สูตรกราฟิกขององค์ประกอบทางเคมีออนไลน์ วิธีเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีในเคมีอนินทรีย์

งานรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์สำหรับองค์ประกอบทางเคมีไม่ใช่วิธีที่ง่ายที่สุด

ดังนั้นอัลกอริทึมในการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบจึงเป็นดังนี้:

• ก่อนอื่นเราเขียนสัญลักษณ์ทางเคมีลงไป องค์ประกอบ โดยที่ด้านล่างซ้ายของป้ายเราระบุหมายเลขประจำเครื่อง
• ต่อไปตามจำนวนช่วงเวลา (ซึ่งองค์ประกอบ) เรากำหนดจำนวนระดับพลังงานและวาดส่วนโค้งจำนวนดังกล่าวถัดจากสัญลักษณ์ขององค์ประกอบทางเคมี
• จากนั้นตามหมายเลขกลุ่ม จำนวนอิเล็กตรอนในระดับภายนอกจะถูกเขียนไว้ใต้ส่วนโค้ง
• ในระดับที่ 1 ค่าสูงสุดที่เป็นไปได้คือ 2 ในระดับที่สองมี 8 แล้วในระดับที่สาม - มากถึง 18 เราเริ่มใส่ตัวเลขไว้ใต้ส่วนโค้งที่สอดคล้องกัน
• จำนวนอิเล็กตรอนที่ระดับสุดท้ายต้องคำนวณดังนี้ จำนวนอิเล็กตรอนที่กำหนดไว้แล้วจะถูกลบออกจากหมายเลขซีเรียลขององค์ประกอบ
• ยังคงเปลี่ยนไดอะแกรมของเราให้เป็นสูตรอิเล็กทรอนิกส์:

ต่อไปนี้เป็นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีบางอย่าง:

• 1. เราเขียนองค์ประกอบทางเคมีและหมายเลขลำดับของมัน ตัวเลขแสดงจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอม
  2. มาทำสูตรกัน ในการทำเช่นนี้ คุณจะต้องค้นหาจำนวนระดับพลังงาน พื้นฐานสำหรับการพิจารณาคือหมายเลขคาบขององค์ประกอบ
  3. เราแบ่งระดับออกเป็นระดับย่อย

  ด้านล่างนี้คุณสามารถดูตัวอย่างวิธีเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีได้อย่างถูกต้อง

คุณต้องสร้างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีด้วยวิธีนี้: คุณต้องดูจำนวนองค์ประกอบในตารางธาตุ จากนั้นจึงค้นหาว่ามีอิเล็กตรอนกี่ตัว จากนั้นคุณจะต้องค้นหาจำนวนระดับซึ่งเท่ากับช่วงเวลา จากนั้นระดับย่อยจะถูกเขียนและกรอก:

ก่อนอื่น คุณต้องกำหนดจำนวนอะตอมตามตารางธาตุ



ในการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ คุณจะต้องใช้ระบบธาตุ Mendeleev ค้นหาองค์ประกอบทางเคมีของคุณที่นั่นแล้วดูคาบ ซึ่งจะเท่ากับจำนวนระดับพลังงาน หมายเลขกลุ่มจะสอดคล้องกับตัวเลขของจำนวนอิเล็กตรอนในระดับสุดท้าย จำนวนองค์ประกอบจะมีปริมาณเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนของมัน คุณต้องรู้อย่างชัดเจนด้วยว่าระดับแรกมีอิเล็กตรอนสูงสุด 2 ตัว ระดับที่สอง - 8 และระดับที่สาม - 18

นี่คือประเด็นหลัก นอกจากนี้บนอินเทอร์เน็ต (รวมถึงเว็บไซต์ของเรา) คุณสามารถค้นหาข้อมูลด้วยสูตรอิเล็กทรอนิกส์สำเร็จรูปสำหรับแต่ละองค์ประกอบเพื่อให้คุณสามารถทดสอบด้วยตัวเอง

การรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีเป็นกระบวนการที่ซับซ้อนมาก คุณไม่สามารถทำได้หากไม่มีตารางพิเศษ และคุณต้องใช้สูตรจำนวนมาก โดยสรุป คุณต้องผ่านขั้นตอนเหล่านี้:

มีความจำเป็นต้องวาดแผนภาพวงโคจรซึ่งจะมีแนวคิดว่าอิเล็กตรอนต่างกันอย่างไร แผนภาพเน้นออร์บิทัลและอิเล็กตรอน

อิเล็กตรอนจะถูกเติมเป็นระดับต่างๆ จากล่างขึ้นบน และมีหลายระดับย่อย

ก่อนอื่นเราจะหาจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดของอะตอมที่กำหนด

เรากรอกสูตรตามรูปแบบที่กำหนดแล้วจดไว้ - นี่จะเป็นสูตรอิเล็กทรอนิกส์



ตัวอย่างเช่น สำหรับไนโตรเจน สูตรนี้จะมีลักษณะดังนี้ ขั้นแรกเราจะจัดการกับอิเล็กตรอน:



และเขียนสูตรดังนี้



เพื่อให้เข้าใจ หลักการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีขั้นแรกคุณต้องกำหนดจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในอะตอมตามจำนวนในตารางธาตุ หลังจากนี้คุณจะต้องกำหนดจำนวนระดับพลังงานโดยพิจารณาจำนวนช่วงเวลาที่องค์ประกอบนั้นอยู่เป็นพื้นฐาน

จากนั้นระดับต่างๆ จะแบ่งออกเป็นระดับย่อย ซึ่งเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตามหลักการของพลังงานน้อยที่สุด

คุณสามารถตรวจสอบความถูกต้องของเหตุผลของคุณได้โดยดูตัวอย่าง ที่นี่

ด้วยการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมี คุณจะสามารถทราบได้ว่าอะตอมหนึ่งๆ มีอิเล็กตรอนและชั้นอิเล็กตรอนจำนวนเท่าใด รวมถึงลำดับการกระจายตัวของพวกมันในชั้นต่างๆ ด้วย

อันดับแรก เราจะกำหนดเลขอะตอมของธาตุตามตารางธาตุ ซึ่งสอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอน จำนวนชั้นอิเล็กตรอนแสดงถึงหมายเลขคาบ และจำนวนอิเล็กตรอนในชั้นสุดท้ายของอะตอมจะสอดคล้องกับหมายเลขกลุ่ม

• ก่อนอื่นเราเติมระดับย่อย s จากนั้นจึงเติมระดับย่อย p-, db f;
• ตามกฎของเคลชคอฟสกี้ อิเล็กตรอนจะเติมออร์บิทัลตามลำดับเพื่อเพิ่มพลังงานของออร์บิทัลเหล่านี้
• ตามกฎของฮุนด์ อิเล็กตรอนภายในระดับย่อยหนึ่งจะครอบครองออร์บิทัลอิสระทีละตัว จากนั้นจึงเกิดเป็นคู่
• ตามหลักการของเพาลี วงโคจรหนึ่งวงจะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 อิเล็กตรอน

• สูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีแสดงจำนวนชั้นอิเล็กตรอนและจำนวนอิเล็กตรอนที่มีอยู่ในอะตอม และวิธีกระจายตัวของพวกมันระหว่างชั้นต่างๆ

  ในการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมี คุณต้องดูตารางธาตุและใช้ข้อมูลที่ได้รับสำหรับองค์ประกอบนี้ เลขอะตอมขององค์ประกอบในตารางธาตุสอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอม จำนวนชั้นอิเล็กทรอนิกส์สอดคล้องกับหมายเลขงวด จำนวนอิเล็กตรอนในชั้นอิเล็กทรอนิกส์สุดท้ายสอดคล้องกับหมายเลขกลุ่ม

  ต้องจำไว้ว่าชั้นแรกมีอิเล็กตรอนสูงสุด 2 ตัว 1s2 ส่วนที่สอง - สูงสุด 8 (สอง s และหก p: 2s2 2p6) ชั้นที่สาม - สูงสุด 18 (สอง s, หก p และสิบ ง: 3s2 3p6 3d10)

  ตัวอย่างเช่น สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของคาร์บอน: C 1s2 2s2 2p2 (หมายเลขซีเรียล 6, หมายเลขงวด 2, หมายเลขกลุ่ม 4)

  สูตรอิเล็กทรอนิกส์สำหรับโซเดียม: Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (หมายเลขซีเรียล 11, หมายเลขงวด 3, หมายเลขกลุ่ม 1)

  หากต้องการตรวจสอบว่าสูตรอิเล็กทรอนิกส์เขียนถูกต้องหรือไม่ คุณสามารถดูได้ที่เว็บไซต์ www.alhimikov.net

  เมื่อมองแวบแรก การรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์สำหรับองค์ประกอบทางเคมีอาจดูเหมือนเป็นงานที่ค่อนข้างซับซ้อน แต่ทุกอย่างจะชัดเจนหากคุณปฏิบัติตามรูปแบบต่อไปนี้:

  • ก่อนอื่นเราเขียนวงโคจร
  • เราใส่ตัวเลขไว้หน้าออร์บิทัลซึ่งระบุจำนวนระดับพลังงาน อย่าลืมสูตรหาจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดที่ระดับพลังงาน: N=2n2

  คุณจะทราบจำนวนระดับพลังงานได้อย่างไร? เพียงแค่ดูตารางธาตุ: ตัวเลขนี้เท่ากับจำนวนคาบที่องค์ประกอบนั้นตั้งอยู่

  • เหนือไอคอนวงโคจรเราเขียนตัวเลขที่ระบุจำนวนอิเล็กตรอนที่อยู่ในวงโคจรนี้

  ตัวอย่างเช่น สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของสแกนเดียมจะมีลักษณะเช่นนี้

เขียนในรูปแบบของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่เรียกว่า ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ตัวอักษร s, p, d, f แสดงถึงระดับย่อยพลังงานของอิเล็กตรอน ตัวเลขหน้าตัวอักษรระบุระดับพลังงานซึ่งมีอิเล็กตรอนอยู่ และดัชนีที่มุมขวาบนคือจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อยที่กำหนด ในการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบใดๆ ก็เพียงพอที่จะทราบจำนวนองค์ประกอบนี้ในตารางธาตุและปฏิบัติตามหลักการพื้นฐานที่ควบคุมการกระจายตัวของอิเล็กตรอนในอะตอม

โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมสามารถแสดงได้ในรูปแบบของแผนภาพแสดงการจัดเรียงอิเล็กตรอนในเซลล์พลังงาน

สำหรับอะตอมของเหล็ก รูปแบบนี้มีรูปแบบดังนี้

แผนภาพนี้แสดงให้เห็นการดำเนินการตามกฎของ Hund อย่างชัดเจน ที่ระดับย่อย 3 มิติ จำนวนเซลล์สูงสุด (สี่) จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ ภาพโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนในอะตอมในรูปของสูตรอิเล็กทรอนิกส์และในรูปของแผนภาพไม่ได้สะท้อนคุณสมบัติคลื่นของอิเล็กตรอนอย่างชัดเจน

ข้อความของกฎหมายเป็นระยะซึ่งมีการแก้ไขเพิ่มเติมใช่. เมนเดเลเยฟ : คุณสมบัติของร่างกายที่เรียบง่ายตลอดจนรูปแบบและคุณสมบัติของสารประกอบขององค์ประกอบนั้นขึ้นอยู่กับขนาดของน้ำหนักอะตอมขององค์ประกอบเป็นระยะ

การกำหนดกฎหมายเป็นระยะสมัยใหม่: คุณสมบัติขององค์ประกอบตลอดจนรูปแบบและคุณสมบัติของสารประกอบนั้นขึ้นอยู่กับขนาดของประจุของนิวเคลียสของอะตอมเป็นระยะ ๆ

ดังนั้นประจุบวกของนิวเคลียส (แทนที่จะเป็นมวลอะตอม) จึงกลายเป็นข้อโต้แย้งที่แม่นยำยิ่งขึ้นซึ่งคุณสมบัติขององค์ประกอบและสารประกอบขึ้นอยู่กับ

วาเลนซ์- นี่คือจำนวนพันธะเคมีที่อะตอมหนึ่งเชื่อมต่อกับอีกอะตอมหนึ่ง
ความสามารถของความจุของอะตอมถูกกำหนดโดยจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่และการมีอยู่ของออร์บิทัลอะตอมอิสระที่ระดับภายนอก โครงสร้างของระดับพลังงานภายนอกของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีส่วนใหญ่จะกำหนดคุณสมบัติของอะตอมของพวกเขา ดังนั้นระดับเหล่านี้จึงเรียกว่าระดับเวเลนซ์ อิเล็กตรอนในระดับเหล่านี้และบางครั้งเป็นระดับก่อนภายนอกสามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมีได้ อิเล็กตรอนดังกล่าวเรียกอีกอย่างว่าเวเลนซ์อิเล็กตรอน

เวเลนซ์ปริมาณสัมพันธ์องค์ประกอบทางเคมี - นี่คือจำนวนเทียบเท่าที่อะตอมที่กำหนดสามารถยึดติดกับตัวเองได้ หรือจำนวนเทียบเท่าในอะตอม

ความเท่าเทียมกันถูกกำหนดโดยจำนวนของอะตอมไฮโดรเจนที่เกาะติดหรือแทนที่ ดังนั้นความจุปริมาณสัมพันธ์จะเท่ากับจำนวนอะตอมไฮโดรเจนที่อะตอมที่กำหนดมีปฏิสัมพันธ์กัน แต่ไม่ใช่ว่าองค์ประกอบทั้งหมดจะมีปฏิกิริยาต่อกันอย่างอิสระ แต่เกือบทั้งหมดมีปฏิกิริยากับออกซิเจน ดังนั้น ความจุปริมาณสัมพันธ์จึงสามารถกำหนดเป็นสองเท่าของจำนวนอะตอมออกซิเจนที่ติดอยู่

ตัวอย่างเช่น ความจุปริมาณสัมพันธ์ของซัลเฟอร์ในไฮโดรเจนซัลไฟด์ H 2 S คือ 2 ในออกไซด์ SO 2 - 4 ในออกไซด์ SO 3 -6

เมื่อพิจารณาความจุปริมาณสัมพัทธ์ขององค์ประกอบโดยใช้สูตรของสารประกอบไบนารี่ กฎนี้ควรเป็นไปตามกฎ: ความจุรวมของอะตอมทั้งหมดขององค์ประกอบหนึ่งจะต้องเท่ากับความจุรวมของอะตอมทั้งหมดขององค์ประกอบอื่น

สถานะออกซิเดชันอีกด้วย แสดงลักษณะขององค์ประกอบของสารและเท่ากับความจุปริมาณสัมพันธ์ด้วยเครื่องหมายบวก (สำหรับโลหะหรือองค์ประกอบอิเล็กโตรบวกในโมเลกุล) หรือลบ

1. ในสารเชิงเดี่ยว สถานะออกซิเดชันขององค์ประกอบจะเป็นศูนย์

2. สถานะออกซิเดชันของฟลูออรีนในสารประกอบทั้งหมดคือ -1 ฮาโลเจนที่เหลือ (คลอรีน โบรมีน ไอโอดีน) ที่มีโลหะ ไฮโดรเจน และธาตุอิเล็กโตรบวกอื่นๆ ก็มีสถานะออกซิเดชันที่ -1 เช่นกัน แต่ในสารประกอบที่มีธาตุอิเล็กโทรเนกาติตีมากกว่า พวกมันจะมีสถานะออกซิเดชันที่เป็นบวก

3. ออกซิเจนในสารประกอบมีสถานะออกซิเดชันที่ -2; ข้อยกเว้นคือไฮโดรเจนเปอร์ออกไซด์ H 2 O 2 และอนุพันธ์ของมัน (นา 2 O 2, BaO 2 เป็นต้น ซึ่งออกซิเจนมีสถานะออกซิเดชันที่ -1 เช่นเดียวกับออกซิเจนฟลูออไรด์ 2 ซึ่งในสถานะออกซิเดชันของออกซิเจน คือ +2

4. องค์ประกอบอัลคาไลน์ (Li, Na, K ฯลฯ) และองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของตารางธาตุกลุ่มที่สอง (Be, Mg, Ca ฯลฯ) จะมีสถานะออกซิเดชันเท่ากับหมายเลขกลุ่มเสมอ คือ +1 และ +2 ตามลำดับ

5. องค์ประกอบทั้งหมดของกลุ่มที่สาม ยกเว้นแทลเลียม มีสถานะออกซิเดชันคงที่เท่ากับหมายเลขกลุ่ม เช่น +3.

6. สถานะออกซิเดชันสูงสุดขององค์ประกอบเท่ากับหมายเลขกลุ่มของตารางธาตุ และค่าต่ำสุดคือความแตกต่าง: หมายเลขกลุ่มคือ 8 ตัวอย่างเช่น สถานะออกซิเดชันสูงสุดของไนโตรเจน (อยู่ในกลุ่มที่ห้า) คือ +5 (ในกรดไนตริกและเกลือของมัน) และค่าต่ำสุดเท่ากับ -3 (ในเกลือแอมโมเนียและแอมโมเนียม)

7. สถานะออกซิเดชันของธาตุในสารประกอบจะหักล้างกัน ดังนั้นผลรวมของอะตอมทั้งหมดในโมเลกุลหรือหน่วยสูตรที่เป็นกลางจะเป็นศูนย์ และสำหรับไอออนจะมีประจุ

กฎเหล่านี้สามารถใช้เพื่อกำหนดสถานะออกซิเดชันที่ไม่ทราบของธาตุในสารประกอบได้ หากทราบสถานะออกซิเดชันขององค์ประกอบอื่นๆ และสร้างสูตรสำหรับสารประกอบหลายองค์ประกอบ

สถานะออกซิเดชัน (หมายเลขออกซิเดชัน) — ค่าทั่วไปเสริมสำหรับการบันทึกกระบวนการออกซิเดชัน รีดอกซ์ และปฏิกิริยารีดอกซ์

แนวคิด สถานะออกซิเดชันมักใช้ในเคมีอนินทรีย์แทนแนวคิด ความจุ- สถานะออกซิเดชันของอะตอมเท่ากับค่าตัวเลขของประจุไฟฟ้าที่กำหนดให้กับอะตอม โดยสมมติว่าคู่อิเล็กตรอนที่มีพันธะมีความลำเอียงโดยสิ้นเชิงต่ออะตอมที่มีอิเลคโตรเนกาติตีมากกว่า (นั่นคือ สมมติว่าสารประกอบประกอบด้วยไอออนเท่านั้น)

เลขออกซิเดชันสอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอนที่ต้องเติมให้กับไอออนบวกเพื่อลดอะตอมที่เป็นกลาง หรือลบออกจากไอออนลบเพื่อออกซิไดซ์ให้เป็นอะตอมที่เป็นกลาง:

อัล 3+ + 3e − → อัล
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

คุณสมบัติขององค์ประกอบขึ้นอยู่กับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมจะแตกต่างกันไปตามคาบและกลุ่มของระบบธาตุ เนื่องจากในชุดขององค์ประกอบอะนาล็อกโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์จะคล้ายกันเท่านั้น แต่ไม่เหมือนกันดังนั้นเมื่อย้ายจากองค์ประกอบหนึ่งในกลุ่มไปยังอีกองค์ประกอบหนึ่งจะไม่มีการสังเกตคุณสมบัติซ้ำ ๆ อย่างง่าย ๆ สำหรับพวกมัน แต่จะแสดงการเปลี่ยนแปลงตามธรรมชาติอย่างชัดเจนไม่มากก็น้อย .

ลักษณะทางเคมีขององค์ประกอบถูกกำหนดโดยความสามารถของอะตอมในการสูญเสียหรือรับอิเล็กตรอน ความสามารถนี้วัดปริมาณด้วยค่าของพลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน

พลังงานไอออไนเซชัน (E และ) คือปริมาณพลังงานขั้นต่ำที่ต้องใช้เพื่อแยกอิเล็กตรอนออกจากอะตอมในเฟสก๊าซโดยสมบูรณ์ที่ T = 0

K โดยไม่ถ่ายโอนพลังงานจลน์ไปยังอิเล็กตรอนที่ปล่อยออกมาพร้อมกับการเปลี่ยนอะตอมเป็นไอออนที่มีประจุบวก: E + Ei = E+ + e- พลังงานไอออไนเซชันเป็นปริมาณบวกและมีค่าต่ำสุดสำหรับอะตอมโลหะอัลคาไลและสูงสุดสำหรับอะตอมก๊าซมีตระกูล

สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (Ee) คือพลังงานที่ปล่อยออกมาหรือถูกดูดซับเมื่ออิเล็กตรอนถูกเติมให้กับอะตอมในเฟสก๊าซที่ T = 0

K โดยการเปลี่ยนอะตอมเป็นไอออนที่มีประจุลบโดยไม่ถ่ายโอนพลังงานจลน์ไปยังอนุภาค:

อี + อี- = อี- + อี

ฮาโลเจน โดยเฉพาะฟลูออรีน มีสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนสูงสุด (Ee = -328 kJ/mol)

ค่าของ Ei และ Ee แสดงเป็นกิโลจูลต่อโมล (kJ/mol) หรือเป็นอิเล็กตรอนโวลต์ต่ออะตอม (eV)

ความสามารถของอะตอมที่ถูกพันธะในการเลื่อนอิเล็กตรอนของพันธะเคมีเข้าหาตัวมันเอง เรียกว่าการเพิ่มความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบตัวมันเอง อิเลคโตรเนกาติวีตี้

แนวคิดนี้ถูกนำเข้าสู่วิทยาศาสตร์โดย L. Pauling อิเล็กโทรเนกาติวีตี้แสดงด้วยสัญลักษณ์ และแสดงลักษณะแนวโน้มของอะตอมที่กำหนดในการเพิ่มอิเล็กตรอนเมื่อมันสร้างพันธะเคมี

จากข้อมูลของ R. Maliken อิเลคโตรเนกาติวีตี้ของอะตอมประมาณครึ่งหนึ่งของผลรวมของพลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนของอะตอมอิสระ = (Ee + Ei)/2

ในช่วงเวลานั้นมีแนวโน้มทั่วไปที่พลังงานไอออไนเซชันและอิเล็กโตรเนกาติวีตี้จะเพิ่มขึ้นตามการเพิ่มขึ้นของประจุนิวเคลียสของอะตอม ในกลุ่มค่าเหล่านี้จะลดลงตามจำนวนอะตอมของธาตุที่เพิ่มขึ้น

ควรเน้นย้ำว่าองค์ประกอบไม่สามารถกำหนดค่าอิเล็กโทรเนกาติวีตี้คงที่ได้ เนื่องจากขึ้นอยู่กับหลายปัจจัย โดยเฉพาะอย่างยิ่งสถานะเวเลนซ์ขององค์ประกอบ ประเภทของสารประกอบที่รวมองค์ประกอบนั้นไว้ และจำนวนและประเภทของอะตอมข้างเคียง .

รัศมีอะตอมและไอออนิก. ขนาดของอะตอมและไอออนจะถูกกำหนดโดยขนาดของเปลือกอิเล็กตรอน ตามแนวคิดทางกลควอนตัม เปลือกอิเล็กตรอนไม่มีขอบเขตที่กำหนดไว้อย่างเคร่งครัด ดังนั้นจึงสามารถหารัศมีของอะตอมหรือไอออนอิสระได้ ระยะทางที่คำนวณตามทฤษฎีจากนิวเคลียสไปยังตำแหน่งค่าสูงสุดหลักของความหนาแน่นของเมฆอิเล็กตรอนชั้นนอกระยะนี้เรียกว่ารัศมีวงโคจร ในทางปฏิบัติ รัศมีของอะตอมและไอออนในสารประกอบมักจะใช้ โดยคำนวณจากข้อมูลการทดลอง ในกรณีนี้รัศมีของอะตอมโควาเลนต์และโลหะจะแตกต่างกัน

การขึ้นอยู่กับรัศมีของอะตอมและไอออนิกต่อประจุของนิวเคลียสของอะตอมของธาตุนั้นมีลักษณะเป็นคาบ- ในช่วงที่เลขอะตอมเพิ่มขึ้น รัศมีก็มีแนวโน้มที่จะลดลง การลดลงสูงสุดเป็นเรื่องปกติสำหรับองค์ประกอบในช่วงเวลาสั้น ๆ เนื่องจากระดับอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกถูกเติมเต็ม ในช่วงเวลาส่วนใหญ่ในตระกูลขององค์ประกอบ d- และ f การเปลี่ยนแปลงนี้มีความคมชัดน้อยลงเนื่องจากการเติมอิเล็กตรอนเกิดขึ้นในชั้นก่อนภายนอก ในกลุ่มย่อย โดยทั่วไปรัศมีของอะตอมและไอออนชนิดเดียวกันจะเพิ่มขึ้น

ระบบองค์ประกอบเป็นระยะเป็นตัวอย่างที่ชัดเจนของการสำแดงของช่วงเวลาประเภทต่างๆในคุณสมบัติขององค์ประกอบซึ่งสังเกตได้ในแนวนอน (ในช่วงเวลาจากซ้ายไปขวา) ในแนวตั้ง (ในกลุ่มเช่นจากบนลงล่าง ) ในแนวทแยงคือ คุณสมบัติบางอย่างของอะตอมเพิ่มขึ้นหรือลดลง แต่คาบยังคงอยู่

ในช่วงเวลาจากซ้ายไปขวา (→) คุณสมบัติออกซิไดซ์และอโลหะขององค์ประกอบจะเพิ่มขึ้น และคุณสมบัติรีดิวซ์และโลหะลดลง ดังนั้นจากองค์ประกอบทั้งหมดของคาบที่ 3 โซเดียมจะเป็นโลหะที่มีฤทธิ์มากที่สุดและเป็นสารรีดิวซ์ที่แรงที่สุดและคลอรีนจะเป็นสารออกซิไดซ์ที่ทรงพลังที่สุด

พันธะเคมี- นี่คือการเชื่อมต่อระหว่างอะตอมในโมเลกุลหรือโครงตาข่ายคริสตัลอันเป็นผลมาจากการกระทำของแรงดึงดูดทางไฟฟ้าระหว่างอะตอม

นี่คือปฏิสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนทั้งหมดและนิวเคลียสทั้งหมด นำไปสู่การก่อตัวของระบบโพลีอะตอมมิกที่เสถียร (หัวรุนแรง ไอออนโมเลกุล โมเลกุล คริสตัล)

พันธะเคมีกระทำโดยเวเลนซ์อิเล็กตรอน ตามแนวคิดสมัยใหม่ พันธะเคมีมีลักษณะทางอิเล็กทรอนิกส์ แต่มีการดำเนินการในรูปแบบที่แตกต่างกัน ดังนั้นจึงมีพันธะเคมีสามประเภทหลัก: โควาเลนต์ ไอออนิก โลหะ.เกิดขึ้นระหว่างโมเลกุล พันธะไฮโดรเจน,และเกิดขึ้น ปฏิสัมพันธ์ของฟาน เดอร์ วาลส์.

ลักษณะสำคัญของพันธะเคมี ได้แก่ :

- ความยาวการเชื่อมต่อ - นี่คือระยะห่างระหว่างอะตอมที่มีพันธะเคมี

ขึ้นอยู่กับลักษณะของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์และหลายหลากของพันธะ เมื่อความหลากหลายเพิ่มขึ้น ความยาวพันธะจะลดลง และส่งผลให้ความแข็งแรงเพิ่มขึ้น

- หลายหลากของพันธะถูกกำหนดโดยจำนวนคู่อิเล็กตรอนที่เชื่อมต่อสองอะตอม เมื่อความหลากหลายเพิ่มขึ้น พลังงานยึดเหนี่ยวก็จะเพิ่มขึ้น

- มุมการเชื่อมต่อ- มุมระหว่างเส้นตรงในจินตนาการที่ผ่านนิวเคลียสของอะตอมข้างเคียงสองอะตอมที่เชื่อมต่อกันทางเคมี

พลังงานพันธะ E SV - นี่คือพลังงานที่ปล่อยออกมาระหว่างการก่อตัวของพันธะที่กำหนดและใช้ในการทำลายพันธะ kJ/mol

พันธะโควาเลนต์ - พันธะเคมีที่เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนคู่ร่วมกันระหว่างสองอะตอม

คำอธิบายของพันธะเคมีโดยการเกิดขึ้นของคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันระหว่างอะตอมก่อให้เกิดพื้นฐานของทฤษฎีการหมุนของวาเลนซีซึ่งมีเครื่องมือคือ วิธีเวเลนซ์บอนด์ (เอ็มวีเอส) ค้นพบโดยลูอิสในปี พ.ศ. 2459 สำหรับคำอธิบายเชิงกลควอนตัมของพันธะเคมีและโครงสร้างของโมเลกุล จะใช้วิธีอื่น - วิธีการโคจรของโมเลกุล (MMO) .

วิธีพันธะวาเลนซ์

หลักการพื้นฐานของการสร้างพันธะเคมีโดยใช้ MBC:

1. พันธะเคมีเกิดขึ้นจากเวเลนซ์อิเล็กตรอน (ไม่จับคู่)

2. อิเล็กตรอนที่มีการหมุนตรงข้ามกันของอะตอมที่แตกต่างกัน 2 อะตอมกลายเป็นเรื่องปกติ

3. พันธะเคมีจะเกิดขึ้นก็ต่อเมื่ออะตอมตั้งแต่สองอะตอมขึ้นไปเข้าใกล้กัน พลังงานทั้งหมดของระบบจะลดลง

4. แรงหลักที่กระทำต่อโมเลกุลนั้นมีต้นกำเนิดจากคูลอมบ์ทางไฟฟ้า

5. ยิ่งการเชื่อมต่อแข็งแกร่งเท่าไร เมฆอิเล็กตรอนที่มีปฏิสัมพันธ์ก็จะทับซ้อนกันมากขึ้นเท่านั้น

มีสองกลไกในการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์:

กลไกการแลกเปลี่ยนพันธะเกิดขึ้นจากการแบ่งปันเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมที่เป็นกลางสองอะตอม แต่ละอะตอมก่อให้เกิดอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่หนึ่งตัวกับคู่อิเล็กตรอนทั่วไป:

ข้าว. 7. กลไกการแลกเปลี่ยนสำหรับการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์: ก- ไม่มีขั้ว ข- ขั้วโลก

กลไกของผู้บริจาค-ผู้รับอะตอมหนึ่ง (ผู้บริจาค) ให้คู่อิเล็กตรอน และอีกอะตอมหนึ่ง (ตัวรับ) ให้วงโคจรว่างสำหรับคู่นั้น

การเชื่อมต่อ, มีการศึกษาตามกลไกผู้บริจาค-ผู้รับเป็นของ สารประกอบเชิงซ้อน

ข้าว. 8. กลไกการรับบริจาคของการสร้างพันธะโควาเลนต์

พันธะโควาเลนต์มีลักษณะบางอย่าง

ความอิ่มตัว - คุณสมบัติของอะตอมในการสร้างพันธะโควาเลนต์ตามจำนวนที่กำหนดอย่างเคร่งครัดเนื่องจากความอิ่มตัวของพันธะ โมเลกุลจึงมีองค์ประกอบบางอย่าง

ทิศทาง - ที - e. การเชื่อมต่อเกิดขึ้นในทิศทางของการทับซ้อนสูงสุดของเมฆอิเล็กตรอน . ด้วยความเคารพต่อเส้นที่เชื่อมต่อศูนย์กลางของอะตอมที่ก่อให้เกิดพันธะนั้นมีความโดดเด่น: σ และ π (รูปที่ 9): σ-พันธะ - เกิดขึ้นจากการทับซ้อนกันของ AO ตามแนวที่เชื่อมต่อศูนย์กลางของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์ พันธะ π คือพันธะที่เกิดขึ้นในทิศทางของแกนที่ตั้งฉากกับเส้นตรงที่เชื่อมนิวเคลียสของอะตอม ทิศทางของพันธะจะกำหนดโครงสร้างเชิงพื้นที่ของโมเลกุล เช่น รูปทรงเรขาคณิต การผสมพันธุ์ - เป็นการเปลี่ยนแปลงรูปร่างของออร์บิทัลบางส่วนเมื่อสร้างพันธะโควาเลนต์เพื่อให้เกิดการทับซ้อนของออร์บิทัลที่มีประสิทธิภาพมากขึ้นพันธะเคมีที่เกิดขึ้นจากการมีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนของออร์บิทัลลูกผสมนั้นแข็งแกร่งกว่าพันธะที่มีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนของ s- และ p-orbitals ที่ไม่ใช่ลูกผสมเนื่องจากการทับซ้อนกันเกิดขึ้น การผสมพันธุ์ประเภทต่อไปนี้มีความโดดเด่น (รูปที่ 10 ตารางที่ 31): sp การผสมพันธุ์ - s-orbital หนึ่งอันและ p-orbital หนึ่งอันเปลี่ยนเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสองอัน โดยมุมระหว่างแกนของพวกมันคือ 180° โมเลกุลที่ sp-hybridization เกิดขึ้นมีรูปทรงเชิงเส้น (BeCl 2)

sp 2 การผสมพันธุ์- s-orbital หนึ่งอันและ p-orbitals สองอันกลายเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสามอัน โดยมุมระหว่างแกนของพวกมันคือ 120° โมเลกุลที่เกิดการผสมพันธุ์ sp 2 มีรูปทรงแบน (BF 3, AlCl 3)

เอสพี 3-การผสมพันธุ์- s-orbital หนึ่งอันและ p-orbitals สามอันแปลงเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสี่อัน โดยมีมุมระหว่างแกนอยู่ที่ 109°28" โมเลกุลที่เกิดการผสมข้ามพันธุ์ sp 3 มีรูปทรงจัตุรมุข (CH 4 , NH 3)

ข้าว. 10. ประเภทของการผสมพันธุ์ของเวเลนซ์ออร์บิทัล: เอ - เอสพี- การผสมพันธุ์ของเวเลนซ์ออร์บิทัล ข - เอสพี 2 -การผสมพันธุ์ของเวเลนซ์ออร์บิทัล วี - เอสพี 3-ไฮบริดของเวเลนซ์ออร์บิทัล

อัลกอริทึมในการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบ:

1. กำหนดจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมโดยใช้ตารางธาตุขององค์ประกอบทางเคมี D.I. เมนเดเลเยฟ.

2. ใช้จำนวนช่วงเวลาที่องค์ประกอบนั้นตั้งอยู่เพื่อกำหนดจำนวนระดับพลังงาน จำนวนอิเล็กตรอนในระดับอิเล็กทรอนิกส์สุดท้ายสอดคล้องกับหมายเลขกลุ่ม

3. แบ่งระดับออกเป็นระดับย่อยและออร์บิทัลแล้วเติมอิเล็กตรอนตามกฎสำหรับการเติมออร์บิทัล:

ต้องจำไว้ว่าระดับแรกมีอิเล็กตรอนได้สูงสุด 2 ตัว 1 วินาที 2ในวินาที - สูงสุด 8 (สอง สและหก ร: 2s 2 2p 6) ในวันที่สาม - สูงสุด 18 (สอง ส, หก พีและสิบ ง: 3 วินาที 2 3 จุด 6 3d 10).

• เลขควอนตัมหลัก nควรจะน้อยที่สุด
• ขั้นแรกให้เติม ส-ระดับย่อยแล้ว р-, d- ข f-ระดับย่อย
• อิเล็กตรอนจะเติมออร์บิทัลเพื่อเพิ่มพลังงานให้กับออร์บิทัล (กฎของเคลชคอฟสกี)
• ภายในระดับย่อย อิเล็กตรอนจะครอบครองออร์บิทัลอิสระก่อนทีละตัว และหลังจากนั้นจะเกิดเป็นคู่เท่านั้น (กฎของฮุนด์)
• ในวงโคจรเดียวจะมีอิเล็กตรอนเกินสองตัวไม่ได้ (หลักการของพอลลี)

ตัวอย่าง.

1. มาสร้างสูตรอิเล็กทรอนิกส์สำหรับไนโตรเจนกันดีกว่า ไนโตรเจนอยู่ในอันดับที่ 7 ในตารางธาตุ

2. มาสร้างสูตรอิเล็กทรอนิกส์สำหรับอาร์กอนกันดีกว่า อาร์กอนอยู่อันดับที่ 18 ในตารางธาตุ

1วินาที 2 2วินาที 2 2จุด 6 3วินาที 2 3p 6.

3. มาสร้างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของโครเมียมกันดีกว่า โครเมียมอยู่อันดับที่ 24 ในตารางธาตุ

1 วินาที 2 2 วินาที 2 2p 6 3 วินาที 2 3p 6 4ส 1 3d 5

แผนภาพพลังงานของสังกะสี

4. มาสร้างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของสังกะสีกัน สังกะสีคือหมายเลข 30 ในตารางธาตุ

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

โปรดทราบว่าส่วนหนึ่งของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ คือ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 เป็นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอาร์กอน

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของสังกะสีสามารถแสดงได้ดังนี้:

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์อะตอมคือการแสดงตัวเลขของออร์บิทัลของอิเล็กตรอน ออร์บิทัลของอิเล็กตรอนเป็นบริเวณที่มีรูปร่างหลากหลายซึ่งอยู่รอบๆ นิวเคลียสของอะตอม ซึ่งมีความน่าจะเป็นทางคณิตศาสตร์ที่จะพบอิเล็กตรอนได้ การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ช่วยให้บอกผู้อ่านได้อย่างรวดเร็วและง่ายดายว่าอะตอมมีออร์บิทัลจำนวนเท่าใด พร้อมทั้งระบุจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละออร์บิทัลด้วย หลังจากอ่านบทความนี้แล้ว คุณจะเชี่ยวชาญวิธีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์

ขั้นตอน

การกระจายตัวของอิเล็กตรอนโดยใช้ระบบธาตุของ D. I. Mendeleev

ค้นหาเลขอะตอมของอะตอมของคุณแต่ละอะตอมมีจำนวนอิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องกัน ค้นหาสัญลักษณ์อะตอมของคุณใน ตารางธาตุ- เลขอะตอมเป็นจำนวนเต็มบวกเริ่มต้นที่ 1 (สำหรับไฮโดรเจน) และเพิ่มขึ้นทีละ 1 สำหรับแต่ละอะตอมที่ตามมา เลขอะตอมคือ จำนวนโปรตอนในอะตอม ดังนั้น จึงเป็นจำนวนอิเล็กตรอนของอะตอมที่มีประจุเป็นศูนย์ด้วย

กำหนดประจุของอะตอมอะตอมที่เป็นกลางจะมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากันตามที่แสดงในตารางธาตุ อย่างไรก็ตาม อะตอมที่มีประจุจะมีอิเล็กตรอนมากหรือน้อย ขึ้นอยู่กับขนาดของประจุ หากคุณกำลังทำงานกับอะตอมที่มีประจุ ให้บวกหรือลบอิเล็กตรอนดังนี้: เพิ่มอิเล็กตรอนหนึ่งตัวสำหรับประจุลบแต่ละอัน และลบหนึ่งอิเล็กตรอนสำหรับประจุบวกแต่ละอัน

• ตัวอย่างเช่น อะตอมโซเดียมที่มีประจุ -1 จะมีอิเล็กตรอนเพิ่มขึ้น 1 ตัว นอกจากนี้เป็นเลขฐานอะตอม 11 หรืออีกนัยหนึ่ง อะตอมจะมีอิเล็กตรอนทั้งหมด 12 ตัว
• หากเรากำลังพูดถึงอะตอมโซเดียมที่มีประจุ +1 จะต้องลบอิเล็กตรอนหนึ่งตัวออกจากเลขอะตอมฐาน 11 ดังนั้นอะตอมจะมีอิเล็กตรอน 10 ตัว

1. จำรายการพื้นฐานของออร์บิทัลเมื่อจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมเพิ่มขึ้น พวกมันจะเติมเต็มระดับย่อยต่างๆ ของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมตามลำดับเฉพาะ เมื่อเติมแต่ละระดับย่อยของเปลือกอิเล็กตรอน จะมีจำนวนอิเล็กตรอนเป็นเลขคู่ มีระดับย่อยต่อไปนี้:

   ทำความเข้าใจสัญลักษณ์การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์โครงสร้างอิเล็กตรอนถูกเขียนขึ้นเพื่อแสดงจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละวงโคจรอย่างชัดเจน วงโคจรจะถูกเขียนตามลำดับ โดยจำนวนอะตอมในแต่ละวงจะเขียนเป็นตัวยกทางด้านขวาของชื่อวงโคจร การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่สมบูรณ์จะอยู่ในรูปแบบของลำดับการกำหนดระดับย่อยและตัวยก

   • ตัวอย่างเช่นนี่คือการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่ง่ายที่สุด: 1วินาที 2 2วินาที 2 2p 6 .โครงสร้างนี้แสดงให้เห็นว่ามีอิเล็กตรอนสองตัวในระดับย่อย 1s, อิเล็กตรอนสองตัวในระดับย่อย 2s และอิเล็กตรอนหกตัวในระดับย่อย 2p รวม 2 + 2 + 6 = 10 อิเล็กตรอน นี่คือการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมนีออนที่เป็นกลาง (เลขอะตอมของนีออนคือ 10)

2. จำลำดับของออร์บิทัลโปรดทราบว่าออร์บิทัลของอิเล็กตรอนจะถูกกำหนดหมายเลขตามลำดับการเพิ่มจำนวนเปลือกอิเล็กตรอน แต่จัดเรียงตามลำดับพลังงานที่เพิ่มขึ้น ตัวอย่างเช่น วงโคจร 4s 2 ที่เติมแล้วมีพลังงานต่ำกว่า (หรือความคล่องตัวน้อยกว่า) วงโคจร 3d 10 ที่เติมบางส่วนหรือเต็ม ดังนั้นวงโคจร 4s จะถูกเขียนก่อน เมื่อคุณทราบลำดับของออร์บิทัลแล้ว คุณก็สามารถเติมออร์บิทัลตามจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมได้อย่างง่ายดาย ลำดับการเติมออร์บิทัลมีดังนี้: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • โครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมที่มีการเติมออร์บิทัลทั้งหมดจะเป็นดังนี้: 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 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6
   • โปรดทราบว่ารายการข้างต้น เมื่อเติมออร์บิทัลทั้งหมดแล้ว คือการจัดเรียงอิเล็กตรอนของธาตุ Uuo (อูนูนออกเทียม) 118 ซึ่งเป็นอะตอมที่มีหมายเลขสูงสุดในตารางธาตุ ดังนั้นการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์นี้จึงประกอบด้วยระดับย่อยทางอิเล็กทรอนิกส์ที่ทราบในปัจจุบันทั้งหมดของอะตอมที่มีประจุเป็นกลาง

3. เติมออร์บิทัลตามจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมของคุณตัวอย่างเช่น หากเราต้องการเขียนการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแคลเซียมที่เป็นกลาง เราต้องเริ่มต้นด้วยการค้นหาเลขอะตอมของมันในตารางธาตุ เลขอะตอมของมันคือ 20 ดังนั้นเราจะเขียนโครงร่างของอะตอมด้วยอิเล็กตรอน 20 ตัวตามลำดับข้างต้น

   • เติมออร์บิทัลตามลำดับด้านบนจนกระทั่งถึงอิเล็กตรอนตัวที่ 20 วงโคจร 1s แรกจะมีอิเล็กตรอนสองตัว วงโคจร 2s ก็จะมี 2 ตัวเช่นกัน 2p จะมี 6 ตัว 3 จะมี 2 ตัว 3p จะมี 6 ตัว และวง 4s จะมี 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) กล่าวอีกนัยหนึ่งการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของแคลเซียมมีรูปแบบ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • โปรดทราบว่าวงโคจรถูกจัดเรียงตามลำดับพลังงานที่เพิ่มขึ้น ตัวอย่างเช่น เมื่อคุณพร้อมที่จะก้าวไปสู่ระดับพลังงานที่ 4 ให้เขียนวงโคจรของ 4s ก่อน และ แล้ว 3d. หลังจากระดับพลังงานที่สี่ คุณจะเลื่อนไปยังระดับที่ห้า โดยที่จะมีลำดับเดียวกันซ้ำ สิ่งนี้จะเกิดขึ้นหลังจากระดับพลังงานที่สามเท่านั้น

4. ใช้ตารางธาตุเป็นสัญญาณภาพคุณอาจสังเกตเห็นแล้วว่ารูปร่างของตารางธาตุนั้นสอดคล้องกับลำดับของระดับย่อยของอิเล็กตรอนในการกำหนดค่าอิเล็กตรอน ตัวอย่างเช่น อะตอมในคอลัมน์ที่สองจากด้านซ้ายจะลงท้ายด้วย "s 2" เสมอ และอะตอมที่ขอบด้านขวาของส่วนตรงกลางบางๆ จะลงท้ายด้วย "d 10" เสมอ เป็นต้น ใช้ตารางธาตุเป็นแนวทางในการเขียนการกำหนดค่า - ลำดับที่คุณเพิ่มลงในวงโคจรนั้นสอดคล้องกับตำแหน่งของคุณในตารางอย่างไร ดูด้านล่าง:

   • โดยเฉพาะอย่างยิ่ง สองคอลัมน์ทางซ้ายสุดประกอบด้วยอะตอมที่การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ลงท้ายด้วย s ออร์บิทัล บล็อกด้านขวาของตารางประกอบด้วยอะตอมที่การกำหนดค่าสิ้นสุดด้วย p ออร์บิทัล และครึ่งล่างมีอะตอมที่ลงท้ายด้วย f ออร์บิทัล
   • ตัวอย่างเช่น เมื่อคุณเขียนการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของคลอรีน ลองคิดดังนี้: "อะตอมนี้อยู่ในแถวที่สาม (หรือ "คาบ") ของตารางธาตุ และยังอยู่ในกลุ่มที่ห้าของบล็อก p orbital ของตารางธาตุ ดังนั้น โครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์จะลงท้ายด้วย ..3p 5
   • โปรดทราบว่าองค์ประกอบต่างๆ ในพื้นที่วงโคจร d และ f ของตารางมีลักษณะเฉพาะด้วยระดับพลังงานที่ไม่สอดคล้องกับระยะเวลาที่องค์ประกอบเหล่านั้นอยู่ ตัวอย่างเช่น แถวแรกของบล็อกขององค์ประกอบที่มี d-ออร์บิทัลจะสัมพันธ์กับออร์บิทัล 3 มิติ แม้ว่าจะอยู่ในคาบที่ 4 และแถวแรกขององค์ประกอบที่มี f-ออร์บิทัลจะสอดคล้องกับออร์บิทัล 4f แม้จะอยู่ในคาบที่ 6 ระยะเวลา.

5. เรียนรู้คำย่อในการเขียนการกำหนดค่าอิเล็กตรอนแบบยาวอะตอมที่อยู่ขอบขวาของตารางธาตุเรียกว่า ก๊าซมีตระกูลองค์ประกอบเหล่านี้มีความเสถียรทางเคมีมาก หากต้องการลดขั้นตอนการเขียนการกำหนดค่าอิเล็กตรอนแบบยาว ให้เขียนสัญลักษณ์ทางเคมีของก๊าซมีตระกูลที่ใกล้ที่สุดซึ่งมีอิเล็กตรอนน้อยกว่าอะตอมของคุณในวงเล็บเหลี่ยม จากนั้นจึงเขียนการกำหนดค่าอิเล็กตรอนของระดับวงโคจรถัดไปต่อไป ดูด้านล่าง:

   • เพื่อให้เข้าใจแนวคิดนี้ การเขียนตัวอย่างการกำหนดค่าจะเป็นประโยชน์ เรามาเขียนการกำหนดค่าของสังกะสี (เลขอะตอม 30) โดยใช้ตัวย่อที่มีก๊าซมีตระกูลรวมอยู่ด้วย การกำหนดค่าสังกะสีที่สมบูรณ์มีลักษณะดังนี้: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 อย่างไรก็ตาม เราจะเห็นว่า 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 เป็นการจัดเรียงอิเล็กตรอนของอาร์กอน ซึ่งเป็นก๊าซมีตระกูล เพียงแทนที่ส่วนหนึ่งของการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์สำหรับสังกะสีด้วยสัญลักษณ์ทางเคมีสำหรับอาร์กอนในวงเล็บเหลี่ยม (.)
   • ดังนั้นการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของสังกะสีซึ่งเขียนในรูปแบบย่อจึงมีรูปแบบ: 4s 2 3d 10 .
   • โปรดทราบว่าหากคุณกำลังเขียนการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของก๊าซมีตระกูล เช่น อาร์กอน คุณจะไม่สามารถเขียนได้! เราต้องใช้คำย่อสำหรับก๊าซมีตระกูลที่อยู่ข้างหน้าองค์ประกอบนี้ สำหรับอาร์กอนมันจะเป็นนีออน ()

   การใช้ตารางธาตุ ADOMAH

   1. เชี่ยวชาญตารางธาตุ ADOMAHวิธีการบันทึกการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์นี้ไม่จำเป็นต้องมีการท่องจำ แต่ต้องมีตารางธาตุที่แก้ไข เนื่องจากในตารางธาตุแบบดั้งเดิมเริ่มตั้งแต่คาบที่สี่ หมายเลขคาบไม่สอดคล้องกับเปลือกอิเล็กตรอน ค้นหาตารางธาตุ ADOMAH - ตารางธาตุชนิดพิเศษที่พัฒนาโดยนักวิทยาศาสตร์ วาเลรี ซิมเมอร์แมน หาได้ง่ายด้วยการค้นหาทางอินเทอร์เน็ตสั้นๆ

      • ในตารางธาตุ ADOMAH แถวแนวนอนแสดงถึงกลุ่มของธาตุ เช่น ฮาโลเจน ก๊าซมีตระกูล โลหะอัลคาไล โลหะอัลคาไลน์เอิร์ธ เป็นต้น คอลัมน์แนวตั้งสอดคล้องกับระดับอิเล็กทรอนิกส์ และที่เรียกว่า "น้ำตก" (เส้นทแยงมุมที่เชื่อมต่อบล็อก s, p, d และ f) สอดคล้องกับจุด
      • ฮีเลียมถูกเคลื่อนไปทางไฮโดรเจนเนื่องจากธาตุทั้งสองนี้มีลักษณะพิเศษคือวงโคจร 1 วินาที บล็อกคาบ (s,p,d และ f) จะแสดงทางด้านขวา และหมายเลขระดับจะแสดงที่ด้านล่าง องค์ประกอบต่างๆ จะแสดงอยู่ในกล่องหมายเลข 1 ถึง 120 ตัวเลขเหล่านี้เป็นเลขอะตอมธรรมดา ซึ่งแสดงถึงจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในอะตอมที่เป็นกลาง

   2. ค้นหาอะตอมของคุณในตาราง ADOMAHในการเขียนการจัดเรียงอิเล็กตรอนขององค์ประกอบ ให้ค้นหาสัญลักษณ์ของมันบนตารางธาตุ ADOMAH และขีดฆ่าองค์ประกอบทั้งหมดที่มีเลขอะตอมสูงกว่า เช่น หากคุณต้องการเขียนการกำหนดค่าอิเล็กตรอนของเออร์เบียม (68) ให้ขีดฆ่าองค์ประกอบทั้งหมดตั้งแต่ 69 ถึง 120

      • สังเกตตัวเลข 1 ถึง 8 ที่ด้านล่างของตาราง เหล่านี้เป็นตัวเลขของระดับอิเล็กทรอนิกส์หรือจำนวนคอลัมน์ ละเว้นคอลัมน์ที่มีเฉพาะรายการที่ขีดฆ่า สำหรับเออร์เบียม คอลัมน์ที่มีหมายเลข 1,2,3,4,5 และ 6 จะยังคงอยู่

   3. นับระดับย่อยของวงโคจรจนถึงองค์ประกอบของคุณเมื่อดูสัญลักษณ์บล็อกที่แสดงทางด้านขวาของตาราง (s, p, d และ f) และหมายเลขคอลัมน์ที่แสดงที่ฐาน ให้ละเว้นเส้นทแยงมุมระหว่างบล็อกและแบ่งคอลัมน์ออกเป็นบล็อกคอลัมน์ โดยแสดงรายการตามลำดับ จากล่างขึ้นบน ขอย้ำอีกครั้งว่าให้ละเว้นบล็อกที่มีการขีดฆ่าองค์ประกอบทั้งหมดออก เขียนบล็อกคอลัมน์โดยเริ่มจากหมายเลขคอลัมน์ตามด้วยสัญลักษณ์บล็อก ดังนี้ 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (สำหรับเออร์เบียม)

      • โปรดทราบ: การจัดเรียงอิเล็กตรอนของ Er ข้างต้นเขียนโดยเรียงจากน้อยไปมากของหมายเลขระดับย่อยของอิเล็กตรอน นอกจากนี้ยังสามารถเขียนเพื่อเติมออร์บิทัลได้ด้วย เมื่อต้องการทำเช่นนี้ ให้เขียนเรียงต่อกันจากล่างขึ้นบน แทนที่จะเขียนคอลัมน์: 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. นับอิเล็กตรอนสำหรับแต่ละระดับย่อยของอิเล็กตรอนนับองค์ประกอบในแต่ละบล็อกคอลัมน์ที่ยังไม่ได้ขีดฆ่า โดยติดอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากแต่ละองค์ประกอบ แล้วเขียนหมายเลขไว้ข้างสัญลักษณ์บล็อกสำหรับแต่ละบล็อกคอลัมน์ ดังนี้ 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 . ในตัวอย่างของเรา นี่คือการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของเออร์เบียม

   5. ระวังการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่ไม่ถูกต้องมีข้อยกเว้นทั่วไปสิบแปดประการที่เกี่ยวข้องกับการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมในสถานะพลังงานต่ำสุด หรือที่เรียกว่าสถานะพลังงานพื้นดิน พวกมันไม่ปฏิบัติตามกฎทั่วไปเฉพาะสำหรับสองหรือสามตำแหน่งสุดท้ายที่อิเล็กตรอนครอบครองเท่านั้น ในกรณีนี้ การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์จริงจะถือว่าอิเล็กตรอนอยู่ในสถานะที่มีพลังงานต่ำกว่าเมื่อเทียบกับการกำหนดค่ามาตรฐานของอะตอม อะตอมข้อยกเว้นได้แก่:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); ลูกบาศ์ก(..., 3d10, 4s1); ไม่มี(..., 4d4, 5s1); โม(..., 4d5, 5s1); รุ(..., 4d7, 5s1); ร(..., 4d8, 5s1); ป.ล(..., 4d10, 5s0); อจ(..., 4d10, 5s1); ลา(..., 5d1, 6s2); ซี(..., 4f1, 5d1, 6s2); จีดี(..., 4f7, 5d1, 6s2); ออสเตรเลีย(..., 5d10, 6s1); เครื่องปรับอากาศ(..., 6d1, 7s2); ไทย(..., 6d2, 7s2); ป้า(..., 5f2, 6d1, 7s2); คุณ(..., 5f3, 6d1, 7s2); เอ็นพี(..., 5f4, 6d1, 7s2) และ ซม(..., 5f7, 6d1, 7s2)
   • หากต้องการค้นหาเลขอะตอมของอะตอมเมื่อเขียนในรูปแบบอิเล็กตรอน เพียงบวกตัวเลขทั้งหมดที่ตามหลังตัวอักษร (s, p, d และ f) วิธีนี้ใช้ได้กับอะตอมที่เป็นกลางเท่านั้น หากคุณกำลังจัดการกับไอออน มันจะใช้งานไม่ได้ คุณจะต้องเพิ่มหรือลบจำนวนอิเล็กตรอนส่วนเกินหรือที่สูญเสียไป
   • ตัวเลขที่อยู่หลังตัวอักษรเป็นตัวยก อย่าทำข้อสอบผิด
   • ไม่มีความเสถียรระดับย่อย "ครึ่งเต็ม" นี่คือการทำให้เข้าใจง่าย ความเสถียรใดๆ ที่เกิดจากระดับย่อย "เต็มครึ่งหนึ่ง" เกิดขึ้นเนื่องจากแต่ละวงโคจรถูกครอบครองโดยอิเล็กตรอนหนึ่งตัว ดังนั้นแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอนจึงลดลง
   • แต่ละอะตอมมีแนวโน้มที่จะมีสถานะเสถียร และโครงร่างที่เสถียรที่สุดจะมีระดับย่อย s และ p (s2 และ p6) ก๊าซมีตระกูลมีโครงสร้างเช่นนี้ ดังนั้นจึงไม่ค่อยเกิดปฏิกิริยาและตั้งอยู่ทางด้านขวาในตารางธาตุ ดังนั้น หากการกำหนดค่าสิ้นสุดที่ 3p 4 จะต้องมีอิเล็กตรอนสองตัวจึงจะถึงสถานะเสถียร (การสูญเสีย 6 ตัวรวมทั้งอิเล็กตรอนระดับย่อย s ด้วยนั้น ต้องใช้พลังงานมากขึ้น ดังนั้นการสูญเสียสี่ตัวจึงง่ายกว่า) และหากการกำหนดค่าสิ้นสุดใน 4d 3 ดังนั้นเพื่อให้ได้สถานะที่เสถียร จะต้องสูญเสียอิเล็กตรอนสามตัว นอกจากนี้ ระดับย่อยที่เติมไว้ครึ่งหนึ่ง (s1, p3, d5..) ยังมีความเสถียรมากกว่า เช่น p4 หรือ p2; อย่างไรก็ตาม s2 และ p6 จะมีความเสถียรมากยิ่งขึ้น
   • เมื่อคุณต้องรับมือกับไอออน หมายความว่าจำนวนโปรตอนไม่เท่ากับจำนวนอิเล็กตรอน ประจุของอะตอมในกรณีนี้จะแสดงที่มุมขวาบน (ปกติ) ของสัญลักษณ์ทางเคมี ดังนั้นอะตอมพลวงที่มีประจุ +2 จึงมีโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 โปรดทราบว่า 5p 3 เปลี่ยนเป็น 5p 1 ควรระวังเมื่อการกำหนดค่าอะตอมที่เป็นกลางสิ้นสุดลงที่ระดับย่อยอื่นที่ไม่ใช่ s และ pเมื่อคุณดึงอิเล็กตรอนออกไป คุณจะดึงพวกมันได้จากเวเลนซ์ออร์บิทัลเท่านั้น (s และ p ออร์บิทัล) ดังนั้น หากการกำหนดค่าลงท้ายด้วย 4s 2 3d 7 และอะตอมได้รับประจุเป็น +2 การกำหนดค่าจะสิ้นสุดด้วย 4s 0 3d 7 โปรดทราบว่า 3d 7 ไม่การเปลี่ยนแปลงทำให้อิเล็กตรอนจากวงโคจรของ s สูญเสียไปแทน
   • มีเงื่อนไขที่อิเล็กตรอนถูกบังคับให้ "เคลื่อนที่ไปสู่ระดับพลังงานที่สูงขึ้น" เมื่อระดับย่อยมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัวที่ยังเหลือไม่ถึงครึ่งหนึ่งหรือเต็ม ให้นำอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากระดับย่อย s หรือ p ที่ใกล้ที่สุดแล้วย้ายไปยังระดับย่อยที่ต้องการอิเล็กตรอน
   • มีสองตัวเลือกในการบันทึกการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ พวกเขาสามารถเขียนโดยเรียงลำดับจากน้อยไปมากของตัวเลขระดับพลังงานหรือตามลำดับการเติมออร์บิทัลของอิเล็กตรอน ดังที่แสดงไว้ข้างต้นสำหรับเออร์เบียม
   • คุณยังสามารถเขียนการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบได้โดยการเขียนเฉพาะการกำหนดค่าความจุ ซึ่งแสดงถึงระดับย่อย s และ p สุดท้าย ดังนั้นการกำหนดค่าเวเลนซ์ของพลวงจะเป็น 5s 2 5p 3
   • ไอออนไม่เท่ากัน มันยากกว่ามากสำหรับพวกเขา ข้ามสองระดับและทำตามรูปแบบเดียวกัน ขึ้นอยู่กับว่าคุณเริ่มต้นจากจุดไหนและมีจำนวนอิเล็กตรอนมากเพียงใด