สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแมกนีเซียมคือ 1s2 วิธีการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีในเคมีอนินทรีย์ สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอม

ตัวเลขควอนตัม

น- เลขควอนตัมหลัก กำหนดพลังงานของอิเล็กตรอนและขนาดของเมฆอิเล็กตรอน ใช้ค่าจำนวนเต็ม อิเล็กตรอนที่มีค่าเท่ากัน นสร้างระดับพลังงาน (n = เลขงวดในตารางธาตุ)

หลี่– เลขควอนตัมโคจรกำหนดรูปร่างของออร์บิทัลและรับค่าตั้งแต่ 0 ถึง n-1

น= 1, หลี่= 0 - S-orbital (บอล)

n=2, ล= 0; 1 - S และ P - ออร์บิทัล (ดัมเบล)

n=3, ล= 0; หนึ่ง ; 2 - S, P และ d - orbital (รูปร่างกลีบดอกที่ซับซ้อน) (L=0 - S orbital, L=1 - P orbital, L=2 - d orbital)

n=4, L= 0; หนึ่ง ; 2; 3 (F - ลูกกลม ซับซ้อนยิ่งขึ้น)

ม-เลขควอนตัมแม่เหล็ก, กำหนดทิศทางเชิงพื้นที่ของวงโคจร, รับค่าจาก - หลี่ถึง + หลี่. L=0 m=0 1(หนึ่ง) S-orbital L=1 m= -1;0;1 3 P-ออร์บิทัล L=2 m=-2,-1,0,1,2 5 d-orb เป็นต้น

- หมุนหมายเลขควอนตัม กำหนดลักษณะการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนรอบแกนและมี 2 ทิศทาง: "ขวา", "ซ้าย" = + หรือ -

ด้วยความช่วยเหลือของตัวเลขควอนตัม 4 ตัวเราสามารถอธิบายสถานะของอิเล็กตรอนใด ๆ ในสุญญากาศ ด้วยเหตุนี้จึงสร้างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

กฎการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุ

1. หลักการของพลังงานน้อยที่สุด:อิเล็กตรอนอยู่ในออร์บิทัลเหล่านั้นในอะตอมที่มีพลังงานต่ำที่สุด (กฎของเคลชคอฟสกี) วงโคจรที่มีจำนวนควอนตัมน้อยที่สุด ( น+หลี่), ถ้า ( น+หลี่) ออร์บิทัลเท่ากัน พลังงานต่ำสุดมีออร์บิทัลน้อยกว่า น.

2. หลักการของเปาลี:อะตอมไม่สามารถมีอิเลคตรอน 2 ตัวที่มีเลขควอนตัมทั้ง 4 ชุดเหมือนกันได้ ซึ่งหมายความว่ามีเพียง 2 อิเล็กตรอนที่มีสปินคู่ขนานเท่านั้นที่สามารถใส่ในออร์บิทัลเดียวได้

S ระดับย่อย - 1 orbital 2e

ระดับย่อย P - 3 ออร์บิทัล 6e

d ระดับย่อย - 5 ออร์บิทัล 10e

f ระดับย่อย - 7 ออร์บิทัล 14e

3. กฎของฮันด์:จำนวนสปินทั้งหมดในระดับย่อยควรสูงสุด เช่น เมื่อเติมระดับย่อย อิเล็กตรอนตัวแรกจะอยู่บนแต่ละออร์บิทัล และทุกคนจะมีทิศทางการหมุนเหมือนกัน แต่ละวงมีสปินตรงกันข้ามอยู่แล้ว

4) ระบบธาตุ (ตารางธาตุ)

คุณสมบัติของสารอย่างง่าย เช่นเดียวกับรูปแบบและคุณสมบัติของสารประกอบของธาตุนั้นขึ้นอยู่กับประจุของนิวเคลียสเป็นระยะและการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุ ระบบธาตุเป็นภาพกราฟิกของกฎธาตุ ประกอบด้วย 7 งวด (ชุดที่ 1, 2 และ 3) และ 8 กลุ่ม

ความหมายทางกายภาพของกฎธาตุอยู่ในการเปลี่ยนแปลงเป็นระยะในคุณสมบัติขององค์ประกอบอันเป็นผลมาจากการต่ออายุเปลือกอิเล็กตรอนที่คล้ายกันของอะตอมเป็นระยะ ๆ ด้วยการเพิ่มจำนวนควอนตัมหลัก น

(n = จำนวนงวด)

กลุ่มประกอบด้วยองค์ประกอบที่มีโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ที่ทำซ้ำเป็นระยะของระดับพลังงานภายนอกและคุณสมบัติที่คล้ายคลึงกัน

ตัวอย่างเช่น: I-gr, A-subgr :

Na 3s - พวกมันเป็นโลหะอัลคาไลทั้งหมด

K 4s มีโครงสร้างภายนอกเหมือนกัน

Rb 5s Energet ระดับ s

Cs 6s กิจกรรมโลหะเพิ่มขึ้น

Fr 7s ลง

แต่ละช่วงเวลา (ยกเว้นที่ 1) เริ่มต้นด้วยสององค์ประกอบ สิ้นสุดด้วยองค์ประกอบหก และในช่วงเวลาสั้นๆ คุณสมบัติขององค์ประกอบจะเปลี่ยนแปลงไปอย่างมาก

ตามตาราง ลง คุณสมบัติของโลหะเพิ่มขึ้น กล่าวคือ ปล่อยอิเล็กตรอนได้ง่ายขึ้นตามตาราง ในการพบกัน นักบุญกำลังลดลง

ในช่วง IV องค์ประกอบ 10 d จะปรากฏขึ้นระหว่างองค์ประกอบ s และ p และในช่วง VI และ VII จะมีองค์ประกอบ f

โครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุและตำแหน่งของพวกมันในระบบธาตุมีความสัมพันธ์กันอย่างใกล้ชิด

1) หมายเลขซีเรียลขององค์ประกอบ \u003d Z (ประจุ) ของนิวเคลียสและจำนวนอิเล็กตรอนในโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

ตัวอย่างเช่น: Z=30(Zn), 30e; 1s,2s,2p,3s,3p,3d,4s (d-องค์ประกอบ)

2) แต่ละช่วงเวลาเริ่มต้นด้วยการเติมระดับพลังงานใหม่ดังนั้นจึงไม่มีเลน = หมายเลขควอนตัมหลักของระดับพลังงานภายนอกในโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม 4s (Zn) -IV ระยะเวลา

3) หมายเลข gr. ตรงกับจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนในอะตอม

5) คุณสมบัติของอะตอมที่เปลี่ยนแปลงเป็นระยะ:

1. รัศมีของอะตอม: อะตอมไม่มีขอบเขตชัดเจนเนื่องจากการเคลื่อนที่ของคลื่น อิเล็กตรอน. รัศมีการโคจรของอะตอม )≈ ระยะทางที่คำนวณตามทฤษฎีจากนิวเคลียสของอะตอมถึงความหนาแน่นสูงสุดหลักของเมฆอิเล็กตรอนภายนอก บ่อยขึ้น รัศมีที่มีประสิทธิภาพของอะตอม ((นี่คือระยะทางระหว่างนิวเคลียร์ในโมเลกุล) ถูกใช้

สำหรับองค์ประกอบที่เป็นโลหะและสำหรับโลหะที่ไม่ใช่โลหะ (โดยเฉพาะสำหรับก๊าซ) พวกมันแตกต่างกันอย่างมาก

ในช่วงเวลา (ซ้ายไปขวา) rอะตอมลดลงเนื่องจากการเพิ่มขึ้นของประจุของนิวเคลียสและในกลุ่ม (จากบนลงล่าง) พวกมันเพิ่มขึ้นเนื่องจากจำนวนชั้นอิเล็กตรอนที่เพิ่มขึ้น แต่การพึ่งพาอาศัยกันนี้ไม่ใช่แบบโมโนโทนเนื่องจากลักษณะโครงสร้างของอะตอม

ความไม่ซ้ำซากจำเจของการเปลี่ยนแปลงในองค์ประกอบ St-in ในช่วงเวลาหนึ่งเรียกว่าคาบภายในและในกลุ่ม - ระยะทุติยภูมิ

2. พลังงานไอออไนซ์และความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน:

พลังงานไอออไนซ์คือพลังงานที่จำเป็นในการแยกอิเล็กตรอนออกจากอะตอมที่เป็นกลางและไม่ถูกกระตุ้น

- พลังงานที่ไม่ตื่นเต้น อะตอม< (при отрыве каждого последующего электрона нужно тратить все больше и больше энергии)

พลังงานไอออไนซ์กำหนดคุณสมบัติการรีดิวซ์ของอะตอมของธาตุ: ยิ่งอะตอมมีขนาดเล็กเท่าใด คุณสมบัติการรีดิวซ์ของธาตุก็จะยิ่งมากขึ้น ขึ้นอยู่กับรัศมีอะตอมและประจุของนิวเคลียสของธาตุและการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุ ยิ่งรัศมีมีขนาดเล็กลงและมีประจุมากเท่าใด ค่าก็จะยิ่งสูงขึ้น

ในช่วงเวลา (ซ้ายไปขวา) ค่า ฉันเติบโต แต่ไม่จำเจ โลหะ ฉันน้อยกว่าอโลหะ

ในกลุ่ม (จากบนลงล่าง) โดยทั่วไปค่าจะลดลง

พลังงาน F ของความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนคือผลที่มีพลังของการเพิ่มอิเล็กตรอนไปยังอะตอมที่เป็นกลาง F สามารถเป็น (+) หรือ (-): СL+e→ (ลบออก) He+e= = -0.22 eV (ดูดซับ)

F แสดงลักษณะคุณสมบัติการออกซิไดซ์ของอะตอมของธาตุ ยิ่ง F สูง สมบัติการออกซิไดซ์ก็จะยิ่งสูงขึ้น F ขึ้นอยู่กับ r(รัศมีของอะตอม), Z (ประจุ) และการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุ Max F สำหรับกลุ่ม VIIA p-elements, Min F สำหรับก๊าซเฉื่อย

อิเล็กโตรเนกาติวิตี- ความสามารถของอะตอมของธาตุในการดึงอิเล็กตรอนเข้าหาตัวเองระหว่างการก่อตัวของสารเคมี พันธะกับอะตอมของธาตุอื่นๆ EO = 1/2 (1+F)

ในช่วงเวลา (จากซ้ายไปขวา) โดยทั่วไป EO จะเพิ่มขึ้น ในกลุ่มย่อยหลัก (จากบนลงล่าง) จะลดลง แต่การพึ่งพาอาศัยกันไม่ได้ซ้ำซากจำเจ

ประเภทของพันธะเคมี

พันธะโควาเลนต์– พันธะที่เกิดขึ้นจากการก่อตัวของคู่อิเล็กตรอนทั่วไป

ในโมเลกุลของไดอะตอมมิก ( พันธะโควาเลนต์ที่ไม่มีขั้วจะเกิดขึ้นเนื่องจากคู่อิเล็กตรอนทั่วไปเป็นของทั้งสองอะตอมอย่างเท่าเทียมกัน F + F → F F

พันธะโควาเลนต์เดี่ยว- อะตอมเชื่อมต่อกันด้วยอิเล็กตรอนคู่หนึ่งคู่ ถ้าสอง พันธะ สองเท่า, ถ้าสามแล้ว ทริปเปิ้ล. ยังไม่มีข้อความ + ยังไม่มีข้อความ → ยังไม่มีข้อความ(จำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ 8-N=3, หมายเลข N-group)

พันธะโควาเลนต์ขั้ว- พันธะระหว่างอะตอมของธาตุต่างๆ ที่ไม่ใช่โลหะ (HCL, , N )

คู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันในสารประกอบดังกล่าวจะถูกแทนที่ไปยังอะตอมที่มีอิเล็กโตรเนกาติวีตี้สูงกว่า

พันธะไอออนิก- พันธะที่เกิดขึ้นระหว่างไอออนเนื่องจากแรงดึงดูดของไฟฟ้าสถิต

พันธะไอออนิกเกิดขึ้นระหว่างอะตอมของธาตุที่แตกต่างกันอย่างมากในด้านอิเล็กโตรเนกาติวีตี้ ตัวอย่างเช่น ระหว่าง ทั่วไป โลหะและลักษณะทั่วไป อโลหะ (Na CL, Na, F)

นอกจากนี้ พันธะไอออนิกยังเกิดขึ้นระหว่างอะตอมของโลหะและออกซิเจนในเกลือของกรดที่มีกรดและในด่าง

การเชื่อมต่อโลหะ- การสื่อสารในโลหะระหว่างอะตอมไอออนโดยใช้อิเล็กตรอนทางสังคม

อะตอมของโลหะที่ระดับชั้นนอกมีอิเล็กตรอนน้อย อิเล็กตรอนเหล่านี้ถูกทิ้งอย่างง่ายดายและอะตอมจะถูกแปลงเป็นไอออนบวก อิเล็กตรอนที่แยกออกมาจะเคลื่อนที่จากไอออนหนึ่งไปยังอีกไอออนหนึ่งโดยผูกมัดให้เป็นอิออนทั้งหมด

7) อิเล็กโทรด- นี่คือโลหะหรือวัสดุนำไฟฟ้าอื่น ๆ ที่แช่อยู่ในสารละลายของเกลือ (อิเล็กโทรไลต์) และปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นกับมันเรียกว่า ปฏิกิริยาอิเล็กโทรด. หากโลหะสัมผัสกับสารละลายเกลือ ไอออนที่ถูกไฮเดรท ผ่านจากพื้นผิวของโลหะไปยังสารละลาย และถูกทำให้แห้ง ย้อนกลับ จากสารละลายสู่โลหะ (ภายใต้การกระทำของแรงของ ตาข่ายคริสตัล) เมื่ออัตราของกระบวนการเหล่านี้เท่ากัน จะเกิด DEL (ชั้นไฟฟ้าสองชั้น) และศักย์ไฟฟ้าจะเกิดขึ้น

ศักย์ไฟฟ้า (𝞿 ) คือความแตกต่างของศักย์ไฟฟ้าสถิตระหว่างอิเล็กโทรไลต์กับอิเล็กโทรด

ค่าศักย์ไฟฟ้าของอิเล็กโทรดขึ้นอยู่กับลักษณะของสาร - ผู้เข้าร่วมในกระบวนการอิเล็กโทรด ความเข้มข้นของสารเหล่านี้ บน t และถูกกำหนดโดยสมการ Nernst

สมการเนิร์ส: = + ox, สีแดงคือความเข้มข้นของรูปแบบออกซิไดซ์และรีดิวซ์

คือจำนวนอิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องในกระบวนการ

– ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน (tbl. value)

สมการ Nernst สำหรับอิเล็กโทรดโลหะ: +

สำหรับอิเล็กโทรดรีดอกซ์:

สำหรับอิเล็กโทรดไฮโดรเจน:

(ยอมรับตามเงื่อนไข) - นี่คือ NVE (อิเล็กโทรดไฮโดรเจนปกติ) ที่ใช้เป็นมาตรฐานในการเปรียบเทียบศักย์ไฟฟ้าของอิเล็กโทรดของเคมีไฟฟ้าต่างๆ ระบบต่างๆ

เงื่อนไขสำหรับปฏิกิริยารีดอกซ์ที่จะเกิดขึ้น:

8) เซลล์กัลวานิก- อุปกรณ์ซึ่งเกิดจากปฏิกิริยาออกซิเดชันลดที่เกิดขึ้นเอง ไฟฟ้า. เป็นระบบอิเล็กโทรด 2 ขั้วที่เชื่อมต่อกันด้วยสะพานของเหลวหรือกะบังกึ่งซึมผ่านได้ หากคุณเชื่อมต่ออิเล็กโทรดกับตัวนำโลหะ อิเล็กตรอนจะไหลจากอิเล็กโทรดหนึ่ง (รีดักแตนท์) ไปยังอิเล็กโทรดอื่น (ออกซิไดเซอร์) และจะได้รับกระแสไฟฟ้า เคมี. พลังงานจะถูกแปลงเป็นไฟฟ้า ออกซิไดเซอร์ - อิเล็กโทรดกับ คุ้มค่ากว่าศักยภาพ (แคโทด (+)) กระบวนการกู้คืนกำลังดำเนินการที่แคโทด

ตัวรีดิวซ์ - อิเล็กโทรดที่มีค่าน้อยกว่า ศักยภาพ (ขั้วบวก (-)) กระบวนการออกซิเดชันเกิดขึ้นที่ขั้วบวก

แบตเตอรี่เป็นแหล่งจ่ายกระแสเคมีแบบย้อนกลับ สามารถชาร์จซ้ำและใช้ซ้ำได้

ตัวอย่างเช่น แบตเตอรี่ตะกั่ว (กรด)- ประกอบด้วยอิเล็กโทรด (บวกและลบ) และอิเล็กโทรไลต์

อิเล็กโทรดที่ 1 - ตะกั่ว อิเล็กโทรดที่ 2 - ตะกั่วไดออกไซด์ อิเล็กโทรไลต์ 30% กรดซัลฟิวริก

หลักการทำงานขึ้นอยู่กับปฏิกิริยาไฟฟ้าเคมีของตะกั่วและตะกั่วไดออกไซด์ในสารละลายกรดซัลฟิวริกที่เป็นน้ำ

สมการแบตเตอรี่ทั่วไป:

9) อิเล็กโทรลิซิส -กระบวนการรีดอกซ์ที่เกิดขึ้นบนอิเล็กโทรดเมื่อกระแสไหลผ่านอิเล็กโทรไลต์

อิเล็กโทรด 2 ตัวถูกลดระดับลงในอ่างอิเล็กโทรไลต์ที่เต็มไปด้วยอิเล็กโทรไลต์และเชื่อมต่อกับแหล่งจ่ายกระแสไฟ แหล่งกำเนิดกระแสไฟฟ้าสูบอิเล็กตรอนจากอิเล็กโทรดหนึ่งไปยังอีกอิเล็กโทรด อิเล็กโทรดที่เอาอิเล็กตรอนออกจะได้รับ + ​​ประจุ (แอโนด) ซึ่งรับประจุอิเล็กตรอน (-) (แคโทด)

กระบวนการที่เกิดขึ้นระหว่างอิเล็กโทรไลซิสถูกกำหนดโดยคุณสมบัติของอิเล็กโทรไลต์ ตัวทำละลาย และอิเล็กโทรด (หากอิเล็กโทรลิซิสเกิดขึ้นในสารละลายที่เป็นน้ำ โมเลกุลของ H2O จะลดลงและออกซิไดซ์ที่แคโทดและแอโนด

แคโทด: 2H2O + 2e = 2 OH

แอโนด: A2H2O - 4e \u003d O2 + 4H

ถ้าเป็นไปได้หลายปฏิกิริยา ปฏิกิริยาที่ต้องใช้ ต้นทุนขั้นต่ำพลังงาน.

เฉื่อยเรียกว่าอิเล็กโทรดซึ่งเป็นวัสดุที่ไม่ได้ถูกออกซิไดซ์ระหว่างอิเล็กโทรไลซิส

วัสดุของแอโนดสามารถออกซิไดซ์ได้บนแอโนด ตัวอย่างเช่น ถ้าแอโนดทำจาก Ni, Cu, Cd, Pb เป็นต้น แอโนดดังกล่าวเรียกว่าละลายได้

วิธีการแอโนดที่ละลายน้ำได้นั้นใช้สำหรับการกลั่นโลหะ ขั้วบวกทำจากโลหะเหล็ก

10) โพลาไรซ์เคมีไฟฟ้า- ปรากฏการณ์ความเบี่ยงเบนของศักย์ไฟฟ้าของปฏิกิริยาอิเล็กโทรดจากสภาวะสมดุล แรงดันไฟเกิน- ค่าที่ส่วนเบี่ยงเบนคือ ɳ (นี่)

การเกิดโพลาไรเซชันนั้นสัมพันธ์กับความช้าของแต่ละขั้นตอนของกระบวนการไฟฟ้าเคมี โพลาไรซ์นั้นยอดเยี่ยมโดยเฉพาะอย่างยิ่งในระหว่างการปล่อยก๊าซ O2, H2 โพลาไรซ์ของอิเล็กโทรดขึ้นอยู่กับวัสดุของอิเล็กโทรด ยิ่งกระแสความหนาแน่นสูง i=I/S (I คือกระแสที่ไหลผ่านอิเล็กโทรด S คือพื้นที่ของอิเล็กโทรด) เส้นโค้งโพลาไรซ์คือการพึ่งพาศักย์ไฟฟ้ากับความหนาแน่นกระแส

– ปริมาณโพลาไรซ์

11) กฎของฟาราเดย์: กฎข้อที่ 1:มวลของสสารที่เกิดขึ้นระหว่างอิเล็กโทรไลซิสเป็นสัดส่วนกับปริมาณไฟฟ้าที่ผ่านอิเล็กโทรไลต์ = K*Q โดยที่: Q- ปริมาณไฟฟ้า Q=I*t โดยที่: I-current, t-time

K = โดยที่: E คือมวลที่เท่ากัน E = โดยที่: M คือโมล (มวลโมลของสาร) n คือจำนวนอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่ในระหว่างการออกซิเดชันหรือการลด F คือเลขฟาราเดย์ = 26.8 A หรือ 96500 K / mol .

กฎหมายที่ 2:เมื่อกระแสไฟฟ้าในปริมาณเท่ากันผ่านอิเล็กโทรไลต์ที่แตกต่างกัน มวลของสารที่ปล่อยออกมาบนอิเล็กโทรดที่มีชื่อเดียวกันจะเป็นสัดส่วนกับมวลที่เท่ากัน

การประยุกต์ใช้ในกระบวนการไฟฟ้าเคมี: 1) หลักการของ G.E ใช้ในอุปกรณ์จ่ายไฟอัตโนมัติ มีประถมและมัธยม หลัก- กลับไม่ได้ไม่สามารถกลับสู่สภาพการทำงานหลังจากการบริโภคของสารออกฤทธิ์ (แบตเตอรี่) รอง– สามารถสร้างขึ้นใหม่ได้โดยการส่งกระแสไฟไปในทิศทางตรงกันข้าม (แบตเตอรี่)

อิเล็กโทรไลซิสใช้ในอุตสาหกรรม:สำหรับการผลิตด่างและสารอื่น ๆ สำหรับการผลิตโลหะหลายชนิด - AL, Mg, Na, Cd. สำหรับการทำให้บริสุทธิ์ (การกลั่น) ของ Me ใช้ Me ที่ปนเปื้อนเป็นขั้วบวก (Cu, Ni, Pb) มันถูกใช้ในการชุบด้วยไฟฟ้า

การชุบด้วยไฟฟ้า- กระบวนการทาชั้นของโลหะอื่น ๆ กับพื้นผิวของผลิตภัณฑ์โลหะ เพื่อป้องกันการกัดกร่อนและเพื่อความสวยงาม

อิเล็กโทรไทป์- เพื่อให้ได้ภาพพิมพ์ สำเนาของผลิตภัณฑ์ เช่น ความคิดโบราณในการพิมพ์

13) คุณสมบัติทางกายภาพของโลหะ. ความมันวาวของโลหะ การนำไฟฟ้าสูง การนำความร้อน ความอ่อนตัว ความเหนียว คุณสมบัติเหล่านี้พิจารณาจากการมีอยู่ของอิเล็กตรอนเคลื่อนที่และพันธะโลหะในโลหะ

ความแตกต่างในธรรมชาติของโลหะโครงสร้างทำให้เกิดความแตกต่างในคุณสมบัติทางกายภาพบางอย่าง อัลคาไลน์ (Li, Na, K, Rb, Cs) ที่มีความหนาแน่นของการบรรจุต่ำและประจุขนาดเล็กจะอ่อน และโลหะ d (Cr) นั้นแข็งมาก จุดหลอมเหลวมีความแตกต่างกันมากตั้งแต่ 28°C (Cs) ถึง 3370°C (W)

12) ตำแหน่งของโลหะในระบบธาตุ

การจำแนกโลหะ

ไม่ทำงาน (Cu-Au ฯลฯ ... )

คุณสมบัติของผลึกโลหะ: อะตอมของโลหะเรียงกันเป็นโครงผลึก

ประเภทของตะแกรงคริสตัล: ศูนย์กลางร่างกาย (ลูกบาศก์), ศูนย์กลางใบหน้า (ลูกบาศก์), หกเหลี่ยมหนาแน่นที่สุด

คุณสมบัติของโครงสร้างของอะตอม:ที่ระดับพลังงานภายนอกมีอิเล็กตรอนจำนวนน้อย

วิธีการรับโลหะ: 1. metalothermy- การนำแร่กลับมาใช้ใหม่โดยใช้อะลูมิเนียม แมกนีเซียม และโลหะอื่นๆ

2.ไพโรโลหะวิทยา– ลดแร่ด้วยความช่วยเหลือของถ่านหิน CO ที่ t สูง:

+ → 2 Fe + 3 (ที่อุณหภูมิ)

3.อิเล็กโทรไลซิส: a) Cu (Cu - แคโทด, CL - แอโนด)

b) 2NaCL → 2Na + (2Na คือแคโทด

4.วิธี Hydrometallurgical- มักจะรวมถึงขั้นตอนการรับโลหะโดยการลดเคมีไฟฟ้า

2ZnS + 3 (เมื่อแปรรูปแร่ซัลไฟด์ ซัลไฟด์แรก

เปลี่ยนเป็นออกไซด์ที่ t. สูง)

2Zn + 2 (2Zn คือแคโทด, )

เทคโนโลยีสมัยใหม่มุ่งเพื่อให้ได้โลหะที่มีความบริสุทธิ์สูง (การหลอมโซน การหลอมด้วยลำอิเล็กตรอน ฯลฯ)

14) คุณสมบัติทางเคมีของโลหะ. ตามเคมี. โลหะ Saint-you เป็นสารรีดิวซ์และทำปฏิกิริยากับตัวออกซิไดซ์

ในช่วงระยะเวลา องค์ประกอบส่วนใหญ่ในระบบเป็นโลหะ โลหะรวมถึงองค์ประกอบ s,d,f ทั้งหมด (ยกเว้น He) เช่นเดียวกับองค์ประกอบ p องค์ประกอบ p ประกอบด้วยองค์ประกอบ III A gr - AL, Ga, In, IV A gr - Ge, Sn, Pb, ใน V A gr Sb, Bi และใน VI A - Po (โพโลเนียม)

การจำแนกโลหะ: 1. ตามโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์: s, p, d และ f - โลหะ

2. โดยการลดกิจกรรม: แอ็คทีฟ (Li-AL) (ตามแรงดันไฟฟ้า) ปานกลาง (AL-H)

ไม่ทำงาน (Cu-Au ฯลฯ ... )

กิจกรรมการรีดิวซ์ของอะตอมโลหะอิสระมีลักษณะเฉพาะโดยพลังงานไอออไนเซชัน () ยิ่งมีขนาดเล็ก สินทรัพย์การกู้คืนก็จะยิ่งสูงขึ้น โลหะ. ในกรัม A, (สำหรับ s และ p-metals) ลดสินทรัพย์ เติบโตจากบนลงล่างและในกรัม B (สำหรับโลหะดี) - ลดลง

ในการแก้ปัญหากิจกรรมการลดของอะตอมโลหะนั้นมีลักษณะเฉพาะโดยค่าศักย์ไฟฟ้าของอิเล็กโทรด () ยิ่งเป็นลบ การฟื้นตัวยิ่งสูงขึ้น ใช้งาน .. สารรีดิวซ์ที่แอคทีฟมากที่สุดคือโลหะอัลคาไล

1) โลหะทำปฏิกิริยาอย่างแรง ด้วยสารง่ายๆ, ฮาโลเจน (ฟลูออรีน, คลอรีน, โบรมีน, ไอโอดีน), กำมะถัน, ไฮโดรเจน

ด้วยออกซิเจน:โลหะส่วนใหญ่ออกซิไดซ์ในอากาศ ปกคลุมด้วยฟิล์มออกไซด์ ถ้าฟิล์มมีความหนาแน่นสูง จะปกป้องโลหะจากการกัดกร่อน ทั้งหมด โลหะอัลคาไล: Li, Na, K เป็นต้น ทำปฏิกิริยาอย่างแข็งขันกับออกซิเจน Rb, Cs - ติดไฟได้เอง

ด้วยคลอรีน: ทำปฏิกิริยาอย่างรุนแรง (Mg+ =Mg)

มีสีเทา: แรงน้อยกว่า (เมื่อให้ความร้อน) (Fe+S→FeS เหล็กซัลไฟด์)

ด้วยไฮโดรเจน: โลหะอัลคาไลและอัลคาไลน์เอิร์ธทำปฏิกิริยาเท่านั้น (2Li+ =2LiH) (Ca+ )

2) ปฏิกิริยากับน้ำ: ฉัน + โลหะทำปฏิกิริยากับหากศักย์ไฟฟ้าของอิเล็กโทรดต่ำกว่าไฮโดรเจน (ต่ำกว่า 0) ที่ทำปฏิกิริยาโดยการแทนที่ ตัวอย่างเช่น: -2.714v ดังนั้น 2Na+

หากมีฟิล์มออกไซด์อยู่บนพื้นผิวของโลหะ ปฏิกิริยากับน้ำจะเกิดขึ้นเมื่อถูกความร้อน

3) ปฏิกิริยากับสารละลายเกลือ: โลหะทำปฏิกิริยากับสารละลายเกลือ แทนที่โลหะที่มีฤทธิ์น้อยกว่า:

() Cu\u003d 0.337 V, () / Ni \u003d - 0.25 V

4)ปฏิกิริยากับด่าง: ปฏิกิริยาดำเนินไปตามวิวัฒนาการ ต้องมีศักย์ไฟฟ้า โลหะต้องมีลักษณะแอมโฟเทอริกของออกไซด์และไฮดรอกไซด์ (เหล่านี้คือ AL, Zn, Cr, Be เป็นต้น)

5) ปฏิกิริยากับกรด: ปฏิกิริยาระหว่างโลหะกับกรดขึ้นอยู่กับกิจกรรมของโลหะ ความเข้มข้นต่อคุณ และ t

HCL-ทำปฏิกิริยากับโลหะเท่านั้น โดยการปล่อยไฮโดรเจน โลหะคลอไรด์จะต้องละลายในน้ำ

(กรดซัลฟิวริกเจือจางทำปฏิกิริยากับโลหะในลักษณะเดียวกับกรดไฮโดรคลอริก: Zn +

กรดซัลฟิวริกเข้มข้นออกซิไดซ์โลหะเนื่องจากซัลเฟตไอออน () ผลิตภัณฑ์รีดิวซ์ขึ้นอยู่กับกิจกรรมของโลหะ เป็น Mg + (เปิดใช้งานการกู้คืนเป็น , ปานกลางถึง , ไม่ใช้งานเป็น .

กรดซัลฟิวริกทำให้โลหะหลอมละลาย: Fe, Co, Ni, Cr, AL, Be. (ด้วยโลหะเหล่านี้ ปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นเมื่อถูกความร้อนเท่านั้น)

ทองแดงทำปฏิกิริยากับกรดซัลฟิวริกเข้มข้น

ปฏิกิริยากับกรดไนตริกเจือจาง. เจือจาง ไนโตรเจน ถึงนั้นจะเป็นตัวออกซิไดซ์ที่แรงกว่ากำมะถัน ออกซิไดซ์โลหะส่วนใหญ่ที่อุณหภูมิห้อง ลดลงด้วยโลหะออกฤทธิ์สูงถึง , โดยมีโลหะออกฤทธิ์ระดับกลางสูงถึง หรือ , โดยไม่ทำงานสูงถึง -NO

กรดไนตริกเข้มข้นจะลดลงด้วยโลหะส่วนใหญ่เป็นก๊าซสีน้ำตาล -NO และยังทำให้โลหะชนิดเดียวกันเป็นปกติที่ t ปกติ (เฟ,Ni,Co,Cr,AL,Be)

โลหะดีที่ไม่ใช้งานจะไม่ถูกออกซิไดซ์โดยกรดไนตริก แต่สามารถออกซิไดซ์ได้ด้วย "aqua regia" +

ในปฏิกิริยาของโลหะที่มีกรดไนตริกที่ความเข้มข้นใดๆ และกรดซัลฟิวริกเข้มข้น ไฮโดรเจนจะไม่ถูกปล่อยออกมา

มาดูวิธีการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีกัน คำถามนี้มีความสำคัญและเกี่ยวข้อง เนื่องจากให้แนวคิดไม่เพียงแต่เกี่ยวกับโครงสร้าง แต่ยังเกี่ยวกับข้อกล่าวหาทางกายภาพและ คุณสมบัติทางเคมีอะตอมในคำถาม

กฎการรวบรวม

ในการสร้างสูตรกราฟิกและอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมี จำเป็นต้องมีแนวคิดเกี่ยวกับทฤษฎีโครงสร้างของอะตอม เริ่มต้นด้วยองค์ประกอบหลักสองประการของอะตอม: นิวเคลียสและอิเล็กตรอนเชิงลบ นิวเคลียสประกอบด้วยนิวตรอนซึ่งไม่มีประจุ เช่นเดียวกับโปรตอนซึ่งมีประจุบวก

การโต้เถียงถึงวิธีการเขียนและกำหนดสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมี เราสังเกตว่าในการหาจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส จำเป็นต้องมีระบบธาตุของเมนเดเลเยฟ

จำนวนขององค์ประกอบตามลำดับที่สอดคล้องกับจำนวนของโปรตอนในนิวเคลียสของมัน จำนวนคาบที่อะตอมตั้งอยู่เป็นตัวกำหนดจำนวนชั้นพลังงานที่อิเล็กตรอนตั้งอยู่

ในการกำหนดจำนวนนิวตรอนที่ไม่มีประจุไฟฟ้า จำเป็นต้องลบหมายเลขซีเรียล (จำนวนโปรตอน) ออกจากมวลสัมพัทธ์ของอะตอมของธาตุ

คำแนะนำ

เพื่อให้เข้าใจวิธีการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมี ให้พิจารณากฎสำหรับการเติมระดับย่อยด้วยอนุภาคเชิงลบที่กำหนดโดย Klechkovsky

ขึ้นอยู่กับปริมาณพลังงานอิสระที่ออร์บิทัลอิสระมี ชุดจะถูกวาดขึ้นซึ่งแสดงลักษณะลำดับของการเติมระดับด้วยอิเล็กตรอน

แต่ละออร์บิทัลมีเพียงสองอิเล็กตรอนซึ่งจัดเรียงเป็นสปินคู่ขนาน

เพื่อแสดงโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนจะใช้สูตรกราฟิก สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีมีลักษณะอย่างไร จะสร้างตัวเลือกกราฟิกได้อย่างไร? คำถามเหล่านี้รวมอยู่ในหลักสูตรเคมีของโรงเรียน ดังนั้นเราจะพิจารณาในรายละเอียดเพิ่มเติม

มีเมทริกซ์ (พื้นฐาน) บางอย่างที่ใช้เมื่อรวบรวมสูตรกราฟิก s-orbital มีลักษณะเฉพาะด้วยเซลล์ควอนตัมเพียงเซลล์เดียวซึ่งมีอิเล็กตรอนสองตัวตั้งอยู่ตรงข้ามกัน พวกเขาใน รูปแบบกราฟิกถูกระบุด้วยลูกศร สำหรับ p orbital จะแสดงภาพสามเซลล์ แต่ละเซลล์มีอิเล็กตรอนสองตัว อิเล็กตรอนสิบตัวตั้งอยู่บน d orbital และ f เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนสิบสี่ตัว

ตัวอย่างการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์

มาคุยกันต่อเกี่ยวกับวิธีการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีกัน ตัวอย่างเช่น คุณต้องสร้างสูตรกราฟิกและอิเล็กทรอนิกส์สำหรับธาตุแมงกานีส อันดับแรก เรากำหนดตำแหน่งขององค์ประกอบนี้ในระบบธาตุ มีเลขอะตอม 25 จึงมีอิเล็กตรอน 25 ตัวในอะตอม แมงกานีสเป็นองค์ประกอบของช่วงที่สี่ จึงมีสี่ระดับพลังงาน

จะเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีได้อย่างไร? เราเขียนเครื่องหมายขององค์ประกอบเช่นเดียวกับหมายเลขลำดับ โดยใช้กฎ Klechkovsky เรากระจายอิเล็กตรอนไปตามระดับพลังงานและระดับย่อย เราจัดเรียงพวกมันตามลำดับชั้นที่หนึ่ง สอง และสาม โดยจารึกอิเล็กตรอนสองตัวในแต่ละเซลล์

จากนั้นเราสรุปได้ 20 ชิ้น สามระดับเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนและมีเพียงห้าอิเล็กตรอนที่เหลืออยู่ในชั้นที่สี่ เมื่อพิจารณาว่าวงโคจรแต่ละประเภทมีพลังงานสำรองของตัวเอง เราจึงกระจายอิเล็กตรอนที่เหลือไปยังระดับย่อย 4s และ 3d เป็นผลให้สูตรอิเล็กตรอนกราฟิกสำเร็จรูปสำหรับอะตอมแมงกานีสมีรูปแบบดังต่อไปนี้:

1s2/2s2, 2p6/3s2, 3p6/4s2, 3d3

คุณค่าทางปฏิบัติ

ด้วยความช่วยเหลือของสูตรกราฟิกอิเล็กตรอน คุณสามารถเห็นจำนวนอิเล็กตรอนอิสระ (ไม่จับคู่) ที่ชัดเจนซึ่งกำหนดความจุขององค์ประกอบทางเคมีที่กำหนด

เราขอเสนออัลกอริธึมทั่วไปของการกระทำ ซึ่งคุณสามารถเขียนสูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมใดๆ ที่อยู่ในตารางธาตุได้

ขั้นตอนแรกคือการกำหนดจำนวนอิเล็กตรอนโดยใช้ตารางธาตุ หมายเลขงวดระบุจำนวนระดับพลังงาน

ของกลุ่มใดกลุ่มหนึ่งเกี่ยวข้องกับจำนวนอิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับพลังงานภายนอก ระดับต่างๆ จะถูกแบ่งออกเป็นระดับย่อย ตามกฎของ Klechkovsky

บทสรุป

เพื่อกำหนดความสามารถความจุขององค์ประกอบทางเคมีใด ๆ ที่อยู่ในตารางธาตุ จำเป็นต้องวาดสูตรอิเล็กตรอนกราฟิกของอะตอม อัลกอริธึมที่ให้ไว้ข้างต้นจะช่วยให้คุณสามารถรับมือกับงานเพื่อกำหนดสารเคมีที่เป็นไปได้และ คุณสมบัติทางกายภาพอะตอม.

โครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมสามารถแสดงได้ด้วยสูตรอิเล็กทรอนิกส์และไดอะแกรมกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ระดับพลังงานและระดับย่อยจะถูกเขียนตามลำดับการเติมและจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในระดับย่อย ในกรณีนี้ สถานะของอิเล็กตรอนแต่ละตัว โดยเฉพาะเลขควอนตัมแม่เหล็กและสปิน จะไม่สะท้อนอยู่ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ในรูปแบบกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะ "มองเห็นได้" อย่างสมบูรณ์ กล่าวคือ มันสามารถระบุได้ด้วยตัวเลขควอนตัมทั้งสี่ มักจะให้ไดอะแกรมกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์สำหรับอิเล็กตรอนภายนอก

ตัวอย่าง 1เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของฟลูออรีน แสดงสถานะของอิเล็กตรอนภายนอกด้วยไดอะแกรมกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ อะตอมของธาตุนี้มีอิเล็กตรอนที่ไม่ได้จับคู่กี่ตัว?

วิธีการแก้.เลขอะตอมของฟลูออรีนคือเก้า จึงมีอิเล็กตรอนเก้าตัวในอะตอม ตามหลักการพลังงานน้อยที่สุด โดยใช้รูปที่ 7 และคำนึงถึงผลของหลักการ Pauli เราเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของฟลูออรีน: 1s 2 2s 2 2p 5 . สำหรับอิเล็กตรอนภายนอก (ระดับพลังงานที่สอง) เราวาดโครงร่างกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ (รูปที่ 8) ซึ่งตามมาว่ามีอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่หนึ่งตัวในอะตอมฟลูออรีน

ข้าว. 8. แผนภาพอิเล็กตรอนของวาเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมฟลูออรีน

ตัวอย่าง 2สร้างไดอะแกรมอิเล็กตรอนกราฟิกของสถานะที่เป็นไปได้ของอะตอมไนโตรเจน อันไหนที่สะท้อนถึงสภาวะปกติ และอันไหนที่ตื่นเต้น?

วิธีการแก้.สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของไนโตรเจนคือ 1s 2 s 2 2p 3 สูตรของอิเล็กตรอนภายนอกคือ 2s 2 2p 3 ระดับย่อย 2p ไม่สมบูรณ์เพราะ จำนวนอิเล็กตรอนที่น้อยกว่าหก ตัวแปรที่เป็นไปได้ของการกระจายของอิเล็กตรอนสามตัวในระดับย่อย 2p แสดงไว้ในรูปที่ 9.

ข้าว. 9. ไดอะแกรมอิเล็กตรอนกราฟิกของสถานะที่เป็นไปได้ของระดับย่อย 2p ในอะตอมไนโตรเจน

ค่าสูงสุด (ในค่าสัมบูรณ์) ของการหมุน (3 / 2) สอดคล้องกับสถานะ 1 และ 2 ดังนั้นจึงเป็นพื้นและส่วนที่เหลือตื่นเต้น

ตัวอย่างที่ 3กำหนดจำนวนควอนตัมที่กำหนดสถานะของอิเล็กตรอนตัวสุดท้ายในอะตอมวาเนเดียม?

วิธีการแก้.เลขอะตอมของวาเนเดียมคือ Z = 23 ดังนั้นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ทั้งหมดของธาตุคือ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 รูปแบบกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของอิเล็กตรอนภายนอก (4s 2 3d 3) มีดังนี้ (รูปที่ 10):

ข้าว. 10. แผนภาพอิเล็กตรอนของวาเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมวาเนเดียม

หมายเลขควอนตัมหลักของอิเล็กตรอนสุดท้าย n = 3 (ระดับพลังงานที่สาม), orbital l= 2 (ระดับย่อย d) หมายเลขควอนตัมแม่เหล็กสำหรับอิเล็กตรอน d ทั้งสามแต่ละตัวแตกต่างกัน: สำหรับตัวแรกคือ -2 สำหรับตัวที่สอง -1 สำหรับตัวที่สาม - 0 หมายเลขควอนตัมสปินสำหรับอิเล็กตรอนทั้งสามจะเหมือนกัน: m s \u003d + 1 / 2 ดังนั้นสถานะของอิเล็กตรอนตัวสุดท้ายในอะตอมวาเนเดียมจึงมีลักษณะเป็นตัวเลขควอนตัม: n = 3; l= 2; ม. = 0; ม. = + 1/2 .

7. อิเล็กตรอนที่จับคู่และไม่จับคู่

อิเล็กตรอนที่เติมออร์บิทัลเป็นคู่เรียกว่า จับคู่และเรียกอิเล็กตรอนเดี่ยวว่า ไม่มีคู่. อิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ให้พันธะเคมีของอะตอมกับอะตอมอื่น การมีอยู่ของอิเล็กตรอนแบบ unpaired เกิดขึ้นจากการทดลองโดยศึกษาสมบัติทางแม่เหล็ก สารที่มีอิเลคตรอนไม่คู่ พาราแมกเนติก(พวกมันถูกดึงเข้าไปในสนามแม่เหล็กเนื่องจากปฏิสัมพันธ์ของการหมุนของอิเล็กตรอน เช่น แม่เหล็กเบื้องต้น กับสนามแม่เหล็กภายนอก) สารที่มีเพียงคู่อิเล็กตรอน ไดแม่เหล็ก(สนามแม่เหล็กภายนอกไม่ทำปฏิกิริยากับมัน) อิเล็กตรอนที่ไม่ได้จับคู่จะอยู่ที่ระดับพลังงานภายนอกของอะตอมเท่านั้น และสามารถกำหนดจำนวนได้จากรูปแบบกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์

ตัวอย่างที่ 4กำหนดจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ในอะตอมกำมะถัน

วิธีการแก้.เลขอะตอมของกำมะถันคือ Z = 16 ดังนั้นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ทั้งหมดของธาตุคือ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 รูปแบบกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของอิเล็กตรอนภายนอกมีดังนี้ (รูปที่ 11)

ข้าว. 11. แผนภาพอิเล็กตรอนของวาเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมกำมะถัน

จากแผนภาพอิเลคตรอนที่มีอิเล็กตรอนสองตัวในอะตอมกำมะถัน

อะตอมเป็นระบบที่เป็นกลางทางไฟฟ้าซึ่งประกอบด้วยนิวเคลียสที่มีประจุบวกและอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ อิเล็กตรอนอยู่ในอะตอม ทำให้เกิดระดับพลังงานและระดับย่อย

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมคือการกระจายของอิเล็กตรอนในอะตอมเหนือระดับพลังงานและระดับย่อยตามหลักการของพลังงานน้อยที่สุด (Klechkovsky) หลักการของ Pauli กฎของ Hund

สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอมอธิบายโดยใช้แบบจำลองทางกลควอนตัม - เมฆอิเล็กตรอน ความหนาแน่นของส่วนที่เกี่ยวข้องกันซึ่งเป็นสัดส่วนกับความน่าจะเป็นที่จะพบอิเล็กตรอน โดยปกติ เมฆอิเล็กตรอนจะเข้าใจว่าเป็นพื้นที่ของพื้นที่นิวเคลียร์ ซึ่งครอบคลุมประมาณ 90% ของเมฆอิเล็กตรอน พื้นที่ของอวกาศนี้เรียกอีกอย่างว่าออร์บิทัล

ออร์บิทัลของอะตอมก่อตัวเป็นระดับย่อยของพลังงาน ออร์บิทัลและระดับย่อยถูกกำหนดให้เป็นตัวอักษร แต่ละระดับย่อยมีจำนวนออร์บิทัลอะตอมจำนวนหนึ่ง หากการโคจรของอะตอมแสดงเป็นเซลล์ควอนตัมแม่เหล็ก ออร์บิทัลของอะตอมที่อยู่ที่ระดับย่อยสามารถแสดงได้ดังนี้:

การโคจรของอะตอมแต่ละวงสามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 ตัวในเวลาเดียวกัน ซึ่งแตกต่างกันในการหมุน (หลักการของ Pauli) ความแตกต่างนี้ระบุด้วยลูกศร ¯ รู้ว่าใน ส-ระดับย่อยหนึ่ง ส-orbital บน R-ระดับย่อยสาม R-orbitals บน d-ระดับย่อยห้า d-orbitals บน ฉ-ระดับย่อยเจ็ด ฉ-ออร์บิทัล คุณสามารถค้นหาจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในแต่ละระดับย่อยและระดับ ใช่ on ส-sublevel เริ่มจากระดับพลังงานแรก 2 อิเล็กตรอน; บน R-sublevel เริ่มจากระดับพลังงานที่สอง 6 อิเล็กตรอน; บน d-sublevel เริ่มจากระดับพลังงานที่สาม 10 อิเล็กตรอน; บน ฉ-sublevel เริ่มจากระดับพลังงานที่สี่ 14 อิเล็กตรอน เปิดอิเล็กตรอน s-, p-, d-, f-ระดับย่อยมีชื่อตามลำดับ s-, p-, d-, f-อิเล็กตรอน

ตาม หลักการพลังงานน้อยที่สุดการเติมระดับย่อยของพลังงานอย่างต่อเนื่องด้วยอิเล็กตรอนเกิดขึ้นในลักษณะที่อิเล็กตรอนแต่ละตัวในอะตอมครอบครองระดับย่อยที่มีพลังงานต่ำสุดซึ่งสอดคล้องกับพันธะที่แข็งแกร่งกับนิวเคลียส การเปลี่ยนแปลงพลังงานของระดับย่อยสามารถแสดงเป็นชุด Klechkovsky หรือระดับพลังงาน:

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

ตามกฎของ Hund แต่ละเซลล์ควอนตัม (ออร์บิทัล) ของระดับย่อยของพลังงานจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนเดี่ยวที่มีสปินเดียวกันในตอนแรก จากนั้นจะมีอิเล็กตรอนตัวที่สองที่มีสปินตรงกันข้าม อิเล็กตรอนสองตัวที่มีสปินตรงกันข้ามในวงโคจรของอะตอมเดียวกันเรียกว่าอิเล็กตรอนคู่ อิเล็กตรอนเดี่ยวไม่มีการจับคู่

ตัวอย่าง 1 วางอิเล็กตรอน 7 ตัวบน d-sublevel โดยคำนึงถึงกฎของ Hund

วิธีการแก้. บน dระดับย่อย - ห้าออร์บิทัลอะตอม พลังงานของออร์บิทัลที่อยู่ในระดับย่อยเดียวกันนั้นเท่ากัน แล้ว dระดับย่อยสามารถแสดงได้ดังนี้: d . หลังจากเติมออร์บิทัลของอะตอมด้วยอิเล็กตรอนแล้ว ให้คำนึงถึงกฎของฮันด์ d-sublevel จะมีลักษณะเหมือน .

โดยใช้แนวคิดของหลักการของพลังงานน้อยที่สุดและ Pauli มากระจายอิเล็กตรอนในอะตอมตามระดับพลังงาน (ตารางที่ 1)

ตารางที่ 1

การกระจายของอิเล็กตรอนในระดับพลังงานของอะตอม

การใช้รูปแบบนี้เป็นไปได้ที่จะอธิบายการก่อตัวของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบของระบบธาตุซึ่งเขียนในรูปแบบของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ จำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในอะตอมถูกกำหนดโดยเลขอะตอมของธาตุ

ดังนั้น ในอะตอมของธาตุในคาบแรก หนึ่ง ส-วงโคจรของระดับพลังงานแรก (ตารางที่ 1) เนื่องจากระดับนี้มีอิเล็กตรอน 2 ตัว จึงมีเพียงสององค์ประกอบในช่วงแรก (1 H และ 2 He) ซึ่งมีสูตรอิเล็กทรอนิกส์ดังนี้ 1 H 1 ส 1 และ 2 ไม่ใช่ 1 ส 2 .

ในอะตอมของธาตุในช่วงที่สอง ระดับพลังงานแรกจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน จะเต็มไปด้วยอิเล็คตรอน ส- และ R-sublevels ของระดับพลังงานที่สอง ซำ ส- และ R-อิเล็กตรอนที่เติมระดับนี้คือแปด จึงมี 8 องค์ประกอบในช่วงที่สอง (3 Li ... 10 ne)

ในอะตอมของธาตุในช่วงที่สาม ระดับพลังงานที่หนึ่งและสองจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน จะถูกเติมเต็มอย่างต่อเนื่อง ส- และ R- ระดับย่อยของระดับพลังงานที่สาม ซำ ส- และ R-อิเล็กตรอนที่เติมระดับพลังงานที่สามคือแปด ดังนั้นในช่วงที่สามมี 8 องค์ประกอบ (11 Na ... 18 Ar)

ในอะตอมของธาตุในคาบที่สี่ ส่วนที่หนึ่ง สอง และสามจะถูกเติม 3 ส 2 3R 6 ระดับพลังงาน ที่ระดับพลังงานที่สาม อิสระยังคงอยู่ d-ระดับย่อย (3 d). การเติมระดับย่อยนี้ด้วยอิเล็กตรอนตั้งแต่หนึ่งถึงสิบจะเริ่มขึ้นหลังจากที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนสูงสุด 4 ส-ระดับย่อย นอกจากนี้ ตำแหน่งของอิเล็กตรอนจะเกิดขึ้นที่ 4 R-ระดับย่อย จำนวน 4 ส-, 3d- และ 4p-electrons เท่ากับสิบแปดซึ่งสอดคล้องกับ 18 องค์ประกอบของช่วงเวลาที่สี่ (19 K ... 36 Kr)

ในทำนองเดียวกัน การก่อตัวของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในคาบที่ 5 เกิดขึ้นโดยมีความแตกต่างเพียงอย่างเดียวคือ ส- และ R-sublevels อยู่ที่ห้าและ d- ระดับย่อยในระดับพลังงานที่สี่ เนื่องจากผลรวมคือ5 ส-, 4d- และ 5 R-อิเล็กตรอนคือสิบแปด จากนั้นในช่วงที่ห้ามี 18 องค์ประกอบ (37 Rb ... 54 Xe)

มี 32 องค์ประกอบในช่วงที่หกขนาดใหญ่พิเศษ (55 Cs ... 86 Rn) ตัวเลขนี้สอดคล้องกับผลรวมของอิเล็กตรอนโดย6 ส-, 4ฉ-, 5d- และ 6 R-ระดับย่อย ลำดับของการเติมระดับย่อยด้วยอิเล็กตรอนมีดังนี้ ครั้งแรกเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน6 ส-ระดับย่อย จากนั้นตรงข้ามกับชุด Klechkovsky มันจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน 5 d-ระดับย่อย หลังจากนั้นจะเติม 4 ให้สูงสุด ฉ-ระดับย่อย ต่อไป 5 จะเต็ม d- และ 6 R-ระดับย่อย ระดับพลังงานก่อนหน้านี้เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

ปรากฏการณ์ที่คล้ายกันนี้เกิดขึ้นระหว่างการก่อตัวของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบในช่วงที่เจ็ด

ดังนั้น ในการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุ คุณจำเป็นต้องรู้สิ่งต่อไปนี้

1. หมายเลขลำดับขององค์ประกอบในระบบธาตุ D.I. Mendeleev ซึ่งสอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในอะตอม

2. จำนวนงวดซึ่งกำหนดจำนวนระดับพลังงานทั้งหมดในอะตอม ในกรณีนี้ จำนวนของระดับพลังงานสุดท้ายในอะตอมจะสอดคล้องกับจำนวนของคาบที่ธาตุนั้นตั้งอยู่ ในอะตอมของธาตุในช่วงที่สองและสาม การเติมระดับพลังงานสุดท้ายด้วยอิเล็กตรอนจะเกิดขึ้นตามลำดับต่อไปนี้: น 1–2 …np 1–6. ในอะตอมของธาตุในช่วงที่สามและสี่ ระดับย่อยของระดับพลังงานสุดท้ายและช่วงสุดท้ายจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนดังนี้ น 1–2 …(น–1)d 1–10 …np 1–6. ในอะตอมขององค์ประกอบของช่วงที่หกและเจ็ด ลำดับของการเติมระดับย่อยด้วยอิเล็กตรอนมีดังนี้: น 1–2 …(น–1)d 1 …(น-2)ฉ 1–14 …(น–1)d 2–10 …np 1–6 .

3. ในอะตอมขององค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลัก ผลรวม ส- และ R-อิเล็กตรอนที่ระดับพลังงานสุดท้ายเท่ากับเลขหมู่

4. ในอะตอมขององค์ประกอบของกลุ่มย่อยทุติยภูมิ ผลรวม d-อิเล็กตรอนในช่วงสุดท้ายและ ส-อิเล็กตรอนที่ระดับพลังงานสุดท้ายเท่ากับจำนวนกลุ่ม ยกเว้นอะตอมของธาตุในกลุ่มย่อยโคบอลต์ นิกเกิล ทองแดง และสังกะสี

ตำแหน่งของอิเล็กตรอนในวงโคจรของอะตอมที่มีระดับย่อยของพลังงานเดียวกันเกิดขึ้นตาม กฎของกุนด์: มูลค่ารวมของการหมุนของอิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับย่อยเดียวกันควรมีค่าสูงสุด กล่าวคือ ระดับย่อยที่กำหนดต่อการโคจรครั้งแรกจะรับอิเล็กตรอนหนึ่งตัวที่มีการหมุนขนานกัน จากนั้นอิเล็กตรอนตัวที่สองที่มีสปินตรงกันข้าม

ตัวอย่าง 2 . เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุที่มีเลขลำดับ 4, 13, 22

วิธีการแก้. องค์ประกอบที่มีเลขอะตอม 4 คือเบริลเลียม ดังนั้นอะตอมของเบริลเลียมจึงมีอิเล็กตรอน 4 ตัว เบริลเลียมอยู่ในช่วงที่สองในกลุ่มที่สองของกลุ่มย่อยหลัก ตัวเลขคาบสอดคล้องกับจำนวนระดับพลังงาน กล่าวคือ สอง. ระดับพลังงานเหล่านี้ต้องรองรับอิเล็กตรอนสี่ตัว ระดับพลังงานแรกมีอิเล็กตรอนสองตัว (1 ส 2) และตัวที่สองก็มีอิเล็กตรอนสองตัว (2 ส 2) (ดูตารางที่ 1) ดังนั้นสูตรอิเล็กทรอนิกส์จึงมีรูปแบบดังนี้: 4 Be 1 ส 2 2ส 2. จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานสุดท้ายสอดคล้องกับจำนวนกลุ่มที่ตั้งอยู่

ธาตุอะลูมิเนียมสอดคล้องกับธาตุที่ 13 ในระบบธาตุ อลูมิเนียมอยู่ในช่วงที่สามในกลุ่มที่สามในกลุ่มย่อยหลัก ดังนั้นควรมีอิเลคตรอน 3 ตัวในระดับพลังงานที่สาม ซึ่งจะจัดวางในลักษณะนี้ 3 ส 2 3R 1 (ผลรวม ส- และ R-อิเล็กตรอนเท่ากับเลขหมู่) อิเล็กตรอนสิบตัวอยู่ในระดับพลังงานที่หนึ่งและสอง: 1 ส 2 2ส 2 2พี 6 (ดูตารางที่ 1) โดยทั่วไปแล้วสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะลูมิเนียมมีดังนี้: 13 Al 1 ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 1 .

ในระบบธาตุธาตุที่มีเลขอะตอม 22 คือไททาเนียม มีอิเล็กตรอนยี่สิบสองอะตอมในอะตอมไททาเนียม พวกมันอยู่ในระดับพลังงานสี่ระดับ เนื่องจากธาตุนี้อยู่ในช่วงที่สี่ เมื่อวางอิเล็กตรอนในระดับย่อย ต้องคำนึงว่านี่คือองค์ประกอบของกลุ่มที่สี่ของกลุ่มย่อยด้านข้าง ดังนั้นที่ระดับพลังงานที่สี่ ส- มีอิเล็กตรอนสองตัวในระดับย่อย: 4 ส 2. ระดับที่หนึ่ง สอง สาม ส- และ R- ระดับย่อยเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน 1 ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 (ดูตารางที่ 1) อิเล็กตรอนสองตัวที่เหลือจะอยู่ที่ d- ระดับย่อยของระดับพลังงานที่สาม: 3 d 2. โดยทั่วไปแล้ว สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของไททาเนียมคือ 22 Ti 1 ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 3d 2 4ส 2 .

"สลิป" ของอิเล็กตรอน

เมื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ควรพิจารณา "การรั่วไหล" ของอิเล็กตรอนจาก ส- ระดับย่อยของระดับพลังงานภายนอก นบน d- ระดับย่อยของระดับก่อนภายนอก ( น – 1)d. สันนิษฐานว่าสถานะดังกล่าวเป็นที่ชื่นชอบอย่างกระฉับกระเฉงที่สุด "การลื่นไถล" ของอิเล็กตรอนเกิดขึ้นในอะตอมของบางส่วน d-องค์ประกอบ เช่น 24 Cr, 29 Cu, 42 Mo, 47 Ag, 79 Au, 41 Nb, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd.

ตัวอย่างที่ 3. เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมโครเมียมโดยคำนึงถึง "ความก้าวหน้า" ของอิเล็กตรอนหนึ่งตัว

วิธีการแก้. สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของโครเมียมตามหลักการของพลังงานขั้นต่ำควรเป็น: 24 Cr 1 ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 3d 4 4ส 2. อย่างไรก็ตาม ในอะตอมของธาตุนี้มี "สลิป" ของหนึ่ง ส-อิเล็กตรอนจากภายนอก 4 ส- ระดับย่อยถึงระดับย่อย 3 d. ดังนั้น การจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอมของโครเมียมคือ 24 Cr 1 ส 2 2ส 2 2พี 6 3ส 2 3พี 6 3d 5 4ส 1 .

งานรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีนั้นไม่ใช่เรื่องง่าย

ดังนั้นอัลกอริทึมสำหรับการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบมีดังนี้:

• อันดับแรก เราเขียนเครื่องหมายของสารเคมี ที่ด้านล่างซ้ายของป้ายเราระบุหมายเลขประจำเครื่อง
• นอกจากนี้ตามจำนวนคาบ (จากที่องค์ประกอบ) เรากำหนดจำนวนระดับพลังงานและวาดถัดจากสัญลักษณ์ขององค์ประกอบทางเคมีจำนวนอาร์ค
• จากนั้นตามหมายเลขกลุ่ม จำนวนอิเล็กตรอนในระดับชั้นนอกจะถูกเขียนไว้ใต้ส่วนโค้ง
• ที่ระดับที่ 1 ค่าสูงสุดที่เป็นไปได้คือ 2e ที่สองคือ 8 แล้ว ที่สาม - มากถึง 18 เราเริ่มใส่ตัวเลขภายใต้ส่วนโค้งที่เกี่ยวข้อง
• จำนวนอิเล็กตรอนที่ระดับสุดท้ายจะต้องคำนวณดังนี้ จำนวนอิเล็กตรอนที่ติดอยู่แล้วจะถูกลบออกจากหมายเลขซีเรียลขององค์ประกอบ
• มันยังคงเปลี่ยนวงจรของเราให้เป็นสูตรอิเล็กทรอนิกส์:

นี่คือสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีบางอย่าง:

• 1. เราเขียนองค์ประกอบทางเคมีและหมายเลขซีเรียลของมัน ตัวเลข แสดงจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอม
  2. เราทำสูตร ในการทำเช่นนี้คุณต้องหาจำนวนระดับพลังงานจำนวนช่วงเวลาขององค์ประกอบเป็นพื้นฐานในการพิจารณา
  3. เราแบ่งระดับออกเป็นระดับย่อย

  ด้านล่างนี้ คุณสามารถดูตัวอย่างวิธีการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีได้อย่างถูกต้อง

คุณต้องเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีในลักษณะนี้ คุณต้องดูจำนวนองค์ประกอบในตารางธาตุ เพื่อหาว่ามีอิเล็กตรอนกี่ตัว จากนั้นคุณต้องหาจำนวนระดับซึ่งเท่ากับระยะเวลา จากนั้นระดับย่อยจะถูกเขียนและกรอกใน:

ก่อนอื่นคุณต้องกำหนดจำนวนอะตอมตามตารางธาตุ



ในการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ คุณจะต้องใช้ระบบ Mendeleev เป็นระยะ หาองค์ประกอบทางเคมีของคุณที่นั่นแล้วดูที่คาบ - มันจะเท่ากับจำนวนระดับพลังงาน หมายเลขกลุ่มจะตรงกับจำนวนอิเล็กตรอนในระดับสุดท้าย จำนวนองค์ประกอบจะเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนในเชิงปริมาณ นอกจากนี้ คุณจำเป็นต้องทราบอย่างชัดเจนว่าระดับแรกมีอิเล็กตรอนสูงสุด 2 ตัว ระดับที่สองมี 8 ตัว และระดับที่สามมี 18 ตัว

นี่คือไฮไลท์ นอกจากนี้ บนอินเทอร์เน็ต (รวมถึงเว็บไซต์ของเรา) คุณสามารถค้นหาข้อมูลด้วยสูตรอิเล็กทรอนิกส์สำเร็จรูปสำหรับแต่ละองค์ประกอบ เพื่อให้คุณสามารถตรวจสอบตัวเองได้

การรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีเป็นกระบวนการที่ซับซ้อนมาก คุณไม่สามารถทำได้หากไม่มีตารางพิเศษ และคุณจำเป็นต้องใช้สูตรทั้งหมด เพื่อสรุป คุณต้องทำตามขั้นตอนเหล่านี้:

จำเป็นต้องวาดแผนภาพการโคจรซึ่งจะมีแนวคิดเกี่ยวกับความแตกต่างระหว่างอิเล็กตรอนจากกันและกัน ออร์บิทัลและอิเล็กตรอนถูกเน้นในแผนภาพ

อิเล็กตรอนมีระดับตั้งแต่ล่างขึ้นบนและมีหลายระดับย่อย

อันดับแรก เราหาจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดของอะตอมที่กำหนด

เรากรอกสูตรตามแบบแผนและจดไว้ - นี่จะเป็นสูตรอิเล็กทรอนิกส์



ตัวอย่างเช่น สำหรับไนโตรเจน สูตรนี้มีลักษณะดังนี้ อันดับแรก เราจะจัดการกับอิเล็กตรอน:



และเขียนสูตรลงไปว่า



เข้าใจไหม หลักการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีก่อนอื่นคุณต้องกำหนดจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในอะตอมด้วยตัวเลขในตารางธาตุ หลังจากนั้นคุณต้องกำหนดจำนวนระดับพลังงานโดยพิจารณาจากจำนวนช่วงเวลาที่องค์ประกอบนั้นตั้งอยู่

หลังจากนั้น ระดับจะแบ่งออกเป็นระดับย่อย ซึ่งเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ตามหลักการพลังงานน้อยที่สุด

คุณสามารถตรวจสอบความถูกต้องของการให้เหตุผลของคุณได้โดยดูจากตัวอย่างที่นี่

โดยการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมี คุณสามารถค้นหาจำนวนอิเล็กตรอนและชั้นอิเล็กตรอนในอะตอมหนึ่งๆ รวมทั้งลำดับที่พวกมันถูกกระจายไปตามชั้นต่างๆ

เริ่มต้นด้วยเรากำหนดหมายเลขซีเรียลขององค์ประกอบตามตารางธาตุซึ่งสอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอน จำนวนชั้นอิเล็กตรอนระบุจำนวนคาบ และจำนวนอิเล็กตรอนในชั้นสุดท้ายของอะตอมสอดคล้องกับหมายเลขกลุ่ม

• ก่อนอื่นเราเติม s-sublevel แล้ว p-, db f-sublevels;
• ตามกฎของ Klechkovsky อิเล็กตรอนจะเติมออร์บิทัลเพื่อเพิ่มพลังงานของออร์บิทัลเหล่านี้
• ตามกฎของ Hund อิเล็กตรอนภายในระดับย่อยหนึ่งจะครอบครองออร์บิทัลอิสระทีละตัว จากนั้นจึงจัดเป็นคู่
• ตามหลักการของ Pauli มีอิเล็กตรอนไม่เกิน 2 ตัวในหนึ่งออร์บิทัล

• สูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีแสดงจำนวนชั้นอิเล็กตรอนและจำนวนอิเล็กตรอนที่มีอยู่ในอะตอมและการกระจายตัวของชั้น

  ในการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมี คุณต้องดูตารางธาตุและใช้ข้อมูลที่ได้รับสำหรับองค์ประกอบนี้ หมายเลขซีเรียลขององค์ประกอบในตารางธาตุสอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอม จำนวนชั้นอิเล็กตรอนสอดคล้องกับจำนวนงวด จำนวนอิเล็กตรอนในชั้นอิเล็กตรอนสุดท้ายสอดคล้องกับหมายเลขกลุ่ม

  ต้องจำไว้ว่าในชั้นแรกมีอิเล็กตรอนสูงสุด 2 1s2 อิเล็กตรอนในชั้นที่สอง - สูงสุด 8 (สองวินาทีและหก p: 2s2 2p6) ในชั้นที่สาม - สูงสุด 18 (สองวินาทีหก p และสิบ d: 3s2 3p6 3d10)

  ตัวอย่างเช่น สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของคาร์บอน: C 1s2 2s2 2p2 (หมายเลขซีเรียล 6 งวดหมายเลข 2 กลุ่มหมายเลข 4)

  สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของโซเดียม: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (หมายเลขซีเรียล 11 งวดหมายเลข 3 กลุ่มหมายเลข 1)

  หากต้องการตรวจสอบความถูกต้องของการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ สามารถดูได้ที่เว็บไซต์ www.alhimikov.net

  การร่างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีในแวบแรกอาจดูเหมือนเป็นงานที่ค่อนข้างซับซ้อน แต่ทุกอย่างจะชัดเจนขึ้นหากคุณปฏิบัติตามรูปแบบต่อไปนี้:

  • เขียนออร์บิทัลก่อน
  • เราใส่ตัวเลขไว้ข้างหน้าออร์บิทัลซึ่งระบุจำนวนระดับพลังงาน อย่าลืมสูตรการกำหนดจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดที่ระดับพลังงาน: N=2n2

  และจะหาจำนวนระดับพลังงานได้อย่างไร? ดูตารางธาตุ: ตัวเลขนี้เท่ากับจำนวนงวดที่ธาตุนี้ตั้งอยู่

  • เหนือไอคอนวงโคจร เราเขียนตัวเลขที่ระบุจำนวนอิเล็กตรอนที่อยู่ในวงโคจรนี้

  ตัวอย่างเช่น สูตรอิเล็กทรอนิกส์สำหรับสแกนเดียมจะมีลักษณะดังนี้