การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในช่วงเวลาเล็ก ๆ การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุ ตารางธาตุ.

การกระจายตัวของอิเล็กตรอนเหนือ AO ต่างๆ เรียกว่า การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม. การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์โดยมีพลังงานต่ำที่สุดสอดคล้องกับ สถานะพื้นฐานอะตอม การกำหนดค่าที่เหลืออ้างอิงถึง รัฐตื่นเต้น.

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมนั้นแสดงได้สองวิธี - ในรูปแบบของสูตรอิเล็กทรอนิกส์และแผนภาพการเลี้ยวเบนของอิเล็กตรอน เมื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ จะใช้ตัวเลขควอนตัมหลักและออร์บิทัล ระดับย่อยถูกกำหนดโดยใช้เลขควอนตัมหลัก (ตัวเลข) และเลขควอนตัมในวงโคจร (ตัวอักษรที่สอดคล้องกัน) จำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อยนั้นมีลักษณะเฉพาะด้วยตัวยก ตัวอย่างเช่น สำหรับสถานะพื้นของอะตอมไฮโดรเจน สูตรทางอิเล็กทรอนิกส์คือ: 1 ส 1 .

โครงสร้างของระดับอิเล็กทรอนิกส์สามารถอธิบายได้ครบถ้วนมากขึ้นโดยใช้แผนภาพการเลี้ยวเบนของอิเล็กตรอน โดยการกระจายตัวระหว่างระดับย่อยจะแสดงในรูปของเซลล์ควอนตัม ในกรณีนี้ วงโคจรจะถูกแสดงตามอัตภาพเป็นรูปสี่เหลี่ยมจัตุรัสโดยมีการกำหนดระดับย่อยอยู่ข้างๆ ระดับย่อยในแต่ละระดับควรชดเชยความสูงเล็กน้อย เนื่องจากพลังงานแตกต่างกันเล็กน้อย อิเล็กตรอนจะแสดงด้วยลูกศรหรือ ↓ ขึ้นอยู่กับสัญลักษณ์ของเลขควอนตัมการหมุน แผนภาพการเลี้ยวเบนของอิเล็กตรอนของอะตอมไฮโดรเจน:

หลักการสร้างการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมหลายอิเล็กตรอนคือการเติมโปรตอนและอิเล็กตรอนให้กับอะตอมไฮโดรเจน การกระจายตัวของอิเล็กตรอนตามระดับพลังงานและระดับย่อยจะขึ้นอยู่กับกฎที่กล่าวถึงข้างต้น: หลักการของพลังงานน้อยที่สุด หลักการของเพาลี และกฎของฮุนด์

เมื่อคำนึงถึงโครงสร้างของการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม องค์ประกอบที่รู้จักทั้งหมดตามค่าของจำนวนควอนตัมการโคจรของระดับย่อยที่เติมล่าสุดสามารถแบ่งออกเป็นสี่กลุ่ม: ส-องค์ประกอบ พี-องค์ประกอบ ง-องค์ประกอบ ฉ-องค์ประกอบ

ในอะตอมฮีเลียม เขา (Z=2) อิเล็กตรอนตัวที่สองครอบครอง 1 ส-ออร์บิทัล สูตรอิเล็กทรอนิกส์: 1 ส 2. แผนภาพการเลี้ยวเบนของอิเล็กตรอน:

ฮีเลียมสิ้นสุดช่วงเวลาที่สั้นที่สุดของตารางธาตุ การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของฮีเลียมแสดงโดย

ช่วงที่สองเปิดโดยลิเธียม Li (Z=3) ซึ่งเป็นสูตรอิเล็กทรอนิกส์: แผนภาพการเลี้ยวเบนของอิเล็กตรอน:

ต่อไปนี้เป็นแผนภาพการเลี้ยวเบนของอิเล็กตรอนแบบง่ายของอะตอมของธาตุที่มีวงโคจรที่มีระดับพลังงานเท่ากันอยู่ที่ความสูงเท่ากัน ระดับย่อยภายในที่เติมเต็มจะไม่แสดง

หลังจากที่ลิเธียมกลายเป็นเบริลเลียม Be (Z=4) ซึ่งมีอิเล็กตรอนเพิ่มเติมมาเติม 2 ส-วงโคจร สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของ Be: 2 ส 2

ในสถานะพื้น อิเล็กตรอนโบรอนถัดไป B (z=5) ครอบครอง 2 ร-ออร์บิทอล, V:1 ส 2 2ส 2 2พี 1 ; แผนภาพการเลี้ยวเบนของอิเล็กตรอน:

องค์ประกอบห้าประการต่อไปนี้มีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์:

ค (Z=6): 2 ส 2 2พี 2 นิวตัน (Z=7): 2 ส 2 2พี 3

โอ (Z=8): 2 ส 2 2พี 4F (Z=9): 2 ส 2 2พี 5

เนย์ (Z=10): 2 ส 2 2พี 6

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่กำหนดจะถูกกำหนดโดยกฎของ Hund

ระดับพลังงานที่หนึ่งและสองของนีออนเต็มไปหมด ให้เราแสดงถึงการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์และจะใช้ในอนาคตเพื่อความกระชับในการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบ

Sodium Na (Z=11) และ Mg (Z=12) เปิดช่วงที่สาม อิเล็กตรอนชั้นนอกครอบครอง 3 ส-วงโคจร:

นา (Z=11): 3 ส 1

มก. (Z=12): 3 ส 2

จากนั้นเริ่มด้วยอลูมิเนียม (Z=13) ใส่ 3 ร-ระดับย่อย คาบที่สามลงท้ายด้วยอาร์กอน Ar (Z=18):

อัล (Z=13): 3 ส 2 3พี 1

อาร์ (Z=18): 3 ส 2 3พี 6

องค์ประกอบของช่วงที่สามแตกต่างจากองค์ประกอบของช่วงที่สองตรงที่มี 3 ฟรี ง-ออร์บิทัลที่สามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวได้ พันธะเคมี. สิ่งนี้จะอธิบายสถานะเวเลนซ์ที่แสดงโดยองค์ประกอบ

ในช่วงที่สี่ตามหลักเกณฑ์ ( n+ล), โพแทสเซียม K (Z=19) และแคลเซียม Ca (Z=20) มีอิเล็กตรอน 4 ตัว ส-ระดับย่อย ไม่ใช่ 3 ง.เริ่มต้นด้วย scandium Sc (Z=21) และลงท้ายด้วยสังกะสี Zn (Z=30) จะเกิดการอุด3 ง-ระดับย่อย:

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ ง- องค์ประกอบสามารถแสดงได้ในรูปแบบไอออนิก: ระดับย่อยจะแสดงตามลำดับที่เพิ่มขึ้นของเลขควอนตัมหลักและคงที่ n– เพื่อเพิ่มจำนวนควอนตัมของวงโคจร ตัวอย่างเช่น สำหรับ Zn รายการดังกล่าวจะมีลักษณะดังนี้: ทั้งสองรายการมีค่าเท่ากัน แต่สูตรสังกะสีที่ให้ไว้ก่อนหน้านี้สะท้อนถึงลำดับการเติมระดับย่อยอย่างถูกต้อง

ในแถวที่ 3 ง- องค์ประกอบในโครเมียม Cr (Z=24) มีการเบี่ยงเบนไปจากกฎ ( n+ล). ตามกฎนี้ การกำหนดค่า Cr ควรมีลักษณะดังนี้: มีการพิสูจน์แล้วว่าการกำหนดค่าที่แท้จริงของมันคือ - บางครั้งผลกระทบนี้เรียกว่า "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอน ผลกระทบดังกล่าวอธิบายได้ด้วยความต้านทานที่เพิ่มขึ้นครึ่งหนึ่ง ( พี 3 , ง 5 , ฉ 7) และสมบูรณ์ ( พี 6 , ง 10 , ฉ 14) ระดับย่อยที่เต็มไป

การเบี่ยงเบนไปจากกฎ ( n+ล) ยังถูกสังเกตพบในองค์ประกอบอื่นๆ (ตารางที่ 6) นี่เป็นเพราะความจริงที่ว่าเมื่อจำนวนควอนตัมหลักเพิ่มขึ้น ความแตกต่างระหว่างพลังงานของระดับย่อยจะลดลง

ต่อไปมาเติม 4 พี-ระดับย่อย (Ga - Kr) ช่วงที่สี่มีเพียง 18 องค์ประกอบเท่านั้น การเติม 5 เกิดขึ้นในลักษณะเดียวกัน ส-, 4ง- และ 5 พี- ระดับย่อย 18 องค์ประกอบของช่วงที่ห้า โปรดทราบว่าพลังงานคือ 5 ส- และ 4 ง-ระดับย่อยอยู่ใกล้กันมากและอิเล็กตรอนมี 5 ส-ระดับย่อยสามารถย้ายไปที่ 4 ได้อย่างง่ายดาย ง-ระดับย่อย เวลา 5 ส- ระดับย่อย Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag มีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียว ในสถานะพื้นดิน 5 ส-ระดับย่อย Pd ยังไม่เต็ม มีการสังเกต "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอนสองตัว

ในช่วงที่ 6 หลังจากกรอก 6 ส-ระดับย่อยของซีเซียม Cs (Z=55) และแบเรียม Ba (Z=56) อิเล็กตรอนตัวถัดไปตามกฎ ( n+ล) ควรใช้เวลา 4 ฉ-ระดับย่อย อย่างไรก็ตาม ในแลนทานัม La (Z=57) อิเล็กตรอนจะไปที่ 5 ง-ระดับย่อย เติมไปครึ่งหนึ่ง (4 ฉ 7) 4ฉ-ระดับย่อยมีความคงตัวเพิ่มขึ้น ดังนั้นแกโดลิเนียมจึงมี Gd (Z=64) ถัดจากยูโรเพียม Eu (Z=63) คูณ 4 ฉ- ระดับย่อยยังคงมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่าเดิม (7) และอิเล็กตรอนตัวใหม่มาถึงที่ 5 ง-ระดับย่อยทำลายกฎ ( n+ล). ในเทอร์เบียม Tb (Z=65) อิเล็กตรอนตัวถัดไปจะครอบครอง 4 ฉ-ระดับย่อยและการเปลี่ยนผ่านของอิเล็กตรอนจาก 5 ง-ระดับย่อย (การกำหนดค่า 4 ฉ 9 6ส 2). การกรอก 4 ฉ-ระดับย่อยสิ้นสุดที่อิตเทอร์เบียม Yb (Z=70) อิเล็กตรอนตัวถัดไปของอะตอมลูเทเซียม Lu ครอบครอง 5 ง-ระดับย่อย การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์แตกต่างจากอะตอมแลนทานัมเฉพาะในกรณีที่เติมให้เต็ม 4 ฉ-ระดับย่อย

ตารางที่ 6

ข้อยกเว้นจาก ( n+ล) – กฎสำหรับ 86 องค์ประกอบแรก

ปัจจุบันในตารางธาตุ D.I. Mendeleev ภายใต้ scandium Sc และ yttrium Y บางครั้งพบ lutetium (ไม่ใช่แลนทานัม) เป็นชนิดแรก ง-ธาตุและธาตุทั้ง 14 ธาตุที่อยู่ข้างหน้านั้น รวมทั้งแลนทานัม เข้าไปด้วย กลุ่มพิเศษ แลนทาไนด์เกินกว่าตารางธาตุ

คุณสมบัติทางเคมีขององค์ประกอบถูกกำหนดโดยโครงสร้างของระดับอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกเป็นหลัก การเปลี่ยนแปลงจำนวนอิเล็กตรอนในอันดับที่สามภายนอก 4 ฉ-ระดับย่อยมีผลเพียงเล็กน้อยต่อคุณสมบัติทางเคมีของธาตุ ดังนั้นทั้ง 4 ฉ-ธาตุมีคุณสมบัติคล้ายคลึงกัน ต่อมาช่วงที่ 6 จะครบ 5 บริบูรณ์ ง-ระดับย่อย (Hf – Hg) และ 6 พี-ระดับย่อย (Tl – Rn)

ในช่วงที่เจ็ด 7 ส-ระดับย่อยเต็มไปด้วยแฟรนเซียม Fr (Z=87) และเรเดียม Ra (Z=88) ดอกไม้ทะเลแสดงการเบี่ยงเบนไปจากกฎ ( n+ล) และอิเล็กตรอนตัวถัดไปมีจำนวน 6 ง-ระดับย่อย ไม่ใช่ 5 ฉ. ถัดมาคือกลุ่มขององค์ประกอบ (Th – No) โดยเติมเลข 5 ลงไป ฉ-ระดับย่อยที่ก่อตัวเป็นครอบครัว แอกติไนด์. โปรดทราบว่า 6 ง- และ 5 ฉ- ระดับย่อยมีพลังงานใกล้เคียงกันซึ่งการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแอกติไนด์มักจะไม่เป็นไปตามกฎ ( n+ล). แต่ในกรณีนี้ค่าการกำหนดค่าที่แน่นอนคือ 5 ฉ 5ดี มไม่สำคัญนักเพราะมันมีผลกระทบค่อนข้างน้อย คุณสมบัติทางเคมีองค์ประกอบ.

ในลอเรนเซียม Lr (Z=103) อิเล็กตรอนตัวใหม่มาถึงที่ 6 ง-ระดับย่อย บางครั้งองค์ประกอบนี้อยู่ใต้ลูทีเซียมในตารางธาตุ ช่วงที่เจ็ดยังไม่แล้วเสร็จ องค์ประกอบ 104 - 109 ไม่เสถียรและยังไม่ค่อยมีใครรู้จักคุณสมบัติขององค์ประกอบเหล่านี้ ดังนั้นเมื่อประจุของนิวเคลียสเพิ่มขึ้น โครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ที่คล้ายกันของระดับภายนอกจะถูกทำซ้ำเป็นระยะ ในเรื่องนี้ควรคาดหวังการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติต่าง ๆ ขององค์ประกอบเป็นระยะ

โปรดทราบว่าการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่อธิบายไว้อ้างอิงถึงอะตอมที่แยกได้ในเฟสก๊าซ โครงสร้างอะตอมของธาตุอาจแตกต่างกันอย่างสิ้นเชิงหากอะตอมอยู่ในของแข็งหรือสารละลาย

นักฟิสิกส์ชาวสวิส W. Pauli ในปีพ. ศ. 2468 ได้กำหนดว่าในอะตอมในหนึ่งวงโคจรนั้นจะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัวที่มีการหมุนตรงข้าม (ตรงกันข้าม) (แปลจากภาษาอังกฤษว่า "แกนหมุน") นั่นคือมีคุณสมบัติดังกล่าวที่สามารถทำได้ตามอัตภาพ จินตนาการว่าตัวเองเป็นการหมุนของอิเล็กตรอนรอบแกนจินตนาการ: ตามเข็มนาฬิกาหรือทวนเข็มนาฬิกา หลักการนี้เรียกว่าหลักการเปาลี

หากมีอิเล็กตรอนตัวหนึ่งอยู่ในวงโคจร เรียกว่า unpaired หากมีสองตัว อิเล็กตรอนเหล่านี้จะจับคู่กัน นั่นคืออิเล็กตรอนที่มีการหมุนตรงข้ามกัน

รูปที่ 5 แสดงแผนภาพการแบ่งระดับพลังงานออกเป็นระดับย่อย

S-Orbital ดังที่คุณทราบอยู่แล้วว่ามีรูปร่างเป็นทรงกลม อิเล็กตรอนของอะตอมไฮโดรเจน (s = 1) อยู่ในวงโคจรนี้และไม่มีการจับคู่ ดังนั้นสูตรอิเล็กทรอนิกส์หรือการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์จะถูกเขียนดังนี้: 1s 1. ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ จำนวนระดับพลังงานจะแสดงด้วยตัวเลขที่อยู่หน้าตัวอักษร (1 ...) ตัวอักษรละตินระบุระดับย่อย (ประเภทของวงโคจร) และตัวเลขซึ่งเขียนไว้ที่มุมขวาบนของ ตัวอักษร (เป็นเลขชี้กำลัง) แสดงจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อย

สำหรับอะตอมฮีเลียม He ซึ่งมีอิเล็กตรอนคู่กัน 2 ตัวใน s-orbital เดียว สูตรนี้คือ: 1s 2

เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมฮีเลียมมีความสมบูรณ์และเสถียรมาก ฮีเลียมเป็นก๊าซมีตระกูล

ที่ระดับพลังงานที่สอง (n = 2) จะมีวงโคจรสี่วง: หนึ่ง s และสาม p อิเล็กตรอนของ s-orbital ระดับที่สอง (2s-orbitals) มีพลังงานสูงกว่า เนื่องจากพวกมันอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากกว่าอิเล็กตรอนของ 1s-orbital (n = 2)

โดยทั่วไป สำหรับแต่ละค่าของ n จะมี 1 s ออร์บิทัล แต่ด้วยการจ่ายพลังงานอิเล็กตรอนที่สอดคล้องกัน ดังนั้น ด้วยเส้นผ่านศูนย์กลางที่สอดคล้องกัน จึงเพิ่มขึ้นเมื่อค่า n เพิ่มขึ้น

R-Orbital มีรูปร่างคล้ายดัมเบลหรือรูปแปดมิติ p-orbitals ทั้งสามอยู่ในอะตอมตั้งฉากกันตามพิกัดเชิงพื้นที่ที่ดึงผ่านนิวเคลียสของอะตอม ควรเน้นย้ำอีกครั้งว่าแต่ละระดับพลังงาน (ชั้นอิเล็กทรอนิกส์) โดยเริ่มจาก n = 2 มี p-orbitals 3 ตัว เมื่อค่า n เพิ่มขึ้น อิเล็กตรอนจะครอบครอง p-orbitals ซึ่งอยู่ห่างจากนิวเคลียสไปมากและพุ่งไปตามแกน x, y, z

สำหรับองค์ประกอบของคาบที่สอง (n = 2) ให้เติม b-ออร์บิทัลหนึ่งอันแรก จากนั้นจึงเติม p-ออร์บิทัลอีกสามอัน สูตรอิเล็กทรอนิกส์ 1l: 1s 2 2s 1. อิเล็กตรอนจะถูกจับกับนิวเคลียสของอะตอมอย่างหลวมๆ มากกว่า ดังนั้นอะตอมลิเธียมจึงสามารถยอมแพ้ได้ง่าย (ดังที่คุณจำได้ว่ากระบวนการนี้เรียกว่าออกซิเดชัน) กลายเป็น Li+ ไอออน

ในอะตอมเบริลเลียม Be 0 อิเล็กตรอนตัวที่สี่ก็อยู่ในวงโคจร 2s เช่นกัน: 1s 2 2s 2 อิเล็กตรอนชั้นนอกสองตัวของอะตอมเบริลเลียมแยกจากกันได้ง่าย - Be 0 จะถูกออกซิไดซ์เป็นไอออนบวก Be 2+

ในอะตอมโบรอน อิเล็กตรอนตัวที่ 5 ครอบครองวงโคจร 2p: 1s 2 2s 2 2p 1 ถัดไป อะตอม C, N, O, E จะเต็มไปด้วยออร์บิทัล 2p ซึ่งลงท้ายด้วยนีออนก๊าซมีตระกูล: 1s 2 2s 2 2p 6

สำหรับองค์ประกอบของคาบที่สาม ออร์บิทัล Sv และ Sr จะถูกเติมตามลำดับ d-orbitals ห้าจุดของระดับที่สามยังคงเป็นอิสระ:

บางครั้งในแผนภาพที่แสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนในอะตอมจะมีการระบุเพียงจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานนั่นคือเขียนสูตรอะตอมทางอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อ องค์ประกอบทางเคมีตรงกันข้ามกับสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบเต็มที่ให้ไว้ข้างต้น

สำหรับองค์ประกอบของคาบใหญ่ (ที่สี่และห้า) อิเล็กตรอนสองตัวแรกจะครอบครองออร์บิทัลที่ 4 และ 5 ตามลำดับ: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2 เริ่มจากองค์ประกอบที่สามของแต่ละช่วงหลัก อิเล็กตรอน 10 ตัวถัดไปจะเข้าสู่ออร์บิทัล 3 มิติและ 4 มิติก่อนหน้า ตามลำดับ (สำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยด้านข้าง): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 ตร. 2, 8, 14, 2; 40 ซ 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2 ตามกฎแล้ว เมื่อระดับย่อย d ก่อนหน้าถูกเติมเต็ม ระดับย่อย p ภายนอก (4p- และ 5p ตามลำดับ) จะเริ่มเติม

สำหรับองค์ประกอบของช่วงเวลาขนาดใหญ่ - ที่หกและเจ็ดที่ไม่สมบูรณ์ - ระดับอิเล็กทรอนิกส์และระดับย่อยจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตามกฎเช่นนี้: อิเล็กตรอนสองตัวแรกจะไปที่ระดับย่อย b ด้านนอก: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87ก. 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; อิเล็กตรอนตัวถัดไป (สำหรับ Na และ Ac) ไปยังอิเล็กตรอนก่อนหน้า (p-sublevel: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 และ 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2

จากนั้นอิเล็กตรอน 14 ตัวถัดไปจะเข้าสู่ระดับพลังงานภายนอกที่สามในวงโคจร 4f และ 5f ของแลนทาไนด์และแอกติไนด์ ตามลำดับ

จากนั้นระดับพลังงานภายนอกที่สอง (d-sublevel) จะเริ่มสร้างขึ้นอีกครั้ง: สำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยด้านข้าง: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - และสุดท้าย หลังจากระดับปัจจุบันเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน 10 ตัวเท่านั้น ระดับย่อย p ด้านนอกจะถูกเติมอีกครั้ง:

86 ร.2, 8, 18, 32, 18, 8.

บ่อยครั้งที่โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมถูกแสดงโดยใช้พลังงานหรือเซลล์ควอนตัม - เรียกว่าเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิก สำหรับการใช้งานการบันทึกครั้งนี้ การกำหนดดังต่อไปนี้: แต่ละเซลล์ควอนตัมถูกกำหนดโดยเซลล์ที่สอดคล้องกับหนึ่งออร์บิทัล อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะถูกระบุด้วยลูกศรที่สอดคล้องกับทิศทางการหมุน เมื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิกคุณควรจำกฎสองข้อ: หลักการของ Pauli ซึ่งในเซลล์ (ออร์บิทัล) จะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว แต่มีการหมุนแบบขนานกันและกฎของ F. Hund ตามกฎของอิเล็กตรอนตัวใด ครอบครองเซลล์อิสระ (ออร์บิทัล) และอยู่ใน ตอนแรกจะทีละเซลล์และมีค่าการหมุนเท่ากัน จากนั้นจึงจับคู่กัน แต่การหมุนจะมุ่งไปในทิศทางตรงกันข้ามตามหลักการของเพาลี

โดยสรุป ให้เราพิจารณาการแสดงการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบอีกครั้งตามช่วงเวลาของระบบ D.I. Mendeleev แผนภาพโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนผ่านชั้นอิเล็กทรอนิกส์ (ระดับพลังงาน)

ในอะตอมฮีเลียม ชั้นอิเล็กตรอนชั้นแรกจะเสร็จสมบูรณ์ - มีอิเล็กตรอน 2 ตัว

ไฮโดรเจนและฮีเลียมเป็นองค์ประกอบ s โดย s-orbital ของอะตอมเหล่านี้เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

องค์ประกอบของช่วงที่สอง

สำหรับองค์ประกอบทั้งหมดของคาบที่สอง ชั้นอิเล็กตรอนชั้นแรกจะถูกเติมเต็ม และอิเล็กตรอนจะเติม e- และ p-ออร์บิทัลของชั้นอิเล็กตรอนที่สองตามหลักการของพลังงานน้อยที่สุด (s- ตัวแรก จากนั้น p) และพอลีและ กฎนับร้อย (ตารางที่ 2)

ในอะตอมนีออน ชั้นอิเล็กตรอนที่สองจะเสร็จสมบูรณ์ - มีอิเล็กตรอน 8 ตัว

ตารางที่ 2 โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในช่วงที่สอง

ท้ายตาราง. 2

Li, Be เป็นองค์ประกอบ b

B, C, N, O, F, Ne เป็นองค์ประกอบ p โดยอะตอมเหล่านี้มี p-orbitals ที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

องค์ประกอบของยุคที่สาม

สำหรับอะตอมขององค์ประกอบในช่วงที่สาม ชั้นอิเล็กทรอนิกส์ที่หนึ่งและสองจะเสร็จสมบูรณ์ ดังนั้นชั้นอิเล็กทรอนิกส์ที่สามจึงถูกเติมเต็ม ซึ่งอิเล็กตรอนสามารถครอบครองระดับย่อย 3s, 3p และ 3d (ตารางที่ 3)

ตารางที่ 3 โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในช่วงที่สาม

อะตอมแมกนีเซียมทำให้วงโคจรของอิเล็กตรอน 3s สมบูรณ์ Na และ Mg เป็นองค์ประกอบ S

อะตอมอาร์กอนมีอิเล็กตรอน 8 ตัวในชั้นนอก (ชั้นอิเล็กตรอนที่สาม) ในฐานะชั้นนอก มันเสร็จสมบูรณ์แล้ว แต่โดยรวมแล้วในชั้นอิเล็กตรอนที่สาม ดังที่คุณทราบอยู่แล้วว่าอาจมีอิเล็กตรอนได้ 18 ตัว ซึ่งหมายความว่าองค์ประกอบของคาบที่สามนั้นมีออร์บิทัล 3 มิติที่ยังไม่ได้เติมเต็ม

องค์ประกอบทั้งหมดตั้งแต่ Al ถึง Ar เป็นองค์ประกอบ p องค์ประกอบ s และ p ก่อตัวเป็นกลุ่มย่อยหลักในตารางธาตุ

ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ปรากฏในอะตอมโพแทสเซียมและแคลเซียม และระดับย่อย 4s จะถูกเติมเต็ม (ตารางที่ 4) เนื่องจากมีพลังงานต่ำกว่าระดับย่อย 3d เพื่อลดความซับซ้อนของสูตรอิเล็กทรอนิกส์เชิงกราฟิกของอะตอมขององค์ประกอบของคาบที่สี่: 1) ให้เราแสดงสูตรอิเล็กทรอนิกส์เชิงกราฟิกทั่วไปของอาร์กอนดังนี้:
อาร์;

2) เราจะไม่พรรณนาถึงระดับย่อยที่ไม่ได้เต็มไปด้วยอะตอมเหล่านี้

ตารางที่ 4 โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในช่วงที่สี่

K, Ca - องค์ประกอบ s รวมอยู่ในกลุ่มย่อยหลัก ในอะตอมตั้งแต่ Sc ถึง Zn ระดับย่อยที่ 3 จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน เหล่านี้คือองค์ประกอบ Zy พวกมันรวมอยู่ในกลุ่มย่อยรอง ชั้นอิเล็กทรอนิกส์ชั้นนอกสุดถูกเติมเต็ม และจัดเป็นองค์ประกอบการเปลี่ยนแปลง

ให้ความสนใจกับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมโครเมียมและทองแดง ในนั้นมี "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากระดับย่อยที่ 4 ถึงระดับที่ 3 ซึ่งอธิบายได้จากความเสถียรของพลังงานที่มากขึ้นของการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่เกิดขึ้น Zd 5 และ Zd 10:

ในอะตอมสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนที่สามจะเสร็จสมบูรณ์ - ระดับย่อย 3s, 3p และ 3d ทั้งหมดจะถูกเติมเต็มลงไป โดยมีอิเล็กตรอนทั้งหมด 18 ตัว

ในองค์ประกอบถัดจากสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ ซึ่งเป็นระดับย่อย 4p ยังคงถูกเติมเต็มต่อไป: องค์ประกอบจาก Ga ถึง Kr เป็นองค์ประกอบ p

อะตอมคริปทอนมีชั้นนอก (ชั้นที่สี่) ที่สมบูรณ์และมีอิเล็กตรอน 8 ตัว แต่อย่างที่คุณทราบ โดยรวมแล้วสามารถมีอิเล็กตรอนได้ 32 ตัวในชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ อะตอมคริปทอนยังคงมีระดับย่อย 4d และ 4f ที่ยังไม่สำเร็จ

สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่ห้า ระดับย่อยจะถูกกรอกตามลำดับต่อไปนี้: 5s-> 4d -> 5p และยังมีข้อยกเว้นที่เกี่ยวข้องกับ "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอนใน 41 Nb, 42 MO เป็นต้น

ในช่วงที่หกและเจ็ด องค์ประกอบจะปรากฏขึ้น นั่นคือองค์ประกอบที่มีการเติมระดับย่อย 4f- และ 5f ของชั้นอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกที่สามตามลำดับ

ธาตุ 4f เรียกว่า แลนทาไนด์

ธาตุ 5f เรียกว่า แอกติไนด์

ลำดับของการเติมระดับย่อยอิเล็กทรอนิกส์ในอะตอมขององค์ประกอบของคาบที่หก: องค์ประกอบ 55 Сs และ 56 Ва - 6s;

57 ลา... 6s 2 5d 1 - 5d องค์ประกอบ; 58 Ce - 71 Lu - องค์ประกอบ 4f; 72 Hf - 80 Hg - องค์ประกอบ 5d; 81 Tl— 86 Rn—6p องค์ประกอบ แต่ที่นี่ก็มีองค์ประกอบที่ลำดับของการเติมออร์บิทัลของอิเล็กตรอนนั้น "ถูกละเมิด" ซึ่งตัวอย่างเช่นมีความเกี่ยวข้องกับความเสถียรของพลังงานที่มากขึ้นของระดับย่อยครึ่งหนึ่งและเต็มไปหมด f นั่นคือ nf 7 และ nf 14 .

องค์ประกอบทั้งหมดตามที่คุณเข้าใจแล้วนั้นขึ้นอยู่กับระดับย่อยของอะตอมที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนจะแบ่งออกเป็นสี่ตระกูลหรือบล็อกอิเล็กทรอนิกส์ (รูปที่ 7)

1) s-องค์ประกอบ; b-sublevel ของระดับภายนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ธาตุ s ได้แก่ ไฮโดรเจน ฮีเลียม และธาตุของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม I และ II

2) องค์ประกอบ p; p-sublevel ของระดับภายนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบ p รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม III-VIII

3) องค์ประกอบ d; d-sublevel ของระดับก่อนภายนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบ d รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยรองของกลุ่ม I-VIII นั่นคือองค์ประกอบของปลั๊กอินหลายทศวรรษในช่วงเวลาขนาดใหญ่ที่ตั้งอยู่ระหว่างองค์ประกอบ s- และ p เรียกอีกอย่างว่าองค์ประกอบการเปลี่ยนแปลง

4) องค์ประกอบ f ระดับย่อย f ของระดับภายนอกที่สามของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน เหล่านี้รวมถึงแลนทาไนด์และแอกติไนด์

1. จะเกิดอะไรขึ้นหากไม่ปฏิบัติตามหลักการของเปาลี?

2. จะเกิดอะไรขึ้นหากไม่ปฏิบัติตามกฎของฮุนด์?

3. สร้างไดอะแกรมของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ สูตรอิเล็กทรอนิกส์ และสูตรอิเล็กทรอนิกส์กราฟิกของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีต่อไปนี้: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa

4. เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์สำหรับองค์ประกอบ #110 โดยใช้สัญลักษณ์ก๊าซมีตระกูลที่เหมาะสม

5. “การจุ่ม” อิเล็กตรอนคืออะไร? ยกตัวอย่างองค์ประกอบที่มีการสังเกตปรากฏการณ์นี้ เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของพวกเขา

6. การเป็นเจ้าขององค์ประกอบทางเคมีในตระกูลอิเล็กทรอนิกส์นั้นถูกกำหนดอย่างไร?

7. เปรียบเทียบสูตรอิเล็กทรอนิกส์และกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมกำมะถัน ที่ ข้อมูลเพิ่มเติมสูตรสุดท้ายมีมั้ย?

>> เคมี: การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี

นักฟิสิกส์ชาวสวิส W. Pauli ในปีพ. ศ. 2468 ได้กำหนดว่าในอะตอมในหนึ่งวงโคจรนั้นจะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัวที่มีการหมุนตรงข้าม (ตรงกันข้าม) (แปลจากภาษาอังกฤษว่า "แกนหมุน") นั่นคือมีคุณสมบัติดังกล่าวที่สามารถทำได้ตามอัตภาพ จินตนาการว่าตัวเองเป็นการหมุนของอิเล็กตรอนรอบแกนจินตนาการ: ตามเข็มนาฬิกาหรือทวนเข็มนาฬิกา หลักการนี้เรียกว่าหลักการเปาลี

หากมีอิเล็กตรอนตัวหนึ่งอยู่ในวงโคจร เรียกว่า unpaired หากมีสองตัว อิเล็กตรอนเหล่านี้จะจับคู่กัน นั่นคืออิเล็กตรอนที่มีการหมุนตรงข้ามกัน

รูปที่ 5 แสดงแผนภาพการแบ่งระดับพลังงานออกเป็นระดับย่อย

ดังที่คุณทราบแล้วว่า S-orbital มีรูปร่างเป็นทรงกลม อิเล็กตรอนของอะตอมไฮโดรเจน (s = 1) อยู่ในวงโคจรนี้และไม่มีการจับคู่ ดังนั้นสูตรอิเล็กทรอนิกส์หรือการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์จะถูกเขียนดังนี้: 1s 1. ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ จำนวนระดับพลังงานจะแสดงด้วยตัวเลขที่อยู่หน้าตัวอักษร (1 ...) ตัวอักษรละตินระบุระดับย่อย (ประเภทของวงโคจร) และตัวเลขซึ่งเขียนไว้ที่มุมขวาบนของ ตัวอักษร (เป็นเลขชี้กำลัง) แสดงจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อย

สำหรับอะตอมฮีเลียม He ซึ่งมีอิเล็กตรอนคู่กัน 2 ตัวใน s-orbital เดียว สูตรนี้คือ: 1s 2

เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมฮีเลียมมีความสมบูรณ์และเสถียรมาก ฮีเลียมเป็นก๊าซมีตระกูล

ที่ระดับพลังงานที่สอง (n = 2) จะมีวงโคจรสี่วง: หนึ่ง s และสาม p อิเล็กตรอนของ s-orbital ระดับที่สอง (2s-orbitals) มีพลังงานสูงกว่า เนื่องจากพวกมันอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากกว่าอิเล็กตรอนของ 1s-orbital (n = 2)

โดยทั่วไป สำหรับแต่ละค่าของ n จะมี 1 s ออร์บิทัล แต่ด้วยการจ่ายพลังงานอิเล็กตรอนที่สอดคล้องกัน ดังนั้น ด้วยเส้นผ่านศูนย์กลางที่สอดคล้องกัน จึงเพิ่มขึ้นเมื่อค่า n เพิ่มขึ้น

p-Orbital มีรูปร่างเหมือนดัมเบลหรือรูปสามมิติแปด p-orbitals ทั้งสามอยู่ในอะตอมตั้งฉากกันตามพิกัดเชิงพื้นที่ที่ดึงผ่านนิวเคลียสของอะตอม ควรเน้นย้ำอีกครั้งว่าแต่ละระดับพลังงาน (ชั้นอิเล็กทรอนิกส์) โดยเริ่มจาก n = 2 มี p-orbitals 3 ตัว เมื่อค่า n เพิ่มขึ้น อิเล็กตรอนจะครอบครอง p-orbitals ซึ่งอยู่ห่างจากนิวเคลียสไปมากและพุ่งไปตามแกน x, y, z

สำหรับองค์ประกอบของคาบที่สอง (n = 2) ให้เติม b-ออร์บิทัลหนึ่งอันแรก จากนั้นจึงเติม p-ออร์บิทัลอีกสามอัน สูตรอิเล็กทรอนิกส์ 1l: 1s 2 2s 1. อิเล็กตรอนจะถูกจับกับนิวเคลียสของอะตอมอย่างหลวมๆ มากกว่า ดังนั้นอะตอมลิเธียมจึงสามารถยอมแพ้ได้ง่าย (ดังที่คุณจำได้ว่ากระบวนการนี้เรียกว่าออกซิเดชัน) กลายเป็น Li+ ไอออน

ในอะตอมเบริลเลียม Be 0 อิเล็กตรอนตัวที่สี่ก็อยู่ในวงโคจร 2s เช่นกัน: 1s 2 2s 2 อิเล็กตรอนชั้นนอกสองตัวของอะตอมเบริลเลียมนั้นแยกออกได้ง่าย - Be 0 จะถูกออกซิไดซ์เป็นไอออนบวก Be 2+

ในอะตอมโบรอน อิเล็กตรอนตัวที่ 5 ครอบครองวงโคจร 2p: 1s 2 2s 2 2p 1 ถัดไป อะตอม C, N, O, E จะเต็มไปด้วยออร์บิทัล 2p ซึ่งลงท้ายด้วยนีออนก๊าซมีตระกูล: 1s 2 2s 2 2p 6

สำหรับองค์ประกอบของคาบที่สาม ออร์บิทัล Sv และ Sr จะถูกเติมตามลำดับ d-orbitals ห้าจุดของระดับที่สามยังคงเป็นอิสระ:

11 นา 1s 2 2s 2 Sv1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Ёр^Зр6.

บางครั้งในแผนภาพที่แสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนในอะตอมจะมีการระบุเพียงจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานเท่านั้นนั่นคือสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีที่ถูกเขียนตรงกันข้ามกับสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบเต็มที่ให้ไว้ข้างต้น

สำหรับองค์ประกอบของคาบใหญ่ (ที่สี่และห้า) อิเล็กตรอนสองตัวแรกจะครอบครองออร์บิทัลที่ 4 และ 5 ตามลำดับ: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2 เริ่มจากองค์ประกอบที่สามของแต่ละช่วงหลัก อิเล็กตรอน 10 ตัวถัดไปจะเข้าสู่ออร์บิทัล 3 มิติและ 4 มิติก่อนหน้า ตามลำดับ (สำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยด้านข้าง): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 ตร. 2, 8, 14, 2; 40 ซ 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2 ตามกฎแล้ว เมื่อระดับย่อย d ก่อนหน้าถูกเติมเต็ม ระดับย่อย p ภายนอก (4p- และ 5p ตามลำดับ) จะเริ่มเติม

สำหรับองค์ประกอบของช่วงเวลาขนาดใหญ่ - ที่หกและเจ็ดที่ไม่สมบูรณ์ - ระดับอิเล็กทรอนิกส์และระดับย่อยจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตามกฎเช่นนี้: อิเล็กตรอนสองตัวแรกจะไปที่ระดับย่อย b ด้านนอก: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87ก. 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; อิเล็กตรอนตัวถัดไป (สำหรับ Na และ Ac) ไปยังอิเล็กตรอนก่อนหน้า (p-sublevel: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 และ 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2

จากนั้นอิเล็กตรอน 14 ตัวถัดไปจะเข้าสู่ระดับพลังงานภายนอกที่สามในวงโคจร 4f และ 5f ของแลนทาไนด์และแอกติไนด์ ตามลำดับ

จากนั้นระดับพลังงานภายนอกที่สอง (d-sublevel) จะเริ่มสร้างขึ้นอีกครั้ง: สำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยด้านข้าง: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - และสุดท้าย หลังจากระดับปัจจุบันเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน 10 ตัวเท่านั้น ระดับย่อย p ด้านนอกจะถูกเติมอีกครั้ง:

86 ร.2, 8, 18, 32, 18, 8.

บ่อยครั้งที่โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมถูกแสดงโดยใช้พลังงานหรือเซลล์ควอนตัม - เรียกว่าเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิก สำหรับสัญลักษณ์นี้ จะใช้สัญลักษณ์ต่อไปนี้: เซลล์ควอนตัมแต่ละเซลล์ถูกกำหนดโดยเซลล์ที่สอดคล้องกับหนึ่งออร์บิทัล อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะถูกระบุด้วยลูกศรที่สอดคล้องกับทิศทางการหมุน เมื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิกคุณควรจำกฎสองข้อ: หลักการของ Pauli ซึ่งในเซลล์ (ออร์บิทัล) จะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว แต่มีการหมุนแบบขนานกันและกฎของ F. Hund ตามกฎของอิเล็กตรอนตัวใด ครอบครองเซลล์อิสระ (ออร์บิทัล) และอยู่ใน ตอนแรกจะทีละเซลล์และมีค่าการหมุนเท่ากัน จากนั้นจึงจับคู่กัน แต่การหมุนจะมุ่งไปในทิศทางตรงกันข้ามตามหลักการของเพาลี

โดยสรุป ให้เราพิจารณาการแสดงการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบอีกครั้งตามช่วงเวลาของระบบ D.I. Mendeleev แผนภาพโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนผ่านชั้นอิเล็กทรอนิกส์ (ระดับพลังงาน)

ในอะตอมฮีเลียม ชั้นอิเล็กตรอนชั้นแรกจะเสร็จสมบูรณ์ - มีอิเล็กตรอน 2 ตัว

ไฮโดรเจนและฮีเลียมเป็นองค์ประกอบ s โดย s-orbital ของอะตอมเหล่านี้เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

องค์ประกอบของช่วงที่สอง

สำหรับองค์ประกอบทั้งหมดของคาบที่สอง ชั้นอิเล็กตรอนชั้นแรกจะถูกเติมเต็ม และอิเล็กตรอนจะเติม e- และ p-ออร์บิทัลของชั้นอิเล็กตรอนที่สองตามหลักการของพลังงานน้อยที่สุด (s- ตัวแรก จากนั้น p) และพอลีและ กฎนับร้อย (ตารางที่ 2)

ในอะตอมนีออน ชั้นอิเล็กตรอนที่สองจะเสร็จสมบูรณ์ - มีอิเล็กตรอน 8 ตัว

ตารางที่ 2 โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในช่วงที่สอง

ท้ายตาราง. 2

Li, Be - องค์ประกอบ b

B, C, N, O, F, Ne เป็นองค์ประกอบ p โดยอะตอมเหล่านี้มี p-orbitals ที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

องค์ประกอบของยุคที่สาม

สำหรับอะตอมขององค์ประกอบในช่วงที่สาม ชั้นอิเล็กทรอนิกส์ที่หนึ่งและสองจะเสร็จสมบูรณ์ ดังนั้นชั้นอิเล็กทรอนิกส์ที่สามจึงถูกเติมเต็ม ซึ่งอิเล็กตรอนสามารถครอบครองระดับย่อย 3s, 3p และ 3d (ตารางที่ 3)

ตารางที่ 3 โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในช่วงที่สาม

อะตอมแมกนีเซียมทำให้วงโคจรของอิเล็กตรอน 3s สมบูรณ์ ธาตุ Na และ Mg-s

อะตอมอาร์กอนมีอิเล็กตรอน 8 ตัวในชั้นนอก (ชั้นอิเล็กตรอนที่สาม) ในฐานะชั้นนอก มันเสร็จสมบูรณ์แล้ว แต่โดยรวมแล้วในชั้นอิเล็กตรอนที่สาม ดังที่คุณทราบอยู่แล้วว่าอาจมีอิเล็กตรอนได้ 18 ตัว ซึ่งหมายความว่าองค์ประกอบของคาบที่สามนั้นมีออร์บิทัล 3 มิติที่ยังไม่ได้เติมเต็ม

องค์ประกอบทั้งหมดตั้งแต่ Al ถึง Ar เป็นองค์ประกอบ p องค์ประกอบ s และ p ก่อตัวเป็นกลุ่มย่อยหลักในตารางธาตุ

ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ปรากฏในอะตอมโพแทสเซียมและแคลเซียม และระดับย่อย 4s จะถูกเติมเต็ม (ตารางที่ 4) เนื่องจากมีพลังงานต่ำกว่าระดับย่อย 3d เพื่อลดความซับซ้อนของสูตรอิเล็กทรอนิกส์เชิงกราฟิกของอะตอมขององค์ประกอบของคาบที่สี่: 1) ให้เราแสดงสูตรอิเล็กทรอนิกส์เชิงกราฟิกทั่วไปของอาร์กอนดังนี้:
อาร์;

2) เราจะไม่พรรณนาถึงระดับย่อยที่ไม่ได้เต็มไปด้วยอะตอมเหล่านี้

ตารางที่ 4 โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในช่วงที่สี่

K, Ca - องค์ประกอบ s รวมอยู่ในกลุ่มย่อยหลัก ในอะตอมตั้งแต่ Sc ถึง Zn ระดับย่อยที่ 3 จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน เหล่านี้คือองค์ประกอบ Zy พวกมันรวมอยู่ในกลุ่มย่อยรอง ชั้นอิเล็กทรอนิกส์ชั้นนอกสุดถูกเติมเต็ม และจัดเป็นองค์ประกอบการเปลี่ยนแปลง

ให้ความสนใจกับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมโครเมียมและทองแดง ในนั้นมี "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากระดับย่อยที่ 4 ถึงระดับที่ 3 ซึ่งอธิบายได้จากความเสถียรของพลังงานที่มากขึ้นของการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่เกิดขึ้น Zd 5 และ Zd 10:

ในอะตอมสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนที่สามจะเสร็จสมบูรณ์ - ระดับย่อย 3s, 3p และ 3d ทั้งหมดจะถูกเติมเต็มลงไป โดยมีอิเล็กตรอนทั้งหมด 18 ตัว

ในองค์ประกอบถัดจากสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ ซึ่งเป็นระดับย่อย 4p ยังคงถูกเติมเต็มต่อไป: องค์ประกอบจาก Ga ถึง Kr เป็นองค์ประกอบ p

อะตอมคริปทอนมีชั้นนอก (ชั้นที่สี่) ที่สมบูรณ์และมีอิเล็กตรอน 8 ตัว แต่อย่างที่คุณทราบ โดยรวมแล้วสามารถมีอิเล็กตรอนได้ 32 ตัวในชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ อะตอมคริปทอนยังคงมีระดับย่อย 4d และ 4f ที่ยังไม่สำเร็จ

สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่ห้า ระดับย่อยจะถูกกรอกตามลำดับต่อไปนี้: 5s-> 4d -> 5p และยังมีข้อยกเว้นที่เกี่ยวข้องกับ "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอนใน 41 Nb, 42 MO เป็นต้น

ในช่วงที่หกและเจ็ด องค์ประกอบจะปรากฏขึ้น นั่นคือองค์ประกอบที่มีการเติมระดับย่อย 4f- และ 5f ของชั้นอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกที่สามตามลำดับ

ธาตุ 4f เรียกว่า แลนทาไนด์

ธาตุ 5f เรียกว่า แอกติไนด์

ลำดับของการเติมระดับย่อยอิเล็กทรอนิกส์ในอะตอมขององค์ประกอบของคาบที่หก: องค์ประกอบ 55 Сs และ 56 Ва - 6s;

57 ลา... 6s 2 5d 1 - 5d องค์ประกอบ; 58 Ce - 71 Lu - องค์ประกอบ 4f; 72 Hf - 80 Hg - องค์ประกอบ 5d; 81 Tl- 86 Rn - องค์ประกอบ 6p แต่ที่นี่ก็มีองค์ประกอบที่ลำดับของการเติมออร์บิทัลของอิเล็กตรอนนั้น "ถูกละเมิด" ซึ่งตัวอย่างเช่นมีความเกี่ยวข้องกับความเสถียรของพลังงานที่มากขึ้นของระดับย่อยครึ่งหนึ่งและเต็มไปหมด f นั่นคือ nf 7 และ nf 14 .

องค์ประกอบทั้งหมดตามที่คุณเข้าใจแล้วนั้นขึ้นอยู่กับระดับย่อยของอะตอมที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนจะแบ่งออกเป็นสี่ตระกูลหรือบล็อกอิเล็กทรอนิกส์ (รูปที่ 7)

1) s-องค์ประกอบ; b-sublevel ของระดับภายนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ธาตุ s ได้แก่ ไฮโดรเจน ฮีเลียม และธาตุของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม I และ II

2) องค์ประกอบ p; p-sublevel ของระดับภายนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบ p รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม III-VIII

3) องค์ประกอบ d; d-sublevel ของระดับก่อนภายนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบ d รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยรองของกลุ่ม I-VIII นั่นคือองค์ประกอบของปลั๊กอินหลายทศวรรษในช่วงเวลาขนาดใหญ่ที่ตั้งอยู่ระหว่างองค์ประกอบ s- และ p เรียกอีกอย่างว่าองค์ประกอบการเปลี่ยนแปลง

4) องค์ประกอบ f ระดับย่อย f ของระดับภายนอกที่สามของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน เหล่านี้รวมถึงแลนทาไนด์และแอกติไนด์

1. จะเกิดอะไรขึ้นหากไม่ปฏิบัติตามหลักการของเปาลี?

2. จะเกิดอะไรขึ้นหากไม่ปฏิบัติตามกฎของฮุนด์?

3. สร้างไดอะแกรมของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ สูตรอิเล็กทรอนิกส์ และสูตรอิเล็กทรอนิกส์กราฟิกของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีต่อไปนี้: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa

4. เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์สำหรับองค์ประกอบ #110 โดยใช้สัญลักษณ์ก๊าซมีตระกูลที่เหมาะสม

การเติมออร์บิทัลในอะตอมที่ไม่ตื่นเต้นจะดำเนินการในลักษณะที่พลังงานของอะตอมมีน้อยที่สุด (หลักการของพลังงานขั้นต่ำ) ขั้นแรก ออร์บิทัลของระดับพลังงานแรกจะถูกเติมเต็ม จากนั้นครั้งที่สอง และออร์บิทัลของระดับย่อย s จะถูกเติมเข้าไปก่อนเท่านั้น จากนั้นจึงเติมออร์บิทัลของระดับย่อย p เท่านั้น ในปี 1925 นักฟิสิกส์ชาวสวิส ดับบลิว เพาลี ได้ก่อตั้งหลักการพื้นฐานของกลศาสตร์ควอนตัมของวิทยาศาสตร์ธรรมชาติ (หลักการของเพาลี หรือที่เรียกว่า หลักการกีดกัน หรือ หลักการกีดกัน) ตามหลักการของเปาลี:

อะตอมไม่สามารถมีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีเลขควอนตัมทั้งสี่ชุดเดียวกันได้

ไฮโดรเจนและฮีเลียม

ลิเธียม

เบริลเลียม

1s 2 2s 2 (สถานะกราวด์) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (สถานะตื่นเต้น)

การเปรียบเทียบพื้นดินและสภาวะตื่นเต้นของอะตอมเบริลเลียมแสดงให้เห็นว่ามีจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ต่างกัน ในสถานะพื้นดินของอะตอมเบริลเลียมไม่มีอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ แต่ในสถานะตื่นเต้นมีอิเล็กตรอนสองตัว แม้ว่าอะตอมจะตื่นเต้นก็ตาม โดยหลักการแล้ว อิเล็กตรอนใดๆ จากออร์บิทัลพลังงานต่ำสามารถเคลื่อนที่ไปยังออร์บิทัลที่สูงกว่าได้ เพื่อประกอบการพิจารณา กระบวนการทางเคมีเฉพาะการเปลี่ยนแปลงระหว่างระดับย่อยพลังงานที่มีพลังงานใกล้เคียงกันเท่านั้นที่มีนัยสำคัญ

โดยมีคำอธิบายดังต่อไปนี้ เมื่อมีพันธะเคมีเกิดขึ้น พลังงานจะถูกปล่อยออกมาเสมอ กล่าวคือ การรวมกันของสองอะตอมจะเข้าสู่สถานะที่มีพลังมากขึ้น กระบวนการกระตุ้นต้องใช้พลังงาน เมื่อจับคู่อิเล็กตรอนภายในระดับพลังงานเดียวกัน ค่าใช้จ่ายในการกระตุ้นจะถูกชดเชยด้วยการก่อตัวของพันธะเคมี เมื่อจับคู่อิเล็กตรอนภายใน ระดับที่แตกต่างกันค่าใช้จ่ายในการกระตุ้นนั้นสูงมากจนไม่สามารถชดเชยได้ด้วยการก่อตัวของพันธะเคมี ในกรณีที่ไม่มีคู่ครองเมื่อใดก็ตามที่เป็นไปได้ ปฏิกิริยาเคมีอะตอมที่ตื่นเต้นจะปล่อยพลังงานควอนตัมและกลับสู่สถานะพื้น - กระบวนการนี้เรียกว่าการผ่อนคลาย

บ

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบของคาบที่ 3 ของตารางธาตุจะอยู่ในระดับหนึ่งที่คล้ายคลึงกับที่ให้ไว้ข้างต้น (ตัวห้อยระบุเลขอะตอม):

11 นา 3ส 1
12 มก. 3 วินาที 2
13 อัล 3ส 2 3พี 1
14 ศรี 2s 2 2p2
15P 2s 2 3p 3

อย่างไรก็ตาม การเปรียบเทียบยังไม่สมบูรณ์ เนื่องจากระดับพลังงานที่สามถูกแบ่งออกเป็นสามระดับย่อย และองค์ประกอบทั้งหมดที่อยู่ในรายการมีออร์บิทัลว่างซึ่งอิเล็กตรอนสามารถถ่ายโอนได้เมื่อถูกกระตุ้น ทำให้เกิดความหลากหลายมากขึ้น นี่เป็นสิ่งสำคัญอย่างยิ่งสำหรับองค์ประกอบต่างๆ เช่น ฟอสฟอรัส ซัลเฟอร์ และคลอรีน

จำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่สูงสุดในอะตอมฟอสฟอรัสสามารถเข้าถึงได้ห้า:

สิ่งนี้อธิบายถึงความเป็นไปได้ของการดำรงอยู่ของสารประกอบซึ่งมีความจุของฟอสฟอรัสเท่ากับ 5 อะตอมไนโตรเจนซึ่งมีการกำหนดค่าของเวเลนซ์อิเล็กตรอนในสถานะพื้นเหมือนกับอะตอมฟอสฟอรัสจะก่อตัวเป็นห้า พันธะโควาเลนต์ไม่ได้.

สถานการณ์ที่คล้ายกันนี้เกิดขึ้นเมื่อเปรียบเทียบความจุความจุของออกซิเจนและซัลเฟอร์ ฟลูออรีน และคลอรีน การจับคู่อิเล็กตรอนในอะตอมกำมะถันส่งผลให้มีอิเล็กตรอนที่ไม่ได้รับการจับคู่หกตัว:

3s 2 3p 4 (สถานะกราวด์) → 3s 1 3p 3 3d 2 (สถานะตื่นเต้น)

ซึ่งสอดคล้องกับสถานะหกวาเลนซ์ ซึ่งออกซิเจนไม่สามารถบรรลุได้ ความจุสูงสุดของไนโตรเจน (4) และออกซิเจน (3) จำเป็นต้องมีคำอธิบายโดยละเอียดเพิ่มเติม ซึ่งจะแจ้งให้ทราบในภายหลัง

ความจุสูงสุดของคลอรีนคือ 7 ซึ่งสอดคล้องกับการกำหนดค่าของสถานะตื่นเต้นของอะตอม 3s 1 3p 3 d 3

การปรากฏตัวของวงโคจร 3 มิติที่ว่างในทุกองค์ประกอบของช่วงที่สามนั้นอธิบายได้จากข้อเท็จจริงที่ว่าเริ่มต้นจากระดับพลังงานที่ 3 การทับซ้อนกันบางส่วนของระดับย่อยของระดับต่าง ๆ เกิดขึ้นเมื่อเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ดังนั้นระดับย่อย 3d จะเริ่มเติมหลังจากเติมระดับย่อย 4s แล้วเท่านั้น พลังงานสำรองของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลอะตอมของระดับย่อยต่าง ๆ และด้วยเหตุนี้ลำดับการเติมจึงเพิ่มขึ้นตามลำดับต่อไปนี้:

วงโคจรที่ผลรวมของตัวเลขควอนตัมสองตัวแรก (n + l) น้อยกว่าจะถูกเติมก่อนหน้า หากผลรวมเหล่านี้เท่ากัน ออร์บิทัลที่มีเลขควอนตัมหลักต่ำกว่าจะถูกเติมก่อน

รูปแบบนี้จัดทำขึ้นโดย V. M. Klechkovsky ในปี 1951

องค์ประกอบที่อะตอมของระดับย่อย s เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนเรียกว่า s-element ซึ่งรวมถึงสององค์ประกอบแรกของแต่ละช่วงเวลา: ไฮโดรเจน อย่างไรก็ตามในองค์ประกอบ d ถัดไป - โครเมียม - มี "ส่วนเบี่ยงเบน" บางอย่างในการจัดเรียงอิเล็กตรอนในระดับพลังงานในสถานะพื้นดิน: แทนที่จะเป็นอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่สี่ตัวที่คาดไว้ ในระดับย่อย 3 มิติ อะตอมโครเมียมมีอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ห้าตัวในระดับย่อย 3 มิติ และอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่หนึ่งตัวในระดับย่อย s: 24 Cr 4s 1 3d 5

ปรากฏการณ์การเปลี่ยนผ่านของอิเล็กตรอนหนึ่งตัวเป็นระดับย่อย d มักเรียกว่า "การรั่วไหล" ของอิเล็กตรอน สิ่งนี้สามารถอธิบายได้ด้วยข้อเท็จจริงที่ว่าวงโคจรของระดับย่อย d ที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนจะเข้าใกล้นิวเคลียสมากขึ้น เนื่องจากแรงดึงดูดของไฟฟ้าสถิตระหว่างอิเล็กตรอนและนิวเคลียสเพิ่มขึ้น เป็นผลให้สถานะ 4s 1 3d 5 มีความกระตือรือร้นมากกว่า 4s 2 3d 4 ดังนั้น d-sublevel ที่เต็มไปด้วยครึ่งหนึ่ง (d 5) จึงเพิ่มความเสถียรเมื่อเปรียบเทียบกับระดับอื่น ตัวเลือกที่เป็นไปได้การกระจายตัวของอิเล็กตรอน การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่สอดคล้องกับการมีอยู่ของจำนวนอิเล็กตรอนที่จับคู่สูงสุดที่เป็นไปได้ ซึ่งสามารถทำได้ในองค์ประกอบ d ก่อนหน้าโดยเป็นผลมาจากการกระตุ้นเท่านั้น ถือเป็นลักษณะเฉพาะของสถานะพื้นของอะตอมโครเมียม การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ d 5 ก็เป็นลักษณะของอะตอมแมงกานีสเช่นกัน: 4s 2 3d 5 สำหรับองค์ประกอบ d ต่อไปนี้ แต่ละเซลล์พลังงานของระดับย่อย d จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตัวที่สอง: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 โค 4s 2 3d 7 ; 28 พรรณี 4s 2 3d 8 .

ในอะตอมทองแดง สถานะของระดับย่อย d ที่สมบูรณ์ (d 10) จะเกิดขึ้นได้เนื่องจากการเปลี่ยนอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากระดับย่อย 4s ไปเป็นระดับย่อย 3d: 29 Cu 4s 1 3d 10 องค์ประกอบสุดท้ายขององค์ประกอบ d แถวแรกมีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ 30 Zn 4s 23 d 10

แนวโน้มทั่วไปซึ่งแสดงออกมาในความเสถียรของการกำหนดค่า d 5 และ d 10 ก็ถูกสังเกตในองค์ประกอบของช่วงเวลาที่ต่ำกว่าเช่นกัน โมลิบดีนัมมีโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์คล้ายกับโครเมียม: 42 Mo 5s 1 4d 5 และเงินเป็นทองแดง: 47 Ag5s 0 d 10 ยิ่งไปกว่านั้น การกำหนดค่า d 10 ทำได้สำเร็จแล้วในแพลเลเดียมเนื่องจากการเปลี่ยนแปลงของอิเล็กตรอนทั้งสองจากวงโคจร 5s ไปเป็นวงโคจร 4d: 46Pd 5s 0 d 10 มีการเบี่ยงเบนอื่น ๆ จากการเติม d- และ f-orbitals แบบโมโนโทนิก

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์- สูตรสำหรับการจัดเรียงอิเล็กตรอนในเปลือกอิเล็กตรอนต่าง ๆ ของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีหรือโมเลกุล

โดยทั่วไปการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์จะเขียนขึ้นสำหรับอะตอมที่อยู่ในสถานะกราวด์ ในการกำหนดการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบ มีกฎต่อไปนี้:

1. หลักการเติม. ตามหลักการเติม อิเล็กตรอนในสถานะพื้นของอะตอมจะเติมออร์บิทัลตามลำดับระดับพลังงานของออร์บิทัลที่เพิ่มขึ้น วงโคจรพลังงานต่ำสุดจะถูกเติมก่อนเสมอ
2. หลักการกีดกันของเปาลี. ตามหลักการนี้ วงโคจรใดๆ สามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 ตัว และต่อเมื่อมีสปินตรงกันข้ามเท่านั้น (จำนวนสปินไม่เท่ากัน)
3. กฎของฮุนด์. ตามกฎนี้ การเติมออร์บิทัลของเปลือกย่อยหนึ่งเริ่มต้นด้วยอิเล็กตรอนเดี่ยวที่มีการหมุนแบบขนาน (เครื่องหมายเท่ากับ) และหลังจากที่อิเล็กตรอนเดี่ยวเข้าครอบครองออร์บิทัลทั้งหมดเท่านั้นจึงจะสามารถเติมออร์บิทัลครั้งสุดท้ายด้วยคู่อิเล็กตรอนที่มีการหมุนตรงกันข้ามกัน

จากมุมมองของกลศาสตร์ควอนตัม การกำหนดค่าอิเล็กตรอนเป็นรายการที่สมบูรณ์ของฟังก์ชันคลื่นอิเล็กตรอนเดี่ยว ซึ่งสามารถรวบรวมฟังก์ชันคลื่นที่สมบูรณ์ของอะตอมได้ด้วยระดับความแม่นยำที่เพียงพอ (ในการประมาณสนามที่สอดคล้องกันในตัวเอง) .

โดยทั่วไปแล้ว อะตอมในฐานะที่เป็นระบบประกอบสามารถอธิบายได้อย่างสมบูรณ์ด้วยฟังก์ชันคลื่นที่สมบูรณ์เท่านั้น อย่างไรก็ตาม คำอธิบายดังกล่าวแทบจะเป็นไปไม่ได้เลยสำหรับอะตอมที่ซับซ้อนกว่าอะตอมไฮโดรเจน ซึ่งเป็นอะตอมที่ง่ายที่สุดในบรรดาองค์ประกอบทางเคมีทั้งหมด คำอธิบายโดยประมาณที่สะดวกคือวิธีการภาคสนามที่สอดคล้องกันในตัวเอง วิธีนี้จะแนะนำแนวคิดเกี่ยวกับฟังก์ชันคลื่นของอิเล็กตรอนแต่ละตัว ฟังก์ชันคลื่นของทั้งระบบถูกเขียนเป็นผลคูณที่สมมาตรอย่างเหมาะสมของฟังก์ชันคลื่นอิเล็กตรอนหนึ่งตัว เมื่อคำนวณฟังก์ชันคลื่นของอิเล็กตรอนแต่ละตัว สนามของอิเล็กตรอนอื่นๆ ทั้งหมดจะถูกนำมาพิจารณาเป็นศักย์ภายนอก ซึ่งจะขึ้นอยู่กับฟังก์ชันคลื่นของอิเล็กตรอนที่เหลืออยู่เหล่านี้

จากการใช้วิธีการภาคสนามที่สอดคล้องกันในตัวเอง เราได้รับ ระบบที่ซับซ้อนสมการอินทิกดิฟเฟอเรนเชียลแบบไม่เชิงเส้นซึ่งยังคงแก้ได้ยาก อย่างไรก็ตาม สมการสนามที่สอดคล้องกันในตัวเองมีความสมมาตรในการหมุนของปัญหาเดิม (นั่นคือ สมการมีความสมมาตรเป็นทรงกลม) ซึ่งช่วยให้สามารถจำแนกฟังก์ชันคลื่นอิเล็กตรอนเดี่ยวที่ประกอบกันเป็นฟังก์ชันคลื่นอะตอมที่สมบูรณ์ได้อย่างสมบูรณ์

ประการแรก เช่นเดียวกับศักย์ไฟฟ้าแบบสมมาตรจากศูนย์กลางใดๆ ฟังก์ชันคลื่นในสนามที่มีความสม่ำเสมอในตัวเองสามารถกำหนดลักษณะเฉพาะด้วยจำนวนควอนตัมของโมเมนตัมเชิงมุมทั้งหมด ล. (\displaystyle ล.)และเลขควอนตัมของการฉายภาพโมเมนตัมเชิงมุมบนแกนใดแกนหนึ่ง ม. (\displaystyle ม.). ฟังก์ชันคลื่นด้วย ความหมายที่แตกต่างกัน ม. (\displaystyle ม.)สอดคล้องกับระดับพลังงานเดียวกันคือเสื่อมลง นอกจากนี้ รัฐที่มีการฉายภาพอิเล็กตรอนหมุนไปบนแกนใดๆ ต่างกันจะมีระดับพลังงานเท่ากัน รวมสำหรับระดับพลังงานที่กำหนด 2 (2 ลิตร + 1) (\รูปแบบการแสดงผล 2(2l+1))ฟังก์ชันคลื่น นอกจากนี้ สำหรับค่าโมเมนตัมเชิงมุมที่กำหนด ระดับพลังงานสามารถกำหนดหมายเลขใหม่ได้ โดยการเปรียบเทียบกับอะตอมไฮโดรเจน เป็นเรื่องปกติที่จะต้องนับระดับพลังงานของอะตอมที่กำหนด ล. (\displaystyle ล.)เริ่มต้นด้วย n = l + 1 (\displaystyle n=l+1). รายการเลขควอนตัมทั้งหมดของฟังก์ชันคลื่นอิเล็กตรอนเดี่ยวที่ใช้ประกอบฟังก์ชันคลื่นของอะตอมได้เรียกว่า การจัดเรียงอิเล็กตรอน เนื่องจากทุกสิ่งเสื่อมลงในเลขควอนตัม ม. (\displaystyle ม.)และตลอดการหมุนข้อมูล ก็เพียงพอที่จะระบุจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในสถานะด้วยข้อมูลเท่านั้น n (\displaystyle n), ล. (\displaystyle ล.).

YouTube สารานุกรม

• 1 / 5

  โดย เหตุผลทางประวัติศาสตร์ในสูตรการกำหนดค่าอิเล็กตรอนคือเลขควอนตัม ล. (\displaystyle ล.)เขียนด้วยตัวอักษรละติน สถานะ c ถูกระบุด้วยตัวอักษร s (\displaystyle s), p (\displaystyle p): ลิตร = 1 (\displaystyle l=1), ง (\displaystyle ง): ลิตร = 2 (\displaystyle l=2), ฉ (\displaystyle f): ลิตร = 3 (\displaystyle l=3), ก. (\displaystyle ก.): ลิตร = 4 (\displaystyle l=4)และตามลำดับตัวอักษรเพิ่มเติม ไปทางซ้ายของหมายเลข ล. (\displaystyle ล.)เขียนหมายเลข n (\displaystyle n)และสูงกว่าจากตัวเลข ล. (\displaystyle ล.)- จำนวนอิเล็กตรอนในสถานะข้อมูล n (\displaystyle n)และ ล. (\displaystyle ล.). ตัวอย่างเช่น 2 วินาที 2 (\displaystyle 2s^(2))สอดคล้องกับอิเล็กตรอนสองตัวที่อยู่ในสถานะด้วย n = 2 (\displaystyle n=2), ลิตร = 0 (\displaystyle l=0). เนื่องจากความสะดวกในทางปฏิบัติ (ดูกฎของ Klechkovsky) ในสูตรที่สมบูรณ์สำหรับการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์จึงเขียนคำศัพท์เพื่อเพิ่มจำนวนควอนตัม n (\displaystyle n)แล้วตามด้วยเลขควอนตัม ล. (\displaystyle ล.), ตัวอย่างเช่น 1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 p 6 3 วินาที 2 3 p 3 (\displaystyle 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(3)). เนื่องจากสัญกรณ์นี้ค่อนข้างซ้ำซ้อน บางครั้งสูตรจึงถูกย่อให้เหลือ 1 วินาที 2 2 วินาที 2 p 6 3 วินาที 2 p 3 (\displaystyle 1s^(2)2s^(2)p^(6)3s^(2)p^(3))กล่าวคือ พวกเขาละเว้นตัวเลข n (\displaystyle n)โดยสามารถเดาได้จากกฎการเรียงลำดับเงื่อนไข

  กฎธาตุและโครงสร้างอะตอม

  ทุกคนที่เกี่ยวข้องกับโครงสร้างของอะตอมในการวิจัยใด ๆ ของพวกเขาดำเนินการจากเครื่องมือที่กฎหมายเป็นระยะมอบให้ซึ่งค้นพบโดยนักเคมี D. I. Mendeleev; เฉพาะในความเข้าใจในกฎนี้เท่านั้นที่นักฟิสิกส์และนักคณิตศาสตร์ใช้ "ภาษา" ของตนเพื่อตีความการพึ่งพาที่แสดงให้พวกเขาเห็น (แม้ว่าจะทราบคำพังเพยที่ค่อนข้างน่าขันของเจ. ดับเบิลยู. กิ๊บส์ในเรื่องนี้) แต่ในขณะเดียวกันก็แยกจากนักเคมีที่กำลังศึกษาอยู่ เนื้อหา ด้วยความสมบูรณ์แบบ ข้อได้เปรียบ และความเก่งกาจของอุปกรณ์ แน่นอนว่าทั้งนักฟิสิกส์และนักคณิตศาสตร์ก็ไม่สามารถสร้างงานวิจัยของตนเองได้

  ปฏิสัมพันธ์ของตัวแทนของสาขาวิชาเหล่านี้ยังถูกสังเกตในการพัฒนาหัวข้อต่อไป การค้นพบช่วงเวลาทุติยภูมิโดย E. V. Biron (1915) ให้อีกแง่มุมหนึ่งในการทำความเข้าใจประเด็นที่เกี่ยวข้องกับกฎของโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอน S. A. Shchukarev ลูกศิษย์ของ E. V. Biron และ