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

อะตอมไม่สามารถมีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีเลขควอนตัมทั้งสี่ชุดเดียวกันได้

โครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงโดยสูตรซึ่งระบุออร์บิทัลที่เติมแล้วด้วยการรวมกันของตัวเลขที่เท่ากับเลขควอนตัมหลักและตัวอักษรที่สอดคล้องกับเลขควอนตัมของออร์บิทัล ตัวยกระบุจำนวนอิเล็กตรอนในออร์บิทัลเหล่านี้

ไฮโดรเจนและฮีเลียม

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมไฮโดรเจนคือ 1s 1 และอะตอมฮีเลียมคือ 1s 2 อะตอมไฮโดรเจนมีอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่หนึ่งตัว และอะตอมฮีเลียมมีอิเล็กตรอนคู่กันสองตัว อิเล็กตรอนที่จับคู่มีค่าเท่ากันของตัวเลขควอนตัมทั้งหมด ยกเว้นค่าสปิน อะตอมไฮโดรเจนสามารถให้อิเล็กตรอนและกลายเป็นไอออนที่มีประจุบวก - H + แคตไอออน (โปรตอน) ซึ่งไม่มีอิเล็กตรอน (การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ 1s 0) อะตอมไฮโดรเจนสามารถเพิ่มอิเล็กตรอนหนึ่งตัวและกลายเป็นไอออนที่มีประจุลบ (ไฮไดรด์ไอออน) โดยมีการกำหนดค่าอิเล็กตรอน 1s 2

ลิเธียม

อิเล็กตรอน 3 ตัวในอะตอมลิเธียมมีการกระจายดังนี้ 1s 2 1s 1 มีเพียงอิเล็กตรอนจากระดับพลังงานภายนอกที่เรียกว่าเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่านั้นที่มีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมี ในอะตอมลิเธียม วาเลนซ์อิเล็กตรอนคืออิเล็กตรอนระดับย่อย 2s และอิเล็กตรอนสองตัวในระดับย่อย 1s เป็นอิเล็กตรอนภายใน อะตอมลิเธียมจะสูญเสียเวเลนซ์อิเล็กตรอนได้ง่ายมาก โดยเปลี่ยนเป็น Li + ไอออน ซึ่งมีรูปแบบ 1s 2 2s 0 โปรดทราบว่าไฮไดรด์ไอออน อะตอมฮีเลียม และลิเธียมไอออนบวกมี หมายเลขเดียวกันอิเล็กตรอน อนุภาคดังกล่าวเรียกว่าไอโซอิเล็กทรอนิกส์ พวกมันมีโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ที่คล้ายกัน แต่มีประจุนิวเคลียร์ต่างกัน อะตอมของฮีเลียมมีความเฉื่อยทางเคมีมากซึ่งสัมพันธ์กับความเสถียรเป็นพิเศษ การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ 1 วินาที 2 . ออร์บิทัลที่ไม่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนเรียกว่าว่าง ในอะตอมลิเธียม มีวงโคจร 3 วงของระดับย่อย 2p ว่าง

เบริลเลียม

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมเบริลเลียมคือ 1s 2 2s 2 เมื่ออะตอมเกิดความตื่นเต้น อิเล็กตรอนจากระดับย่อยพลังงานที่ต่ำกว่าจะเคลื่อนไปยังวงโคจรว่างของระดับย่อยพลังงานที่สูงกว่า กระบวนการกระตุ้นอะตอมเบริลเลียมสามารถถ่ายทอดได้ด้วยแผนภาพต่อไปนี้:

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

การเปรียบเทียบพื้นดินและสภาวะตื่นเต้นของอะตอมเบริลเลียมแสดงให้เห็นว่ามีจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ต่างกัน ในสถานะพื้นดินของอะตอมเบริลเลียมไม่มีอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ แต่ในสถานะตื่นเต้นมีอิเล็กตรอนสองตัว แม้ว่าอะตอมจะตื่นเต้นก็ตาม โดยหลักการแล้ว อิเล็กตรอนใดๆ จากออร์บิทัลพลังงานต่ำสามารถเคลื่อนที่ไปยังออร์บิทัลที่สูงกว่าได้ เมื่อพิจารณาถึงกระบวนการทางเคมี การเปลี่ยนแปลงระหว่างระดับย่อยของพลังงานที่มีพลังงานใกล้เคียงกันเท่านั้นที่มีนัยสำคัญ

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:

สิ่งนี้อธิบายความเป็นไปได้ของการมีอยู่ของสารประกอบโดยค่าความจุของฟอสฟอรัสเท่ากับ 5 อะตอมไนโตรเจนซึ่งมีการกำหนดค่าเวเลนซ์อิเล็กตรอนในสถานะพื้นเหมือนกับอะตอมฟอสฟอรัส ไม่สามารถสร้างพันธะโควาเลนต์ได้ห้าพันธะ

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 การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่สอดคล้องกับการมีอยู่ของจำนวนอิเล็กตรอนคู่สูงสุดที่เป็นไปได้ ซึ่งทำได้ในองค์ประกอบ 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 องค์ประกอบสุดท้ายแถวแรกขององค์ประกอบ d มีการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ 30 Zn 4s 23 d 10

แนวโน้มทั่วไปซึ่งแสดงให้เห็นในความเสถียรของการกำหนดค่า d 5 และ d 10 ก็สังเกตได้ในองค์ประกอบของช่วงเวลาที่ต่ำกว่า โมลิบดีนัมมีโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์คล้ายกับโครเมียม: 42 Mo 5s 1 4d 5 และเงินถึงทองแดง: 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:

หลักการเติม. ตามหลักการเติม อิเล็กตรอนในสถานะพื้นของอะตอมจะเติมออร์บิทัลตามลำดับระดับพลังงานของออร์บิทัลที่เพิ่มขึ้น วงโคจรพลังงานต่ำสุดจะถูกเติมก่อนเสมอ
หลักการกีดกันของเปาลี. ตามหลักการนี้ วงโคจรใดๆ สามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 2 ตัว และต่อเมื่อมีสปินตรงกันข้าม (จำนวนสปินไม่เท่ากัน)
กฎของฮุนด์. ตามกฎนี้ การเติมออร์บิทัลของเปลือกย่อยหนึ่งเริ่มต้นด้วยอิเล็กตรอนเดี่ยวที่มีการหมุนแบบขนาน (เครื่องหมายเท่ากับ) และหลังจากที่อิเล็กตรอนเดี่ยวเข้าครอบครองออร์บิทัลทั้งหมดเท่านั้นจึงจะสามารถเติมออร์บิทัลครั้งสุดท้ายด้วยคู่อิเล็กตรอนที่มีการหมุนตรงข้ามกันเกิดขึ้นได้

จากมุมมองของกลศาสตร์ควอนตัม การกำหนดค่าอิเล็กตรอนเป็นรายการที่สมบูรณ์ของฟังก์ชันคลื่นอิเล็กตรอนเดี่ยว ซึ่งสามารถรวบรวมฟังก์ชันคลื่นที่สมบูรณ์ของอะตอมได้ด้วยระดับความแม่นยำที่เพียงพอ (ในการประมาณสนามที่สอดคล้องกันในตัวเอง) .

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

จากการใช้วิธีการภาคสนามที่สอดคล้องกันในตัวเอง ทำให้ได้ระบบที่ซับซ้อนของสมการอินทิกรอดิฟเฟอเรนเชียลแบบไม่เชิงเส้น ซึ่งยังคงแก้ไขได้ยาก อย่างไรก็ตาม สมการสนามที่สอดคล้องกันในตัวเองมีความสมมาตรในการหมุนของปัญหาเดิม (นั่นคือ สมการมีความสมมาตรเป็นทรงกลม) ซึ่งช่วยให้สามารถจำแนกฟังก์ชันคลื่นอิเล็กตรอนเดี่ยวที่ประกอบกันเป็นฟังก์ชันคลื่นอะตอมที่สมบูรณ์ได้อย่างสมบูรณ์

ประการแรก เช่นเดียวกับศักย์ไฟฟ้าแบบสมมาตรจากศูนย์กลางใดๆ ฟังก์ชันคลื่นในสนามที่มีความสม่ำเสมอในตัวเองสามารถกำหนดลักษณะเฉพาะได้ด้วยเลขควอนตัมของโมเมนตัมเชิงมุมทั้งหมด 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 ต่อไปเมื่อไหร่. มูลค่าที่กำหนดโมเมนตัมเชิงมุม คุณสามารถกำหนดหมายเลขระดับพลังงานใหม่ได้ 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

ด้วยเหตุผลทางประวัติศาสตร์ ในการกำหนดค่าอิเล็กตรอน สูตรของเลขควอนตัม ล. (\displaystyle ล.)ถูกบันทึกไว้ อักษรละติน. 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) เต็มสูตรเงื่อนไขการกำหนดค่าอิเล็กตรอนเขียนขึ้นตามลำดับการเพิ่มจำนวนควอนตัม 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

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

สัญลักษณ์ลูอิส: แผนภาพอิเล็กตรอน: อิเล็กตรอนเดี่ยวของอะตอมไฮโดรเจนสามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมีเพียงพันธะเดียวกับอะตอมอื่น: จำนวนพันธะโควาเลนต์ ซึ่งอะตอมก่อตัวในสารประกอบที่กำหนด แสดงลักษณะเฉพาะของมัน ความจุ . ในสารประกอบทั้งหมด อะตอมของไฮโดรเจนจะมีสถานะเดียว ฮีเลียม ฮีเลียมก็เหมือนกับไฮโดรเจนที่เป็นองค์ประกอบของคาบแรก ในชั้นควอนตัมเพียงชั้นเดียวก็มีชั้นเดียว ส- วงโคจรที่ประกอบด้วยอิเล็กตรอน 2 ตัวที่มีการหมุนขนานกัน (คู่อิเล็กตรอนเดี่ยว) สัญลักษณ์ลูอิส: ไม่:. การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ 1 ส 2 การแสดงภาพกราฟิก: ไม่มีอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่ในอะตอมฮีเลียม ไม่มีออร์บิทัลอิสระ ระดับพลังงานของเขาเสร็จสมบูรณ์แล้ว อะตอมที่มีชั้นควอนตัมสมบูรณ์ไม่สามารถก่อตัวได้ พันธะเคมีกับอะตอมอื่นๆ พวกเขาถูกเรียกว่า มีคุณธรรมสูง หรือ ก๊าซเฉื่อย. ฮีเลียมเป็นตัวแทนคนแรกของพวกเขา ช่วงที่สอง ลิเธียม อะตอมของธาตุทั้งหมด ที่สองระยะเวลามี สองระดับพลังงาน ชั้นควอนตัมชั้นในคือระดับพลังงานที่สมบูรณ์ของอะตอมฮีเลียม ดังที่แสดงไว้ข้างต้น การกำหนดค่าจะมีลักษณะดังนี้ 1 ส 2 แต่สัญกรณ์แบบย่อสามารถใช้เพื่ออธิบายได้: ในบางส่วน แหล่งวรรณกรรมมันถูกกำหนดให้เป็น [K] (ตามชื่อของเปลือกอิเล็กตรอนอันแรก) ชั้นควอนตัมลิเธียมชั้นที่สองประกอบด้วยวงโคจรสี่วง (22 = 4): หนึ่งวง สและสาม ร.การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมลิเธียม: 1 ส 22ส 1 หรือ 2 ส 1. การใช้ รายการสุดท้ายมีเพียงอิเล็กตรอนของชั้นควอนตัมด้านนอก (เวเลนซ์อิเล็กตรอน) เท่านั้นที่ถูกปล่อยออกมา สัญลักษณ์ลูอิสสำหรับลิเธียมคือ หลี่. การแสดงกราฟิกของการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์:
เบริลเลียม การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ - 2s2 แผนภาพอิเล็กทรอนิกส์ของชั้นควอนตัมด้านนอก:
บ การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ - 2s22р1 อะตอมของโบรอนสามารถเข้าสู่สภาวะตื่นเต้นได้ แผนภาพอิเล็กทรอนิกส์ของชั้นควอนตัมด้านนอก:

ในสภาวะตื่นเต้น อะตอมของโบรอนมีอิเล็กตรอน 3 ตัวที่ไม่ได้รับการจับคู่ และสามารถสร้างพันธะเคมีได้ 3 พันธะ: ВF3, B2O3 ในกรณีนี้ อะตอมของโบรอนยังคงมีวงโคจรอิสระ ซึ่งสามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะตามกลไกของผู้บริจาคและผู้รับ คาร์บอน การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ - 2s22р2 แผนภาพอิเล็กทรอนิกส์ของชั้นควอนตัมด้านนอกของอะตอมคาร์บอนในพื้นดินและสภาวะตื่นเต้น:

อะตอมของคาร์บอนที่ไม่ได้รับการกระตุ้นสามารถสร้างพันธะโควาเลนต์ได้ 2 พันธะเนื่องจากการจับคู่อิเล็กตรอน และอีก 1 พันธะผ่านกลไกตัวรับผู้บริจาค ตัวอย่างของสารประกอบดังกล่าวคือคาร์บอนมอนอกไซด์ (II) ซึ่งมีสูตร CO และเรียกว่าคาร์บอนมอนอกไซด์ โครงสร้างของมันจะกล่าวถึงรายละเอียดเพิ่มเติมในหัวข้อ 2.1.2 อะตอมของคาร์บอนที่ถูกกระตุ้นนั้นมีเอกลักษณ์เฉพาะตัว: วงโคจรทั้งหมดของชั้นควอนตัมด้านนอกนั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่ กล่าวคือ มีจำนวนเวเลนซ์ออร์บิทัลและเวเลนซ์อิเล็กตรอนเท่ากัน คู่ที่เหมาะสมที่สุดคืออะตอมไฮโดรเจนซึ่งมีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียวในวงโคจรของมันเท่านั้น สิ่งนี้อธิบายความสามารถในการสร้างไฮโดรคาร์บอน อะตอมของคาร์บอนมีอิเล็กตรอนสี่ตัวที่ไม่ได้รับการจับคู่จึงสร้างพันธะเคมีสี่พันธะ: CH4, CF4, CO2 ในโมเลกุล สารประกอบอินทรีย์อะตอมของคาร์บอนอยู่ในสถานะตื่นเต้นอยู่เสมอ:
อะตอมไนโตรเจนไม่สามารถตื่นเต้นได้เพราะ ไม่มีวงโคจรอิสระในชั้นควอนตัมด้านนอก มันสร้างพันธะโควาเลนต์สามพันธะเนื่องจากการจับคู่อิเล็กตรอน:
เมื่อมีอิเล็กตรอนสองตัวที่ไม่ได้รับการจับคู่ในชั้นนอก อะตอมของออกซิเจนจะก่อให้เกิดพันธะโควาเลนต์สองตัว:
นีออน การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ - 2s22р6 สัญลักษณ์ลูอิส: แผนภาพอิเล็กตรอนของชั้นควอนตัมด้านนอก:

อะตอมของนีออนมีระดับพลังงานภายนอกที่สมบูรณ์ และไม่ก่อให้เกิดพันธะเคมีกับอะตอมใดๆ นี่คือก๊าซมีตระกูลที่สอง ช่วงที่สามอะตอมของธาตุทุกตัวในคาบที่ 3 มีชั้นควอนตัม 3 ชั้น การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของระดับพลังงานภายในทั้งสองระดับสามารถแสดงได้เป็น ชั้นอิเล็กทรอนิกส์ชั้นนอกประกอบด้วยออร์บิทัล 9 วงซึ่งมีอิเล็กตรอนอาศัยอยู่ ซึ่งเป็นไปตามกฎทั่วไป ดังนั้น สำหรับอะตอมโซเดียม การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์คือ: 3s1 สำหรับแคลเซียม - 3s2 (ในสถานะตื่นเต้น - 3s13р1) สำหรับอะลูมิเนียม - 3s23р1 (ในสถานะตื่นเต้น - 3s13р2) ต่างจากธาตุในช่วงที่สอง อะตอมของธาตุ V – กลุ่มที่ 7ยุคที่ 3 มีอยู่ทั้งในสภาวะพื้นฐานและสภาวะตื่นเต้น ฟอสฟอรัส ฟอสฟอรัสเป็นธาตุหมู่ 5 การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์คือ3s23р3 เช่นเดียวกับไนโตรเจน มันมีอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่สามตัวในระดับพลังงานชั้นนอกสุดและสร้างพันธะโควาเลนต์สามพันธะ ตัวอย่างคือฟอสฟีนซึ่งมีสูตร PH3 (เปรียบเทียบกับแอมโมเนีย) แต่ฟอสฟอรัสซึ่งแตกต่างจากไนโตรเจน มี d-orbitals อิสระอยู่ในชั้นควอนตัมด้านนอกและสามารถเข้าสู่สภาวะตื่นเต้นได้ - 3s13р3d1:

สิ่งนี้ทำให้มีโอกาสที่จะสร้างพันธะโควาเลนต์ห้าพันธะในสารประกอบเช่น P2O5 และ H3PO4

กำมะถัน การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์สถานะภาคพื้นดินคือ 3s23p4 แผนภาพอิเล็กทรอนิกส์:
อย่างไรก็ตามสามารถตื่นเต้นได้ด้วยการถ่ายโอนอิเล็กตรอนก่อน ร- บน ง-orbital (สภาวะตื่นเต้นครั้งแรก) แล้วตามด้วย ส- บน ง-วงโคจร (สภาวะตื่นเต้นครั้งที่สอง):

ในสถานะตื่นเต้นครั้งแรก อะตอมของซัลเฟอร์จะสร้างพันธะเคมีสี่พันธะในสารประกอบ เช่น SO2 และ H2SO3 สถานะตื่นเต้นที่สองของอะตอมซัลเฟอร์สามารถแสดงได้โดยใช้แผนภาพอิเล็กตรอน:

อะตอมกำมะถันนี้สร้างพันธะเคมีหกพันธะในสารประกอบ SO3 และ H2SO4

1.3.3. การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุขนาดใหญ่ ระยะเวลา ช่วงที่สี่

ช่วงเวลาเริ่มต้นด้วยการกำหนดค่าอิเล็กตรอนโพแทสเซียม (19K): 1s22s22p63s23p64s1 หรือ 4s1 และแคลเซียม (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 หรือ 4s2 ดังนั้นตามกฎของ Klechkovsky หลังจาก p-orbitals ของ Ar ระดับย่อย 4s ภายนอกจะถูกเติมเต็มซึ่งมีพลังงานต่ำกว่าเพราะ วงโคจร 4s แทรกซึมเข้าไปใกล้กับนิวเคลียสมากขึ้น ระดับย่อย 3d ยังคงว่างเปล่า (3d0) เริ่มต้นจากสแกนเดียม ออร์บิทัลของระดับย่อย 3 มิติประกอบด้วย 10 องค์ประกอบ พวกเขาถูกเรียกว่า d-องค์ประกอบ

ตามหลักการของการเติมออร์บิทัลตามลำดับ อะตอมโครเมียมควรมีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์เป็น 4s23d4 แต่มันแสดงอิเล็กตรอน "ก้าวกระโดด" ซึ่งประกอบด้วยการเปลี่ยนอิเล็กตรอน 4s ไปเป็นออร์บิทัล 3 มิติที่มีพลังงานใกล้เคียงกัน ( รูปที่ 11)

มีการทดลองพบว่าสถานะของอะตอมซึ่งมี p-, d-, f-orbitals เต็มครึ่งหนึ่ง (p3, d5, f7), สมบูรณ์ (p6, d10, f14) หรืออิสระ (p0, d0, f0) เพิ่มขึ้น ความมั่นคง ดังนั้น หากอะตอมขาดอิเล็กตรอนหนึ่งตัวก่อนที่ระดับย่อยจะเสร็จสมบูรณ์ครึ่งหนึ่ง จะเกิดการ "ก้าวกระโดด" ของอะตอมจากวงโคจรที่เต็มไปก่อนหน้านี้ (ในกรณีนี้คือ 4 วินาที)

ยกเว้น Cr และ Cu ธาตุทั้งหมดตั้งแต่ Ca ถึง Zn มีจำนวนอิเล็กตรอนในเปลือกนอกเท่ากัน - สองตัว สิ่งนี้จะอธิบายการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติในชุดของโลหะทรานซิชันค่อนข้างน้อย อย่างไรก็ตาม สำหรับองค์ประกอบที่ระบุไว้ ทั้งอิเล็กตรอน 4s ของอิเล็กตรอนด้านนอกและอิเล็กตรอน 3 มิติของระดับย่อยก่อนภายนอกเป็นเวเลนซ์อิเล็กตรอน (ยกเว้นอะตอมสังกะสี ซึ่งระดับพลังงานที่สามเสร็จสมบูรณ์แล้ว)

31ก 4s23d104p1 32เก 4s23d104p2 33อ 4s23d104p3

34ส 4s23d104p4 35ห้องนอน 4s23d104p5 36Kr 4s23d104p6

วงโคจรวงที่ 4 และ 4f ยังคงเป็นอิสระ แม้ว่าช่วงที่สี่จะเสร็จสิ้นแล้วก็ตาม

ช่วงที่ห้า

ลำดับของการเติมออร์บิทัลจะเหมือนกับในช่วงก่อนหน้า: ขั้นแรกให้เติมออร์บิทัล 5s ( 37บาท 5s1) จากนั้น 4d และ 5p ( 54Xe 5s24d105p6) วงโคจรของ 5s และ 4d นั้นอยู่ใกล้พลังงานมากขึ้น ดังนั้นองค์ประกอบ 4d ส่วนใหญ่ (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) จึงมีการเปลี่ยนผ่านของอิเล็กตรอนจากระดับ 5s ไปเป็นระดับย่อย 4d

ช่วงที่หกและเจ็ด

ช่วงเวลาที่หกมีองค์ประกอบ 32 องค์ประกอบต่างจากครั้งก่อน ซีเซียมและแบเรียมเป็นธาตุ 6s สถานะที่เอื้ออำนวยทางพลังงานถัดไปคือ 6p, 4f และ 5d ตรงกันข้ามกับกฎของเคลชคอฟสกี้ ในแลนทานัมไม่ใช่ 4f แต่เป็นวงโคจร 5d ที่ถูกเติมเต็ม ( 57ล 6s25d1) อย่างไรก็ตาม สำหรับองค์ประกอบที่ตามมา ระดับย่อย 4f จะถูกเติม ( 58ซี 6s24f2) ซึ่งมีสถานะทางอิเล็กทรอนิกส์ที่เป็นไปได้สิบสี่สถานะ อะตอมตั้งแต่ซีเรียม (Ce) ถึงลูเทเซียม (Lu) เรียกว่าแลนทาไนด์ - สิ่งเหล่านี้คือองค์ประกอบ f ในชุดของแลนทาไนด์ บางครั้งเกิดการ "รั่ว" ของอิเล็กตรอน เช่นเดียวกับในชุดขององค์ประกอบ d เมื่อระดับย่อย 4f เสร็จสมบูรณ์ ระดับย่อย 5d (เก้าองค์ประกอบ) จะยังคงถูกเติมเต็มต่อไป และช่วงที่หกก็เหมือนกับช่วงอื่น ๆ ยกเว้นช่วงแรกที่จะเสร็จสมบูรณ์ด้วยองค์ประกอบ p หกองค์ประกอบ

ธาตุ 2 ตัวแรกในช่วงที่ 7 คือ แฟรนเซียมและเรเดียม ตามด้วยธาตุ 6d หนึ่งธาตุ แอกทิเนียม ( 89อ 7s26d1) แอกทิเนียมตามมาด้วยองค์ประกอบ 5f สิบสี่องค์ประกอบ - แอกติไนด์ แอกติไนด์ควรตามด้วยองค์ประกอบ 6d เก้าองค์ประกอบ และองค์ประกอบ p หกองค์ประกอบควรทำให้คาบสมบูรณ์ ช่วงที่เจ็ดยังไม่สมบูรณ์

รูปแบบที่พิจารณาของการก่อตัวของคาบของระบบโดยองค์ประกอบและการเติมออร์บิทัลของอะตอมด้วยอิเล็กตรอนแสดงให้เห็นถึงการพึ่งพาโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมเป็นระยะกับประจุของนิวเคลียส

ระยะเวลา เป็นชุดของธาตุที่จัดเรียงตามลำดับการเพิ่มประจุของนิวเคลียสของอะตอม และมีลักษณะเฉพาะคือ ค่าเดียวกันจำนวนควอนตัมหลักของอิเล็กตรอนชั้นนอก เมื่อเริ่มงวดจะเต็มแล้ว ns - และในตอนท้าย - n.p. -orbitals (ยกเว้นช่วงแรก) องค์ประกอบเหล่านี้ประกอบเป็นกลุ่มย่อยหลัก (A) แปดกลุ่ม ตารางธาตุดิ. เมนเดเลเยฟ.

กลุ่มย่อยหลัก เป็นชุดขององค์ประกอบทางเคมีที่จัดเรียงในแนวตั้งและมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากันที่ระดับพลังงานภายนอก

ภายในระยะเวลานั้น เมื่อประจุของนิวเคลียสเพิ่มขึ้นและแรงดึงดูดของอิเล็กตรอนภายนอกที่เพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวา รัศมีของอะตอมก็ลดลง ซึ่งจะทำให้คุณสมบัติของโลหะลดลงและการเพิ่มขึ้นของคุณสมบัติที่ไม่ใช่- คุณสมบัติของโลหะ ด้านหลัง รัศมีอะตอมใช้ระยะทางที่คำนวณตามทฤษฎีจากนิวเคลียสถึงความหนาแน่นของอิเล็กตรอนสูงสุดของชั้นควอนตัมด้านนอก ในกลุ่มจากบนลงล่าง จำนวนระดับพลังงานจะเพิ่มขึ้น ส่งผลให้รัศมีอะตอมเพิ่มขึ้น ในขณะเดียวกัน คุณสมบัติของโลหะก็ได้รับการปรับปรุงให้ดีขึ้น คุณสมบัติที่สำคัญของอะตอมที่เปลี่ยนแปลงเป็นระยะขึ้นอยู่กับประจุของนิวเคลียสของอะตอมยังรวมถึงพลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนซึ่งจะกล่าวถึงในหัวข้อ 2.2

เริ่มแรกมีองค์ประกอบใน ตารางธาตุองค์ประกอบทางเคมี D.I. Mendeleev ถูกจัดเรียงตามของพวกเขา มวลอะตอมและคุณสมบัติทางเคมี แต่ในความเป็นจริงปรากฎว่าบทบาทชี้ขาดไม่ได้เล่นโดยมวลของอะตอม แต่โดยประจุของนิวเคลียสและตามจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมที่เป็นกลาง

สถานะที่เสถียรที่สุดของอิเล็กตรอนในอะตอม องค์ประกอบทางเคมีสอดคล้องกับพลังงานขั้นต่ำของมัน และสถานะอื่นใดที่เรียกว่าตื่นเต้น ซึ่งอิเล็กตรอนสามารถเคลื่อนที่ไปยังระดับที่มีพลังงานต่ำกว่าได้เองตามธรรมชาติ

ลองพิจารณาว่าอิเล็กตรอนในอะตอมมีการกระจายไปตามออร์บิทัลอย่างไร เช่น การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมหลายอิเล็กตรอนในสถานะกราวด์ ในการสร้างการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ หลักการต่อไปนี้ใช้ในการเติมออร์บิทัลด้วยอิเล็กตรอน:

- หลักการเปาลี (ข้อห้าม) - ในอะตอมไม่สามารถมีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีเลขควอนตัมชุดเดียวกันทั้ง 4 ตัวได้

- หลักการของพลังงานน้อยที่สุด (กฎของ Klechkovsky) - ออร์บิทัลจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนเพื่อเพิ่มพลังงานของออร์บิทัล (รูปที่ 1)

ข้าว. 1. การกระจายพลังงานของวงโคจรของอะตอมคล้ายไฮโดรเจน n คือเลขควอนตัมหลัก

พลังงานของวงโคจรขึ้นอยู่กับผลรวม (n + l) วงโคจรจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนเพื่อเพิ่มผลรวม (n + l) สำหรับวงโคจรเหล่านี้ ดังนั้น สำหรับระดับย่อย 3d และ 4s ผลรวม (n + l) จะเท่ากับ 5 และ 4 ตามลำดับ ซึ่งเป็นผลมาจากการที่วงโคจรของ 4s จะถูกเติมเต็มก่อน หากผลรวม (n + l) เท่ากันสำหรับสองออร์บิทัล ออร์บิทัลที่มีค่า n น้อยกว่าจะถูกเติมก่อน ดังนั้น สำหรับออร์บิทัล 3 มิติและ 4p ผลรวม (n + l) จะเท่ากับ 5 สำหรับแต่ละออร์บิทัล แต่ออร์บิทัล 3 มิติจะถูกเติมก่อน ตามกฎเหล่านี้ลำดับของการเติมออร์บิทัลจะเป็นดังนี้:

1 วินาที<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p

ตระกูลของธาตุถูกกำหนดโดยวงโคจรสุดท้ายที่เติมด้วยอิเล็กตรอนตามพลังงาน อย่างไรก็ตาม เป็นไปไม่ได้ที่จะเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ตามอนุกรมพลังงาน

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 สัญลักษณ์ที่ถูกต้องของการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 รายการการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ไม่ถูกต้อง

สำหรับธาตุ d ห้าตัวแรก ความจุ (เช่น อิเล็กตรอนที่ทำให้เกิดพันธะเคมี) คือผลรวมของอิเล็กตรอนบน d และ s ซึ่งเป็นธาตุสุดท้ายที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน สำหรับองค์ประกอบ p วาเลนซ์คือผลรวมของอิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับย่อย s และ p สำหรับธาตุ s วาเลนซ์อิเล็กตรอนคืออิเล็กตรอนที่อยู่ในระดับย่อย s ของระดับพลังงานภายนอก

- กฎของฮุนด์ - ที่ค่าหนึ่งของ l อิเล็กตรอนจะเติมออร์บิทัลในลักษณะที่ทำให้สปินรวมสูงสุด (รูปที่ 2)

ข้าว. 2. การเปลี่ยนแปลงพลังงานในช่วง 1s -, 2s – 2p – วงโคจรของอะตอมในคาบที่ 2 ของตารางธาตุ

ตัวอย่างการสร้างการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

ตัวอย่างการสร้างการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงไว้ในตารางที่ 1

ตารางที่ 1. ตัวอย่างการสร้างการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

	การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์	กฎที่ใช้บังคับ

		หลักการของ Pauli กฎของ Kleczkowski
		กฎของฮุนด์
	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2p 6 4 วินาที 1	กฎของ Klechkovsky

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบของตารางธาตุ

การกระจายตัวของอิเล็กตรอนเหนือ AO ต่างๆ เรียกว่า การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม. การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์พลังงานต่ำสุดสอดคล้องกัน 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-ออร์บิทัลที่สามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมี 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-ระดับย่อยอยู่ใกล้กันมากและอิเล็กตรอนมีค่า 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

องค์ประกอบ	การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์
ตามกฎ ( n+ล)	แท้จริง
Cr (Z=24) Cu (Z=29) Nb (Z=41) Mo (Z=42) Tc (Z=43) Ru (Z=44) Rh (Z=45) Pd (Z=46) Ag ( Z=47) La (Z=57) Ce (Z=58) Gd (Z=64) Ir (Z=77) Pt (Z=78) Au (Z=79)	4ส 2 3ง 4 4ส 2 3ง 9 5ส 2 4ง 3 5ส 2 4ง 4 5ส 2 4ง 5 5ส 2 4ง 6 5ส 2 4ง 7 5ส 2 4ง 8 5ส 2 4ง 9 6ส 2 4ฉ 1 5ง 0 6ส 2 4ฉ 2 5ง 0 6ส 2 4ฉ 8 5ง 0 6ส 2 4ฉ 14 5ง 7 6ส 2 4ฉ 14 5ง 8 6ส 2 4ฉ 14 5ง 9	4ส 1 3ง 5 4ส 1 3ง 10 5ส 1 4ง 4 5ส 1 4ง 5 5ส 1 4ง 6 5ส 1 4ง 7 5ส 1 4ง 8 5ส 0 4ง 10 5ส 1 4ง 10 6ส 2 4ฉ 0 5ง 1 6ส 2 4ฉ 1 5ง 1 6ส 2 4ฉ 7 5ง 1 6ส 0 4ฉ 14 5ง 9 6ส 1 4ฉ 14 5ง 9 6ส 1 4ฉ 14 5ง 10

ปัจจุบันในตารางธาตุ D.I. Mendeleev ภายใต้ scandium Sc และ yttrium Y บางครั้งพบ lutetium (ไม่ใช่แลนทานัม) เป็นชนิดแรก ง-ธาตุและธาตุที่อยู่ข้างหน้าทั้ง 14 ธาตุ รวมทั้งแลนทานัม จะถูกจัดให้อยู่ในกลุ่มพิเศษ แลนทาไนด์เกินกว่าตารางธาตุ

คุณสมบัติทางเคมีขององค์ประกอบถูกกำหนดโดยโครงสร้างของระดับอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกเป็นหลัก การเปลี่ยนแปลงจำนวนอิเล็กตรอนในอันดับที่สามภายนอก 4 ฉ-ระดับย่อยมีผลเพียงเล็กน้อยต่อคุณสมบัติทางเคมีของธาตุ ดังนั้นทั้ง 4 ฉ-ธาตุมีคุณสมบัติคล้ายคลึงกัน ต่อมาช่วงที่ 6 จะเกิดครบ 5 ประการ 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 มไม่สำคัญนักเนื่องจากมีผลกระทบค่อนข้างน้อยต่อคุณสมบัติทางเคมีขององค์ประกอบ

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

โปรดทราบว่าการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่อธิบายไว้อ้างอิงถึงอะตอมที่แยกได้ในเฟสก๊าซ โครงสร้างอะตอมของธาตุอาจแตกต่างกันอย่างสิ้นเชิงหากอะตอมอยู่ในของแข็งหรือสารละลาย