של אטום(הוכן).

די קשה לקרוע אלקטרון מאטום בודד ולמדוד את האנרגיה הדרושה לשם כך, לכן, זה למעשה נקבע ומשמש אנרגיית יינון מולרית(E ו-m).

אנרגיית יינון מולרית מראה מהי האנרגיה הקטנה ביותר הנדרשת כדי לנתק 1 מול אלקטרונים ממול 1 של אטומים (אלקטרון אחד מכל אטום). ערך זה נמדד בדרך כלל בקילו ג'אול למול. ערכי אנרגיית היינון המולארית של האלקטרון הראשון עבור רוב היסודות ניתנים בנספח 6.
כיצד תלויה אנרגיית היינון של אטום במיקום היסוד במערכת היסודות, כלומר כיצד היא משתנה בקבוצה ובתקופה?
במונחים פיזיקליים, אנרגיית היינון שווה לעבודה שיש להשקיע כדי להתגבר על כוח המשיכה של אלקטרון לאטום כאשר מעבירים אלקטרון מאטום למרחק אינסופי ממנו.

איפה שהוא מטען של אלקטרון, שהוא המטען של הקטיון שנותר לאחר הסרת אלקטרון, ו ר o הוא הרדיוס המסלולי של האטום.

ו ש, ו שהם ערכים קבועים, וניתן להסיק כי, העבודה של ניתוק אלקטרון א, ואיתה אנרגיית היינון הוכן, הם ביחס הפוך לרדיוס המסלול של האטום.
לאחר ניתוח ערכי הרדיוסים המסלוליים של אטומים של יסודות שונים והערכים התואמים של אנרגיית היינון המפורטים בנספחים 5 ו-6, ניתן לראות שהקשר בין ערכים אלו קרוב לפרופורציונלי, אך במידת מה. שונה ממנו. הסיבה שהמסקנה שלנו לא מתיישבת היטב עם נתוני הניסוי היא שהשתמשנו במודל גס מאוד שלא לוקח בחשבון הרבה גורמים משמעותיים. אבל אפילו המודל הגס הזה אפשר לנו להסיק את המסקנה הנכונה שעם עלייה ברדיוס המסלול, אנרגיית היינון של אטום פוחתת ולהפך, עם ירידה ברדיוס היא עולה.
מכיוון שרדיוס המסלול של אטומים יורד בתקופה עם עלייה במספר הסידורי, אנרגיית היינון עולה. בקבוצה, ככל שהמספר האטומי עולה, הרדיוס המסלולי של האטומים, ככלל, גדל, ואנרגיית היינון פוחתת. אנרגיית היינון המולארית הגבוהה ביותר נמצאת באטומים הקטנים ביותר, אטומי הליום (2372 קילו-ג'יי-מול), ושל האטומים המסוגלים ליצור קשרים כימיים, באטומי פלואור (1681 קילו-ג'יי-מול). הקטן ביותר הוא עבור האטומים הגדולים ביותר, אטומי צסיום (376 קילו ג'ל/מול). במערכת של יסודות, ניתן להציג באופן סכמטי את כיוון הגדלת אנרגיית היינון כדלקמן:

בכימיה חשוב שאנרגיית היינון תאפיין את נטייתו של אטום לתרום את האלקטרונים "שלו": ככל שאנרגיית היינון גדולה יותר כך האטום נוטה פחות לתרום אלקטרונים ולהיפך.

מצב נרגש, יינון, קטיון, אנרגיית יינון, אנרגיית יינון מולרית, שינוי באנרגיית היינון במערכת יסודות.
1. בעזרת הנתונים המופיעים בנספח 6, קבע כמה אנרגיה אתה צריך להוציא כדי לקרוע אלקטרון אחד מכל אטומי הנתרן בעלי מסה כוללת של 1 גרם.
2. בעזרת הנתונים המופיעים בנספח 6, קבעו כמה פעמים צריך להשקיע יותר אנרגיה כדי לנתק אלקטרון אחד מכל אטומי הנתרן בעלי מסה של 3 גרם מאשר מכל אטומי האשלגן בעלי אותה מסה. מדוע יחס זה שונה מיחס אנרגיות היינון המולאריות של אותם אטומים?
3. על פי הנתונים המופיעים בנספח 6, שרטו את התלות של אנרגיית היינון הטוחנית במספר הסידורי עבור יסודות עם זמ-1 עד 40. מידות הגרף זהות לאלו במשימה של הפסקה הקודמת. בדוק אם גרף זה תואם את בחירת ה"תקופות" של מערכת האלמנטים.

6.14. אנרגיית זיקה לאלקטרונים

.

מאפיין האנרגיה השני בחשיבותו של אטום הוא אנרגיית זיקה אלקטרונית(העם).

בפועל, כמו במקרה של אנרגיית יינון, משתמשים בדרך כלל בכמות המולרית המתאימה - אנרגיית זיקה של אלקטרונים מולריים().

אנרגיית הזיקה של האלקטרון המולארי מראה מהי האנרגיה המשתחררת כאשר שומה אחת של אלקטרונים מתווספת לשומה אחת של אטומים ניטרליים (אלקטרון אחד לכל אטום). בדומה לאנרגיית היינון הטוחנית, גם כמות זו נמדדת בקילו ג'אול למול.
במבט ראשון, אולי נראה שאסור לשחרר אנרגיה במקרה זה, מכיוון שאטום הוא חלקיק נייטרלי, ואין כוחות משיכה אלקטרוסטטיים בין אטום נייטרלי לאלקטרון בעל מטען שלילי. להיפך, בהתקרבות לאטום, האלקטרון, כך נראה, צריך להידחה על ידי אותם אלקטרונים בעלי מטען שלילי היוצרים את מעטפת האלקטרון. למעשה זה לא נכון. זכור אם אי פעם התמודדת עם כלור אטומי. ברור שלא. אחרי הכל, זה קיים רק בטמפרטורות גבוהות מאוד. כלור מולקולרי יציב אפילו יותר כמעט ולא נמצא בטבע - אם יש צורך, יש להשיגו באמצעות תגובות כימיות. ואתה צריך להתמודד עם נתרן כלורי (מלח נפוץ) כל הזמן. אחרי הכל, מלח שולחן נצרך על ידי אדם עם אוכל כל יום. וזה די נפוץ בטבע. אבל אחרי הכל, מלח שולחן מכיל יוני כלוריד, כלומר אטומי כלור שחיברו אלקטרון "נוסף" אחד לכל אחד. אחת הסיבות לשכיחות זו של יוני כלור היא שלאטומי כלור יש נטייה להצמיד אלקטרונים, כלומר, כאשר יוני כלוריד נוצרים מאטומי כלור ואלקטרונים, משתחררת אנרגיה.
אחת הסיבות לשחרור אנרגיה כבר ידועה לכם - היא קשורה לעלייה בסימטריה של מעטפת האלקטרונים של אטום הכלור במהלך המעבר למטען יחיד. אניון. במקביל, כזכור, אנרגיה 3 ע- רמת המשנה יורדת. יש עוד סיבות מורכבות יותר.
בשל העובדה שמספר גורמים משפיעים על ערך אנרגיית הזיקה האלקטרונית, אופי השינוי בערך זה במערכת יסודות מורכב הרבה יותר מאופי השינוי באנרגיית היינון. אתה יכול להשתכנע בכך על ידי ניתוח הטבלה המופיעה בנספח 7. אבל מכיוון שהערך של כמות זו נקבע, קודם כל, על ידי אותה אינטראקציה אלקטרוסטטית כמו ערכי אנרגיית היינון, אז השינוי שלה במערכת של יסודות (לפחות בקבוצות A) באופן כללי דומה לשינוי באנרגיית היינון, כלומר, אנרגיית זיקת האלקטרונים בקבוצה יורדת, ובתקופה היא עולה. היא מקסימלית באטומים של פלואור (328 קילו-ג'יי למול) וכלור (349 קילו-ג'יי-מול). אופי השינוי באנרגיית הזיקה האלקטרונית במערכת היסודות דומה לאופי השינוי באנרגיית היינון, כלומר, ניתן להציג באופן סכמטי את כיוון העלייה באנרגיית הזיקה האלקטרונית באופן הבא:

2. על אותו קנה מידה לאורך הציר האופקי כמו במשימות הקודמות, ציירו את התלות של האנרגיה המולרית של זיקת האלקטרונים במספר הסידורי של אטומים של יסודות עם זמ-1 עד 40 באמצעות אפליקציה 7.
3. מה המשמעות הפיזית של אנרגיות זיקה שליליות לאלקטרונים?
4. מדוע, מבין כל האטומים של היסודות של התקופה השנייה, רק לבריליום, חנקן וניאון יש ערכים שליליים של האנרגיה המולרית של זיקת האלקטרונים?

6.15. הנטייה של אטומים לתרום ולהשיג אלקטרונים

אתה כבר יודע שהנטייה של אטום לתרום את עצמו ולקבל אלקטרונים זרים תלויה במאפייני האנרגיה שלו (אנרגיית יינון ואנרגיית זיקה לאלקטרונים). אילו אטומים נוטים יותר לתרום את האלקטרונים שלהם, ואילו אטומים נוטים יותר לקבל זרים?
כדי לענות על שאלה זו, הבה נסכם בטבלה 15 את כל מה שאנו יודעים על השינוי בנטיות אלו במערכת האלמנטים.

טבלה 15

עכשיו תחשבו כמה אלקטרונים אטום יכול לתת.
ראשית, בתגובות כימיות, אטום יכול לתרום רק אלקטרונים ערכיים, מכיוון שמבחינה אנרגטית זה מאוד לא נוח לתרום את השאר. שנית, האטום "בקלות" נותן (אם הוא נוטה) רק את האלקטרון הראשון, הוא מקשה על האלקטרון השני הרבה יותר (פי 2-3), והשלישי אפילו יותר קשה (פי 4-5). לכן, אטום יכול לתרום אחד, שניים ולעתים רחוקות יותר, שלושה אלקטרונים.
כמה אלקטרונים יכול אטום לקבל?
ראשית, בתגובות כימיות, אטום יכול לקבל אלקטרונים רק לרמות המשנה הערכיות. שנית, שחרור האנרגיה מתרחש רק כאשר האלקטרון הראשון מחובר (וזה רחוק מלהיות כך תמיד). תוספת של אלקטרון שני היא תמיד לא חיובית מבחינה אנרגטית, ועוד יותר לגבי השלישי. על כל פנים, אטום יכול להוסיף אחד, שניים ו(לעיתים רחוקות מאוד) שלושה אלקטרונים, ככלל, ככל שחסר לו למלא את תת-רמות הערכיות שלו.
עלויות האנרגיה של יינון אטומים והצמדת אלקטרון שני או שלישי אליהם מתוגמלות על ידי האנרגיה המשתחררת במהלך יצירת קשרים כימיים. 4. כיצד משתנה מעטפת האלקטרונים של אטומי אשלגן, סידן וסקנדיום כאשר הם תורמים את האלקטרונים שלהם? תן את המשוואות לרתיעה של אלקטרונים לפי אטומים ואת הנוסחאות האלקטרוניות המקוצרות של אטומים ויונים.
5. כיצד משתנה מעטפת האלקטרונים של אטומי כלור, גופרית וזרחן כאשר הם מחברים אלקטרונים זרים? תן את משוואות חיבור האלקטרונים ונוסחאות אלקטרוניות מקוצרות של אטומים ויונים.
6. באמצעות נספח 7, קבע איזו אנרגיה תשתחרר כאשר אלקטרונים יחוברו לכל אטומי הנתרן במסה כוללת של 1 גרם.
7. באמצעות נספח 7, קבע איזו אנרגיה יש להוציא כדי לנתק אלקטרונים "נוספים" מ-0.1 מול של יוני Br–?

בעת כתיבת נוסחאות אלקטרוניות של אטומים של יסודות, מצוינות רמות אנרגיה (ערכים של המספר הקוונטי הראשי נבצורה של מספרים - 1, 2, 3 וכו'), תת-רמות אנרגיה (ערכים של המספר הקוונטי של המסלול לבצורה של אותיות ס, ע, ד, ו) והמספר בחלק העליון מציין את מספר האלקטרונים בתת-רמה נתונה.

האלמנט הראשון ב-D.I. מנדלייב הוא מימן, לכן, המטען של גרעין האטום חשווה ל-1, לאטום יש רק אלקטרון אחד לכל סתת-רמה של הרמה הראשונה. לכן, הנוסחה האלקטרונית של אטום המימן היא:

היסוד השני הוא הליום, יש שני אלקטרונים באטום שלו, לכן הנוסחה האלקטרונית של אטום הליום היא 2 לֹא 1ס 2. התקופה הראשונה כוללת רק שני אלמנטים, שכן רמת האנרגיה הראשונה מלאה באלקטרונים, שיכולים להכיל רק 2 אלקטרונים.

היסוד השלישי בסדר - ליתיום - נמצא כבר בתקופה השנייה, לכן, רמת האנרגיה השנייה שלו מתחילה להתמלא באלקטרונים (דיברנו על זה לעיל). המילוי של הרמה השנייה באלקטרונים מתחיל עם סתת-רמה, כך שהנוסחה האלקטרונית של אטום הליתיום היא 3 לי 1ס 2 2ס 1 . באטום הבריליום, המילוי באלקטרונים הושלם ס- רמות משנה: 4 Ve 1ס 2 2ס 2 .

עבור אלמנטים הבאים של התקופה השנייה, רמת האנרגיה השנייה ממשיכה להתמלא באלקטרונים, רק עכשיו היא מלאה באלקטרונים ר- רמת משנה: 5 IN 1ס 2 2ס 2 2ר 1 ; 6 עם 1ס 2 2ס 2 2ר 2 … 10 לא 1ס 2 2ס 2 2ר 6 .

אטום ניאון משלים מילוי באלקטרונים ר-תת-רמה, יסוד זה מסיים את התקופה השנייה, יש לו שמונה אלקטרונים, מאז ס- וגם רתת-רמות יכולות להכיל רק שמונה אלקטרונים.

ליסודות התקופה השלישית יש רצף דומה של מילוי תת-רמות האנרגיה של הרמה השלישית באלקטרונים. הנוסחאות האלקטרוניות של אטומים של כמה אלמנטים בתקופה זו הן:

11 לא 1ס 2 2ס 2 2ר 6 3ס 1 ; 12 מ"ג 1ס 2 2ס 2 2ר 6 3ס 2 ; 13 אל 1ס 2 2ס 2 2ר 6 3ס 2 3ע 1 ;

14 סִי 1ס 2 2ס 2 2ר 6 3ס 2 3ע 2 ;…; 18 Ar 1ס 2 2ס 2 2ר 6 3ס 2 3ע 6 .

התקופה השלישית, כמו השנייה, מסתיימת ביסוד (ארגון), המשלים את מילויו באלקטרונים רתת-רמה, למרות שהרמה השלישית כוללת שלוש תת-רמות ( ס, ר, ד). לפי סדר מילוי תת-רמות האנרגיה לעיל בהתאם לכללי קלצ'קובסקי, האנרגיה של תת-רמה 3 דיותר אנרגיה תת-רמה 4 סלכן, אטום האשלגן העוקב אחר הארגון ואטום הסידן שאחריו מלא באלקטרונים 3 ס- רמת משנה של הרמה הרביעית:

19 ל 1ס 2 2ס 2 2ר 6 3ס 2 3ע 6 4ס 1 ; 20 סא 1ס 2 2ס 2 2ר 6 3ס 2 3ע 6 4ס 2 .

החל מהיסוד ה-21 - סקנדיום, באטומים של היסודות תת-רמה 3 מתחילה להתמלא באלקטרונים ד. הנוסחאות האלקטרוניות של האטומים של יסודות אלה הם:

21 sc 1ס 2 2ס 2 2ר 6 3ס 2 3ע 6 4ס 2 3ד 1 ; 22 טי 1ס 2 2ס 2 2ר 6 3ס 2 3ע 6 4ס 2 3ד 2 .

באטומים של היסוד ה-24 (כרום) והיסוד ה-29 (נחושת), נצפית תופעה הנקראת "פריצת דרך" או "כשל" של אלקטרון: אלקטרון מ-4 חיצוני ס-רמת משנה "נכשל" ב-3 ד- תת-רמה, השלמת מילויו בחצי (עבור כרום) או לחלוטין (עבור נחושת), מה שתורם ליציבות רבה יותר של האטום:

24 Cr 1ס 2 2ס 2 2ר 6 3ס 2 3ע 6 4ס 1 3ד 5 (במקום ...4 ס 2 3ד 4) ו

29 Cu 1ס 2 2ס 2 2ר 6 3ס 2 3ע 6 4ס 1 3ד 10 (במקום ...4 ס 2 3ד 9).

החל מהיסוד ה-31 - גליום, המילוי של הרמה הרביעית באלקטרונים נמשך, כעת - ר- רמת משנה:

31 גא 1ס 2 2ס 2 2ר 6 3ס 2 3ע 6 4ס 2 3ד 10 4ע 1 …; 36 Kr 1ס 2 2ס 2 2ר 6 3ס 2 3ע 6 4ס 2 3ד 10 4ע 6 .

יסוד זה מסיים את התקופה הרביעית, הכוללת כבר 18 יסודות.

סדר דומה של מילוי תת-רמות אנרגיה באלקטרונים מתרחש באטומים של יסודות מהתקופה החמישית. שני הראשונים (רובידיום וסטרונציום) ממולאים ס- תת-רמה של הרמה החמישית, עשרת האלמנטים הבאים (מאתריום לקדמיום) מתמלאים ד- תת-רמה של הרמה הרביעית; שישה יסודות משלימים את התקופה (מאידיום לקסנון), שבאטומים שבהם מתמלאים אלקטרונים ר-רמת משנה של הרמה החיצונית, החמישית. יש גם 18 אלמנטים בתקופה.

עבור מרכיבים מהתקופה השישית, צו מילוי זה מופר. בתחילת התקופה, כרגיל, ישנם שני יסודות, אשר האטומים שלהם מלאים באלקטרונים ס-תת-רמה של הרמה החיצונית, השישית. ביסוד הבא - לנתנום - מתחיל להתמלא באלקטרונים דתת-רמה של הרמה הקודמת, כלומר. 5 ד. על מילוי זה באלקטרונים 5 דתת-רמה נעצרת ו-14 היסודות הבאים - מצריום ללוטטיום - מתחילים להתמלא ו- תת-רמה של רמה 4. אלמנטים אלה כלולים כולם בתא אחד של הטבלה, ולהלן סדרה מורחבת של אלמנטים אלה, הנקראים לנתאנידים.

החל מהיסוד ה-72 - הפניום - ליסוד ה-80 - כספית, מילוי באלקטרונים ממשיך 5 ד- תת-רמה, והתקופה מסתיימת, כרגיל, בשישה יסודות (מתליום ועד ראדון), שבאטומים שלהם הוא מלא באלקטרונים ר-תת-רמה של הרמה החיצונית, השישית. זוהי התקופה הגדולה ביותר, הכוללת 32 יסודות.

באטומים של היסודות של התקופה השביעית, הלא שלמה, נראה אותו סדר של מילוי תת-הרמות, כפי שתואר לעיל. אנו מאפשרים לתלמידים לכתוב נוסחאות אלקטרוניות של אטומים של יסודות מהתקופות ה-5-7, תוך התחשבות בכל מה שנאמר לעיל.

הערה:בספרי לימוד מסוימים מותר סדר שונה של כתיבת הנוסחאות האלקטרוניות של אטומי היסודות: לא לפי סדר מילוים, אלא בהתאם למספר האלקטרונים המופיע בטבלה בכל רמת אנרגיה. לדוגמה, הנוסחה האלקטרונית של אטום ארסן עשויה להיראות כך: As 1ס 2 2ס 2 2ר 6 3ס 2 3ע 6 3ד 10 4ס 2 4ע 3 .