Sveiki mieli vaikai ir tėveliai! Kartais televizijos žiniose rodomos ne itin malonios istorijos apie pasaulyje įvykusius žemės drebėjimus. Paprastai vaizdas televizoriaus ekrane pribloškia savo bauginančiu charakteriu: sugriauti namai, žmonių ašaros, netekties kartėlis. Kodėl Motina Gamta mus taip žeidžia ir ar įmanoma ko nors išvengti, jei žinai, kodėl įvyksta žemės drebėjimas? Pabandykime tai išsiaiškinti.

Ši informacija padės jums parengti projektą tiriamasis darbas skirta šiam siaubingam ir pavojingam gamtos reiškiniui.

Pamokos planas:

Kas yra žemės drebėjimas?

Trumpai apibūdinkite gamtos reiškinys, tada žemės drebėjimas yra drebėjimas ir Žemės paviršiaus judėjimas. Šie svyravimai yra destruktyvaus pobūdžio ir atsiranda staiga, be didelio įspėjimo.

Stichinė nelaimė gali įvykti bet kurioje šalyje ir bet kuriuo metų laiku, jos geografija plati. Vykstant žemės drebėjimui, žemės pluta plyšta, kai kurios jos atkarpos pasislenka, dėl to dažnai sunaikinami miestai, o kartais iš Žemės ištrinamos net ištisos civilizacijos.

Kasmet pasaulyje įvyksta šimtai tūkstančių žemės drebėjimų, tik daugelis jų lieka nepastebėti paprastų žmonių. Jas tvirtina tik specialistai specialios įrangos pagalba. Tik stipriausi sukrėtimai ir pokyčiai žemės paviršiaus palikti žmonėms pėdsaką.

Niekas nematė žemės drebėjimų, vykstančių vandenynų dugne, nes jų veikimą gesina vanduo. Jei vandenyno smūgiai yra per stiprūs, jie sukelia milžiniškas bangas, kurios nuplauna viską, kas jų kelyje.

Natūralios žemės drebėjimų priežastys

Drebulys gali atsirasti gamtos iniciatyva, be žmogaus įsikišimo.

Tektoninis judėjimas

Taip yra dėl vadinamųjų tektoninių poslinkių kažkur giliai Žemės pluta. Paviršius pasaulis ne toks nejudrus, kaip mums atrodo iš pirmo žvilgsnio, kaip, pavyzdžiui, stalviršis prie stalo. Jį sudaro litosferos plokštės, kurios lėtai, bet nuolat keičiasi ne daugiau kaip 7 centimetrais per metus.

Šis judėjimas paaiškinamas tuo, kad klampi magma užverda Žemės planetos žarnyne, o plokštelės plūduriuoja ant jos, kaip ledo sangrūdos palei upę ledui dreifuojant. Ten, kur plokštės liečiasi, jų paviršiai deformuojasi. To pasekmes matėte savo akimis. Taip, nesistebėkite! Ar niekada nematei kalnų?

Bet kai du ar daugiau litosferos plokštės jie trinasi vienas į kitą ir niekaip negali susitarti ir padalinti erdvės, kabinasi ir ginčijasi, jų judėjimas sustabdytas. Jie gali taip stipriai ginčytis tarpusavyje, kad, stipria energija spaudžiant vienas kitą, sukelia smūgio bangą, patinimus ir laužo paviršių.

Šios akimirkos yra žemės drebėjimo pradžia. Toks litosferinis kivirčas gali paskleisti savo jėgą šimtus ir tūkstančius kilometrų, sukeldamas žemės paviršiaus virpesius.

Kam skirtas postūmis tektoninis judėjimas? Mokslininkai rado keletą šio reiškinio paaiškinimų. Žemės paviršiaus būklę įtakoja mūsų ne visai ištirtas kosmosas ir žvaigždė, vadinama Saule, kuri atneša magnetinės audros ir ryškios saulės blykstės.

Žemės drebėjimų kaltininkas gali būti Mėnulis, tiksliau, pokyčiai, vykstantys Mėnulio paviršiuje. Specialistai pastebėjo, kad stipriausi žemės drebėjimai įvyksta naktį, per pilnatį.

Ugnikalnių, nuošliaužų ir vandens poveikis

Be tektoninių poslinkių, kurie atneša didžiausią žalą, mokslininkai įžvelgia dar vieną žemės drebėjimo priežastį – ugnikalnius, žemės nuošliaužas ir griūtis.

Pirmieji baisūs dėl savo viršįtampio dėl vulkaninių dujų ir lavos koncentracijos žarnyne, dėl ko išsiveržimo metu atsiranda seisminės bangos, kurios jaučiamos Žemėje.

Antrieji yra pavojingi šoko banga nuo sunkios masės surinkimo akmenysį žemės paviršių.

Taip pat pasitaiko ir nedidelio poveikio žemės drebėjimų, kai gruntinis vanduo taip išgraužia tam tikras paviršiaus dalis, kad atkarpos krenta į vidų, sukeldamos seismines vibracijas.

Žmogus kaltas dėl žemės drebėjimų

Deja, ne tik motina gamta gali sukelti žemės drebėjimus. Žmogus savo rankomis sukuria tokią situaciją, kai planeta pradeda piktintis.

Žinoma, tokių žmogaus sukeltų smūgių (būtent taip vadinamos nelaimės, kurių šaltinis yra žmogus) stiprumas nėra didelis, tačiau jie gali sukelti žemės paviršiaus svyravimus.

Kaip matuojamas žemės drebėjimų stiprumas?

Kokio stiprumo drebėjimus galima išmatuoti specialiais prietaisais – seismografais.

Jie nustato žemės drebėjimų stiprumą ir sudaro skalę, iš kurių garsiausias vadinamas Richteriu.

1 ar 2 balų jėgos žmogus nejaučia, tačiau 3 ar 4 balų svyravimai jau siūbuoja aplinkinius interjero daiktus – pradeda skambėti indai, svyra lempos ant lubų. Smūgių stiprumui pasiekus 5 balus, ant patalpų sienų pradeda atsirasti įtrūkimų ir trupėti tinkas, po 6-7 rodiklių sunaikinamos ne tik patalpų pertvaros, bet ir pačių pastatų akmeninės sienos.

Seismografams fiksavus 8-10 balų vertes, tiltai, keliai, namai neatlaiko šturmo, Žemės paviršiuje atsiranda įtrūkimų, prasilaužia vamzdynai, pažeidžiami geležinkelio bėgiai. Didžiausią žalą daro žemės drebėjimai su didesniu nei 10 balų drebėjimu, kurie keičia kraštovaizdį, nubraukia nuo žemės paviršiaus ištisus miestus, paversdami juos griuvėsiais, žemėje atsiranda įdubimų, jūroje gali atsirasti naujų salų.

Richterio skalė gali fiksuoti daugiausia 10 balų, stipresniems smūgiams naudojama kita - Mercalli, kuri turi 12 lygių. Yra dar viena – Medvedevo-Sponheuerio-Karniko skalė, kuri anksčiau buvo naudojama Sovietų Sąjungoje. Jis taip pat skirtas 12 skyrių.

Dažniausiai žemės drebėjimai įvyksta Viduržemio jūros juostoje, einančioje per Himalajus, Altajų, Kaukazą, taip pat Ramiojo vandenyno juostoje, paveikiantys Japoniją, Havajus, Čilę ir net Antarktidą.

Mūsų šalies teritorijoje taip pat yra seismiškai aktyvių zonų - pavyzdžiui, Chukotka, Primorye, Baikal ir Kamčiatka. Kaimynai, tokie kaip Kazachstanas, Armėnija ir Kirgizija, taip pat dažnai patiria stichinių nelaimių.

2016 metų rugpjūtį Italijoje įvykęs 6,1 balo žemės drebėjimas pareikalavo dešimčių žmonių gyvybių, daugelis buvo dingę be žinios.

Mokslininkų teigimu, šiandien nėra tokios šalies, kuriai negrestų žemės drebėjimai. Europos pietuose tai yra Portugalija, Ispanija, Graikija. Europos šiaurėje m Atlanto vandenynas yra neramus kalnagūbris, kuris siekia patį Arkties vandenyną. Mūsų gimtojoje sostinėje, kaip rodo tyrimai, aktyvaus lėkščių judėjimo nėra, tačiau ekspertai teigia, kad tai nėra priežastis maskvniečiams nusiraminti.

Tarp šalies gyventojų taip pat nėra pagrindo nusiraminti. kylanti saulė. Japonijoje kasmet įvyksta daugiau nei 1000 žemės drebėjimų. Vienas iš jų, įvykęs 2011 m. kovo 11 d., buvo viso pasaulio naujienose. Vaizdo įraše rasite šokiruojančių kadrų ir detalių apie šią stichinę nelaimę.

Dabar jūs žinote, kodėl įvyksta tokia stichinė nelaimė kaip žemės drebėjimas. Deja, net ir turėdamas informaciją apie gresiantį pavojų žmogui nepavyksta išvengti stichinių nelaimių.

Iki greito pasimatymo naujomis temomis!

Jevgenija Klimkovičius.

Chemijoje ir fizikoje atominės orbitalės yra funkcija, vadinama bangine orbita, kuri apibūdina savybes, būdingas ne daugiau kaip dviem elektronams kaimynystėje arba branduolių sistemai, kaip ir molekulėje. Orbitalė dažnai vaizduojama kaip trimatė sritis, kurioje yra 95 procentų tikimybė rasti elektroną.

Orbitos ir orbitos

Kai planeta juda aplink saulę, ji eina keliu, vadinamu orbita. Panašiu būdu atomas gali būti pavaizduotas kaip elektronai, besisukantys orbitomis aplink branduolį. Tiesą sakant, viskas yra kitaip, o elektronai yra erdvės regionuose, žinomuose kaip atominės orbitalės. Chemija pasitenkina supaprastintu atomo modeliu, kad būtų galima apskaičiuoti Schrödingerio bangos lygtį ir atitinkamai nustatyti galimas elektrono būsenas.

Orbitos ir orbitos skamba panašiai, tačiau turi visiškai skirtingas reikšmes. Labai svarbu suprasti skirtumą tarp jų.

Neįmanoma pavaizduoti orbitų

Norėdami nubrėžti kažko trajektoriją, turite tiksliai žinoti, kur yra objektas, ir sugebėti nustatyti, kur jis bus akimirksniu. Elektronui tai neįmanoma.

Anot, negalima tiksliai žinoti, kur dalelė yra šiuo metu ir kur ji bus vėliau. (Tiesą sakant, principas sako, kad neįmanoma vienu metu ir absoliučiai tiksliai nustatyti jo impulsą ir impulsą).

Todėl neįmanoma sukurti elektrono orbitos aplink branduolį. Ar tai didelė problema? Nr. Jei kažkas neįmanoma, tai reikia priimti ir ieškoti būdų, kaip tai apeiti.

Vandenilio elektronas – 1s orbita

Tarkime, kad yra vienas vandenilio atomas ir tam tikru laiko momentu grafiškai atspausdinama vieno elektrono padėtis. Netrukus po to procedūra kartojama ir stebėtojas nustato, kad dalelė yra naujoje padėtyje. Kaip ji pateko iš pirmos vietos į antrąją, nežinoma.

Jei ir toliau taip elgsitės, pamažu susidarys savotiškas 3D žemėlapis su vietomis, kuriose greičiausiai bus dalelė.

Tokiu atveju elektronas gali būti bet kurioje sferinėje erdvėje, supančioje branduolį. Diagrama rodo šios sferinės erdvės skerspjūvį.

95% laiko (arba bet kuris kitas procentas, nes tik visatos dydis gali suteikti visišką tikrumą) elektronas bus gana lengvai apibrėžtoje erdvės srityje, pakankamai arti branduolio. Tokia sritis vadinama orbita. Atominės orbitos yra erdvės sritys, kuriose egzistuoja elektronas.

Ką jis ten veikia? Mes nežinome, negalime žinoti, todėl tiesiog ignoruojame šią problemą! Galime tik pasakyti, kad jei elektronas yra tam tikroje orbitoje, tada jis turės tam tikrą energiją.

Kiekviena orbita turi pavadinimą.

Erdvė, kurią užima vandenilio elektronas, vadinama 1s orbitale. Vienetas čia reiškia, kad dalelė yra arčiausiai branduolio esančiame energijos lygyje. S pasakoja apie orbitos formą. S-orbitalės yra sferiškai simetriškos branduoliui – bent jau kaip tuščiaviduris gana tankios medžiagos rutulys, kurio centre yra branduolys.

2s

Kita orbita yra 2s. Jis panašus į 1s, išskyrus tai, kad greičiausiai elektrono vieta yra toliau nuo branduolio. Tai antrojo energijos lygio orbita.

Jei pažvelgsite įdėmiai, pastebėsite, kad arčiau šerdies yra kitas, šiek tiek didesnis regionas. didelio tankio elektronas ("tankis" yra dar vienas būdas nurodyti tikimybę, kad ši dalelė yra tam tikroje vietoje).

2s elektronai (ir 3s, 4s ir kt.) dalį savo laiko praleidžia daug arčiau atomo centro, nei būtų galima tikėtis. Dėl to šiek tiek sumažėja jų energija s-orbitalėse. Kuo arčiau elektronai priartėja prie branduolio, tuo mažesnė jų energija.

3s-, 4s-orbitalės (ir taip toliau) išsidėsčiusios vis toliau nuo atomo centro.

p-orbitalės

Ne visi elektronai gyvena orbitose (tiesą sakant, labai nedaugelis iš jų). Pirmajame vienintelė jiems prieinama vieta yra 1s, antroje pridedami 2s ir 2p.

Šio tipo orbitalės labiau primena 2 identiškus balionus, sujungtus vienas su kitu šerdyje. Diagrama rodo 3 dimensijos erdvės srities skerspjūvį. Vėlgi, orbita rodo tik sritį, kurioje yra 95 procentų tikimybė rasti vieną elektroną.

Jeigu įsivaizduosime horizontalią plokštumą, kuri eina per branduolį taip, kad viena orbitos dalis bus virš plokštumos, o kita po ja, tai tikimybė rasti elektroną šioje plokštumoje yra nulinė. Taigi, kaip dalelė patenka iš vienos dalies į kitą, jei ji niekada negali praeiti per branduolio plokštumą? Taip yra dėl jo bangos pobūdžio.

Skirtingai nuo s, p-orbitalė turi tam tikrą kryptį.

Bet kuriame energijos lygyje galima turėti tris absoliučiai lygiavertes p-orbitales, išdėstytas stačiu kampu viena kitos atžvilgiu. Jie savavališkai žymimi simboliais p x, p y ir p z . Tai priimta dėl patogumo – X, Y arba Z kryptys nuolat kinta, nes atomas atsitiktinai juda erdvėje.

Antrojo energijos lygio P-orbitalės vadinamos 2p x, 2p y ir 2p z. Vėlesnėse yra panašios orbitos - 3p x, 3p y, 3p z, 4p x, 4p y, 4p z ir pan.

Visi lygiai, išskyrus pirmąjį, turi p-orbitales. Aukštesniuose lygiuose „žiedlapiai“ yra labiau pailgi, o labiausiai tikėtina elektrono vieta yra didesniu atstumu nuo branduolio.

d- ir f-orbitalės

Be s ir p orbitalių, yra dar du orbitų rinkiniai, kuriuos elektronai gali naudoti ilgiau nei aukštus lygius energijos. Trečiajame gali būti penkios d-orbitalės (su sudėtingomis formomis ir pavadinimais), taip pat 3s- ir 3p-orbitalės (3p x , 3p y, 3p z). Iš viso čia yra 9.

Ketvirtajame, kartu su 4s, 4p ir 4d, atsiranda 7 papildomos f-orbitalės – iš viso 16, taip pat prieinamos visais aukštesniais energijos lygiais.

Elektronų išsidėstymas orbitose

Atomą galima įsivaizduoti kaip labai įmantrų namą (kaip apverstą piramidę), kurio branduolys gyvena pirmame aukšte, o viršutiniuose aukštuose – įvairios patalpos, kurias užima elektronai:

• pirmame aukšte tik 1 kambarys (1s);
• antrame kambaryje jau yra 4 (2s, 2p x, 2p y ir 2p z);
• trečiame aukšte yra 9 kambariai (vienas 3s, trys 3p ir penkios 3d orbitos) ir pan.

Bet kambariai nėra labai dideli. Kiekviename iš jų gali būti tik 2 elektronai.

Patogus būdas parodyti atomines orbitales, kuriose yra šios dalelės, yra nupiešti „kvantines ląsteles“.

kvantinės ląstelės

Atominės orbitos gali būti pavaizduotos kaip kvadratai, o jose esantys elektronai rodomi kaip rodyklės. Dažnai rodyklės aukštyn ir žemyn naudojamos norint parodyti, kad šios dalelės skiriasi viena nuo kitos.

Įvairių elektronų poreikis atome yra kvantinės teorijos pasekmė. Jei jie yra skirtingose ​​orbitose, tai gerai, bet jei jie yra toje pačioje orbitoje, tada tarp jų turi būti nedidelis skirtumas. Kvantinė teorija suteikia dalelėms savybę, vadinamą „sukimu“ – būtent tai nurodo rodyklių kryptį.

1s orbitalė su dviem elektronais parodyta kaip kvadratas su dviem rodyklėmis, nukreiptomis aukštyn ir žemyn, tačiau ją galima parašyti dar greičiau kaip 1s 2 . Rašoma „vienas s du“, o ne „vienas kvadratas“. Skaičiai šiuose užrašuose neturėtų būti painiojami. Pirmasis yra energijos lygis, o antrasis - dalelių skaičius orbitoje.

Hibridizacija

Chemijoje hibridizacija yra atominių orbitalių maišymo į naujas hibridines orbitales, galinčias suporuoti elektronus ir sudaryti cheminius ryšius, koncepcija. Sp hibridizacija paaiškina cheminiai ryšiai junginiai, tokie kaip alkinai. Šiame modelyje 2s ir 2p anglies atomų orbitalės susimaišo ir sudaro dvi sp orbitales. Acetilenas C 2 H 2 susideda iš dviejų anglies atomų sp-sp susipynimo su σ jungtimi ir dviem papildomomis π jungtimis.

Sočiųjų angliavandenilių anglies atominės orbitalės turi tas pačias hibridines sp 3 -orbitales, turinčias hantelio formą, kurios viena dalis yra daug didesnė už kitą.

Sp 2 hibridizacija yra panaši į ankstesnes ir susidaro sumaišius vieną s ir dvi p orbitales. Pavyzdžiui, etileno molekulėje susidaro trys sp 2 - ir viena p-orbitalė.

Atominės orbitalės: užpildymo principas

Įsivaizduokite perėjimą iš vieno atomo į kitą Periodinė elementų lentelė cheminiai elementai, galima nustatyti kito atomo elektroninę struktūrą įdėjus papildomą dalelę į kitą turimą orbitą.

Elektronai, prieš užpildydami aukštesnius energijos lygius, užima žemesniuosius, esančius arčiau branduolio. Kur yra pasirinkimas, jie užpildo orbitas individualiai.

Ši pildymo tvarka žinoma kaip Hundo taisykle. Jis taikomas tik tada, kai atominės orbitos turi vienodą energiją, taip pat padeda sumažinti elektronų atstūmimą, todėl atomas tampa stabilesnis.

Atkreipkite dėmesį, kad s orbitalė visada turi šiek tiek mažiau energijos nei p orbitalė tame pačiame energijos lygyje, todėl pirmoji visada užpildoma prieš antrąją.

Tikrai keista yra 3D orbitalių padėtis. Jie yra aukštesnio lygio nei 4s, todėl pirmiausia užpildomos 4s orbitos, po to visos 3d ir 4p orbitos.

Ta pati painiava vyksta aukštesniuose lygiuose, kai jie labiau susipynę. Todėl, pavyzdžiui, 4f atominės orbitalės neužpildomos tol, kol neužimamos visos 6s vietos.

Norint suprasti, kaip apibūdinti elektronines struktūras, labai svarbu žinoti užpildymo tvarką.

m kvantiniai skaičiai.

Banginė funkcija apskaičiuojama pagal Schrödingerio bangos lygtį vieno elektrono aproksimacijos sistemoje (Hartree-Fock metodas) kaip elektrono banginė funkcija savaime nuosekliame lauke, kurį sukuria atomo branduolys su visais kitais elektronais. atomas.

Pats E. Schrodingeris elektroną atome laikė neigiamai įkrautu debesiu, kurio tankis proporcingas banginės funkcijos vertės atitinkamame atomo taške kvadratui. Tokia forma elektronų debesies sąvoka buvo suvokiama ir teorinėje chemijoje.

Tačiau dauguma fizikų nepritarė E. Schrödingerio įsitikinimams – nebuvo įrodymų, kad elektronas egzistuotų kaip „neigiamai įkrautas debesis“. Maxas Bornas pagrindė tikimybinę banginės funkcijos kvadrato interpretaciją. 1950 metais E. Schrödingeris straipsnyje „Kas yra elementarioji dalelė? priverstas sutikti su M. Borno argumentais, kuris 1954 m Nobelio premija fizikoje su formuluote „Už fundamentiniai tyrimai kvantinėje mechanikoje, ypač statistiniam banginės funkcijos aiškinimui.

Kvantiniai skaičiai ir orbitinė nomenklatūra

Radialinis tikimybių tankio skirstinys atominėms orbitoms įvairioms n ir l.

• Pagrindinis kvantinis skaičius n gali gauti bet kokias teigiamas sveikųjų skaičių reikšmes, pradedant nuo vieno ( n= 1,2,3, … ∞) ir nustato bendrą elektrono energiją tam tikroje orbitoje (energijos lygis):

Energija už n= ∞ atitinka vieno elektrono jonizacijos energiją duotam energijos lygiui.

• Orbitinis kvantinis skaičius (taip pat vadinamas azimutiniu arba papildomu kvantiniu skaičiumi) nustato kampinį elektrono impulsą ir gali gauti sveikųjų skaičių nuo 0 iki n - 1 (l = 0,1, …, n- vienas). Kampinį momentą šiuo atveju suteikia santykis

Atominės orbitos vadinamos raidės žymėjimas jų orbitos numeris:

Atominių orbitalių pavadinimai raidėmis kilo iš spektrinių linijų aprašymo atomų spektruose: s (aštrus) yra aštri atomų spektrų serija, p (pagrindinis)- namai, d (difuzinis) - difuzinis, f (Fundamentalus) yra esminis dalykas.

• Magnetinis kvantinis skaičius m l nustato orbitos kampinio momento projekciją kryptimi magnetinis laukas ir gali būti sveikųjų skaičių nuo - l prieš l, įskaitant 0 ( m l = -l … 0 … l):

Literatūroje orbitos žymimos kvantinių skaičių deriniu, o pagrindinis kvantinis skaičius žymimas skaičiumi, orbitinis kvantinis skaičius – atitinkama raide (žr. lentelę žemiau), o magnetinis kvantinis skaičius – apatinio indekso išraiška, rodančia Pavyzdžiui, orbitalė į Dekarto ašis x, y, z 2p x, 3d xy, 4f z(x²-y²). Išorinio elektronų apvalkalo orbitalėse, tai yra, aprašant valentinius elektronus, pagrindinis kvantinis skaičius orbitos įraše, kaip taisyklė, praleidžiamas.

Geometrinis vaizdavimas

Geometrinis atominės orbitos vaizdas yra erdvės sritis, apribota vienodo tankio (lygiavertio paviršiaus) tikimybės arba krūvio paviršiaus. Tikimybių tankis ribiniame paviršiuje parenkamas pagal sprendžiamą problemą, bet dažniausiai taip, kad tikimybė rasti elektroną ribotoje srityje būtų 0,9-0,99 intervale.

Kadangi elektrono energiją lemia Kulono sąveika ir, atitinkamai, atstumas nuo branduolio, pagrindinis kvantinis skaičius n nustato orbitos dydį.

Orbitos formą ir simetriją suteikia orbitos kvantiniai skaičiai l ir m: s- orbitalės yra sferiškai simetriškos, p, d ir f-orbitalės turi sudėtingesnę formą, kurią lemia bangos funkcijos kampinės dalys - kampinės funkcijos. Kampinės funkcijos Y lm (φ , θ) - kvadratinio momento operatoriaus L² savosios funkcijos, priklausomai nuo kvantinių skaičių l ir m(žr. Sferinės funkcijos), yra sudėtingos ir sferinėmis koordinatėmis (φ, θ) apibūdina elektrono centriniame atomo lauke tikimybės priklausomybę nuo kampinės. Šių funkcijų tiesinis derinys nustato orbitalių padėtį Dekarto koordinačių ašių atžvilgiu.

Tiesiniams deriniams Y lm priimtina tokia žyma:

Orbitinio kvantinio skaičiaus reikšmė	0	1	1	1	2	2	2	2	2
Magnetinio kvantinio skaičiaus reikšmė	0	0			0
Linijinis derinys
Paskyrimas

Papildomas veiksnys, į kurį kartais atsižvelgiama geometrinėje vaizde, yra bangos funkcijos (fazės) ženklas. Šis veiksnys yra būtinas orbitoms, turinčioms orbitinį kvantinį skaičių l, skiriasi nuo nulio, tai yra, neturi sferinės simetrijos: jų "žiedlapių", esančių priešingose ​​mazgo plokštumos pusėse, banginės funkcijos ženklas yra priešingas. MO LCAO molekulinės orbitos metodu (molekulinės orbitalės kaip tiesinis atominių orbitų derinys) atsižvelgiama į banginės funkcijos ženklą. Šiandien mokslas žino matematines lygtis, kurios apibūdina geometrines figūras, vaizduojančios orbitales (priklausomai nuo elektronų koordinačių laike). Tai yra lygtys harmonines vibracijas atspindi dalelių sukimąsi visais prieinamais laisvės laipsniais - orbitos sukimasis, sukinys,... Orbitalių hibridizacija vaizduojama kaip svyravimų interferencija.

Orbitalių užpildymas elektronais ir elektroninė atomo konfigūracija

Kiekviena orbita gali turėti ne daugiau kaip du elektronus, besiskiriančius sukimosi kvantinio skaičiaus reikšme s(atgal). Šį draudimą lemia Pauli principas. tvarka, kuria elektronai užpildo to paties lygio orbitales (orbitales, kurių pagrindinis kvantinis skaičius vienodas n) nustatoma pagal Klečkovskio taisyklę, tvarka, kuria elektronai užpildo orbitales tame pačiame polygyje (orbitalės, turinčios tokias pačias pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmes n ir orbitos kvantinis skaičius l) nustatoma pagal Hundo taisyklę.

Trumpas elektronų pasiskirstymas atome įvairiuose atomo elektronų apvalkaluose, atsižvelgiant į jų pagrindinius ir orbitinius kvantinius skaičius n ir l paskambino

Elektronas turi dvejopą prigimtį: įvairiuose eksperimentuose jis gali parodyti dalelės ir bangos savybes. Elektrono kaip dalelės savybės: masė, krūvis; bangų savybės- judėjimo, trukdžių ir difrakcijos ypatybėmis.

Elektrono judėjimas paklūsta dėsniams Kvantinė mechanika .

Pagrindinės charakteristikos, lemiančios elektrono judėjimą aplink branduolį: atitinkamos orbitos energetinės ir erdvinės savybės.

Bendraujant (persidengiant) atominės orbitalės(AO ) susidaro du ar daugiau atomų molekulinės orbitos(MO).

Molekulinės orbitos yra užpildytos socializuotų elektronų ir vykdo kovalentinis ryšys.

Prieš formuojant molekulines orbitas, vieno atomo atominių orbitų hibridizacija.

Hibridizacija - kai kurių orbitų formos pasikeitimas formavimosi metu kovalentinis ryšys efektyvesniam padengimui. Susidaro tie patys hibridai UAB kurie dalyvauja švietime MO, perdengiančios kitų atomų atomines orbitales. Hibridizuoti galima tik atomus, kurie sudaro cheminius ryšius, bet ne laisvuosius atomus.

angliavandeniliai

Pagrindiniai klausimai:

1. Angliavandeniliai. Klasifikacija. Nomenklatūra.
2. Struktūra. Savybės.
3. Angliavandenilių naudojimas.

angliavandeniliai- Klasė organiniai junginiai kurios sudarytos iš dviejų elementų: anglies ir vandenilio.

Pasirinkite izomerus ir homologus:

Alkanų pavadinimas:

____________________________________________

__________________________________________

Ä nitravimo reakcija (Konovalovo reakcija, 1889 m) yra vandenilio pakeitimo į nitro grupę reakcija.

Sąlygos: 13% HNO 3, t \u003d 130 - 140 0 C, P \u003d 15 - 10 5 Pa. Pramoniniu mastu alkanų nitrinimas atliekamas dujinėje fazėje 150 - 170 0 C temperatūroje azoto oksidu (IV) arba azoto rūgšties garais.

CH 4 + HO - NO 2 → CH 3 - NO 2 + H 2 O

nitrometanas

@ Išspręskite užduotis:

1. Alkanų sudėtis atspindi bendrą formulę:

a) C n H 2 n +2; b) C n H 2 n -2; c) C n H 2 n; d) C n H 2 n -6.

2. Su kokiais reagentais gali sąveikauti alkanai:

a) Br 2 (tirpalas); b) Br 2, t 0; in) H2SO4; G) HNO 3 (atskiestas), t 0; d) KMnO 4; e) CON?

Atsakymai: 1) reagentai a, b, d, e; 2) reagentai b, c, e;

3) reagentai b, d; 4) reagentai b, d, e, f.

1. Nustatykite reakcijos tipo ir reakcijos schemos (lygties) atitiktį:

1. Nurodykite medžiagą, kuri susidaro visiškai chloruojant metaną:

a) trichlormetanas; b) anglies tetrachlorido; c) dichlormetanas; d) tetrachloretanas.

1. Nurodykite labiausiai tikėtiną 2,2,3-trimetilbutano monobrominimo produktą:

a) 2-brom-2,3,3-trimetilbutanas; b) 1-brom-2,2,3-trimetilbutanas;

c) 1-brom-2,3,3-trimetilbutanas; d) 2-brom-2,2,3-trimetilbutanas.

Parašykite reakcijos lygtį.

Wurtz reakcija – metalinio natrio poveikis angliavandenilių halogeniniams dariniams. Kai reaguoja du skirtingi halogeno dariniai, susidaro angliavandenilių mišinys, kurį galima atskirti distiliuojant.

CH 3 I + 2 Na + CH 3 I → C 2 H 6 + 2 NaI

@ Išspręskite užduotis:

1. Nurodykite angliavandenilio, kuris susidaro kaitinant brometaną su natrio metalu, pavadinimą:

a) propanas; b) butanas; c) pentanas; d) heksanas; e) heptanas.

Parašykite reakcijos lygtį.

1. Kokie angliavandeniliai susidaro veikiant metaliniam natriui mišinyje:

a) jodmetanas ir 1-brom-2-metilpropanas; b) 2-brompropanas ir 2-bromobutanas?

Cikloalkanai

1. Mažiems ciklams (C 3 - C 4) yra būdingi papildymo reakcijos vandenilis, halogenai ir vandenilio halogenidai. Reakcijas lydi ciklo atidarymas.

2. Kitiems ciklams (nuo 5 ir daugiau) yra būdingi pakeitimo reakcijos.

Nesotieji angliavandeniliai (nesočiųjų):

Alkenai (olefinai, dvigubos jungties nesotieji angliavandeniliai, etileno angliavandeniliai): Struktūra: sp 2 hibridizacija, plokštuminis orbitų išdėstymas (plokščias kvadratas). Reakcijos: pridėjimas (hidrinimas, halogeninimas, hidrohalogeninimas, polimerizacija), pakeitimas (nebūdingas), oksidavimas (degimas, KMnO 4), skilimas (be deguonies prieigos).

@ Išspręskite užduotis:

1. Kas yra anglies atomų hibridizacija alkeno molekulėje:

a) 1 ir 4 – sp 2, 2 ir 3 – sp 3; b) 1 ir 4 - sp 3, 2 ir 3 - sp 2;

c) 1 ir 4 – sp 3, 2 ir 3 – sp; d) 1 ir 4 – nehibridizuoti, 2 ir 3 – sp2.

2. Pavadinkite alkeną:

1. Buteno-1 pavyzdžiu parašykite reakcijų lygtis, įvardykite gautus produktus.

4. Toliau pateiktoje transformacijos schemoje etilenas susidaro reakcijoje:

a) 1 ir 2; b) 1 ir 3; c) 2 ir 3;

d) jokios reakcijos metu nesusidaro etilenas.

1. Kuri reakcija prieštarauja Markovnikovo taisyklei:

a) CH3 - CH \u003d CH2 + HBr →; b) CH3 - CH \u003d CH2 + H2O →;;

c) CH3 - CH \u003d CH - CH2 + HCI →; d) CCI 3 - CH \u003d CH 2 + HCI →?

þ Dienos su konjuguotomis jungtimis:drėkinimas Susidaro 1,3-butadienas - 2-butenas (1,4-papildymas):

þ hidrinimas 1,3-butadienas, esant Ni-butano katalizatoriui:

þ halogeninimas 1,3-butadienas - 1,4-addicija (1,4-dibrom-2-butenas):

þ dieno polimerizacija:

Poliena(nesotieji angliavandeniliai, turintys daug dvigubų jungčių) yra angliavandeniliai, kurių molekulėse yra bent trys dvigubos jungtys.

Dienų gavimas:

Ø alkoholinio šarmo tirpalo veikimas:

Ø Lebedevo metodas (divinilo sintezė):

Ø glikolių dehidratacija (alkandioliai):

Alkinai (acetileno angliavandeniliai, angliavandeniliai su viena triguba jungtimi): Struktūra: sp hibridizacija, tiesinis orbitų išdėstymas. Reakcijos: pridėjimas (hidrinimas, halogeninimas, hidrohalogeninimas, polimerizacija), pakeitimas (druskų susidarymas), oksidacija (degimas, KMnO 4), skilimas (nepasiekiant deguonies).	5-metilheksinas-2 1-pentinas 3-metilbutinas-1
	1. Kurie angliavandeniliai atitinka bendroji formulė C n H 2n-2: a) acetilenas, dienas; b) etileno, dieno; c) cikloalkanai, alkenai; d) acetilenas, aromatinis? 2. Triguba jungtis – tai derinys iš: a) trijų σ-jungčių; b) vienas σ ryšys ir du π ryšiai; c) dvi σ jungtis ir viena π jungtis; d) trys π-ryšiai. 3. Sudarykite 3-metilpentino -3 formulę.
aš. Papildymo reakcijos
v hidrinimas vyksta alkenų susidarymo stadijoje:
v Halogenų papildymas atsitinka blogiau nei alkenuose: Alkinai nusispalvina bromo vandens (kokybinė reakcija).
v Vandenilio halogenidų pridėjimas:
Nustatomi susidėjimo produktai prie nesimetrinių alkinų Markovnikovo taisyklė:
v Vandens patekimas (hidratacija)- M.G. Kučerovo reakcija, 1881 m.
Acetileno homologams vandens pridėjimo produktas yra ketonas:
III. Druskos susidarymas ( rūgščių savybių) – pakeitimo reakcijos
ð Sąveika aktyvieji metalai : Acetilidai naudojami homologų sintezei.
ð Alkinų sąveika su sidabro oksido arba vario (I) chlorido amoniako tirpalais:
Kokybinė reakcija į galutinį trigubą ryšį - pilkšvai baltų sidabro acetilenido arba raudonai rudos vario (I) acetilenido nuosėdų susidarymas:	HC ≡ CH + СuCI → СuC ≡ ССu ↓ + 2HCI Reakcija nevyksta
IV. Oksidacijos reakcijos
Ÿ švelni oksidacija– spalvos pasikeitimas vandeninis tirpalas kalio permanganatas ( kokybinė reakcija į daugialypį ryšį):	Kai acetilenas sąveikauja su atskiestu KMnO 4 tirpalu (kambario temperatūra) - oksalo rūgštis.

Elektroninė konfigūracija atomas yra skaitmeninis jo elektronų orbitalių vaizdas. Elektronų orbitos yra sritys įvairių formų esančios aplinkui atomo branduolys, kuriame matematiškai tikėtina rasti elektroną. Elektroninė konfigūracija padeda greitai ir lengvai skaitytojui pasakyti, kiek elektronų orbitalių turi atomas, taip pat nustatyti elektronų skaičių kiekvienoje orbitoje. Perskaitę šį straipsnį, įsisavinsite elektroninių konfigūracijų sudarymo metodą.

Žingsniai

Elektronų pasiskirstymas naudojant periodinę D. I. Mendelejevo sistemą

Rasti atominis skaičius tavo atomas. Kiekvienas atomas turi tam tikrą skaičių elektronų, susijusių su juo. Raskite savo atomo simbolį periodinėje lentelėje. Atominis skaičius yra sveikasis skaičius teigiamas skaičius, pradedant nuo 1 (vandenilio atveju) ir didėjant vienu kiekvienam paskesniam atomui. Atominis skaičius yra protonų skaičius atome, todėl jis taip pat yra nulinio krūvio atomo elektronų skaičius.

Nustatykite atomo krūvį. Neutralūs atomai turės tiek pat elektronų, kiek parodyta periodinėje lentelėje. Tačiau įkrauti atomai turės daugiau ar mažiau elektronų, priklausomai nuo jų krūvio dydžio. Jei dirbate su įkrautu atomu, pridėkite arba atimkite elektronus taip: pridėkite po vieną elektroną kiekvienam neigiamam krūviui ir atimkite po vieną iš kiekvieno teigiamo krūvio.

• Pavyzdžiui, natrio atomas, kurio krūvis yra -1, turės papildomą elektroną papildomai iki jo bazinio atominio skaičiaus 11. Kitaip tariant, atomas iš viso turės 12 elektronų.
• Jei kalbame apie natrio atomą, kurio krūvis yra +1, iš bazinio atominio skaičiaus 11 reikia atimti vieną elektroną. Taigi atomas turės 10 elektronų.

1. Prisiminkite pagrindinį orbitų sąrašą. Didėjant elektronų skaičiui atome, jie pagal tam tikrą seką užpildo įvairius atomo elektroninio apvalkalo polygius. Kiekviename elektronų apvalkalo polygyje, kai jis užpildytas, yra lyginis skaičius elektronų. Yra šie sublygiai:

   Suprasti elektroninės konfigūracijos įrašą. Elektroninės konfigūracijos užrašomos, kad aiškiai atspindėtų elektronų skaičių kiekvienoje orbitoje. Orbitos rašomos paeiliui, o atomų skaičius kiekvienoje orbitoje rašomas kaip viršutinis indeksas orbitos pavadinimo dešinėje. Užbaigta elektroninė konfigūracija yra žemesnio lygio pavadinimų ir viršutinių indeksų sekos forma.

   • Pavyzdžiui, čia yra paprasčiausia elektroninė konfigūracija: 1s 2 2s 2 2p 6 .Ši konfigūracija rodo, kad yra du elektronai 1s polygyje, du elektronai 2s polygyje ir šeši elektronai 2p polygyje. 2 + 2 + 6 = iš viso 10 elektronų. Tai neutralaus neono atomo elektroninė konfigūracija (neono atominis skaičius yra 10).

2. Prisiminkite orbitų tvarką. Nepamirškite, kad elektronų orbitalės sunumeruotos didėjančia elektronų apvalkalo skaičiaus tvarka, bet išdėstytos didėjančia energijos tvarka. Pavyzdžiui, užpildyta 4s 2 orbita turi mažiau energijos (arba mažiau judumo) nei iš dalies užpildyta arba užpildyta 3d 10, todėl pirmiausia rašoma 4s orbitalė. Sužinoję orbitalių tvarką, nesunkiai jas užpildysite pagal elektronų skaičių atome. Orbitalių užpildymo tvarka yra tokia: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Elektroninė atomo konfigūracija, kurioje užpildytos visos orbitos, bus tokios formos: 10 7p 6
   • Atkreipkite dėmesį, kad aukščiau pateiktas žymėjimas, kai visos orbitos yra užpildytos, yra elektroninė elemento Uuo (ununoktium) 118, didžiausio atomo periodinės lentelės numeriu, elektroninė konfigūracija. Todėl šioje elektroninėje konfigūracijoje yra visi šiuo metu žinomi neutraliai įkrauto atomo elektroniniai polygiai.

3. Užpildykite orbitales pagal elektronų skaičių jūsų atome. Pavyzdžiui, jei norime užrašyti neutralaus kalcio atomo elektroninę konfigūraciją, turime pradėti nuo jo atominio skaičiaus periodinėje lentelėje. Jo atominis skaičius yra 20, todėl 20 elektronų turinčio atomo konfigūraciją parašysime aukščiau pateikta tvarka.

   • Užpildykite orbitales aukščiau nurodyta tvarka, kol pasieksite dvidešimtąjį elektroną. Pirmoji 1s orbita turės du elektronus, 2s orbita taip pat turės du, 2p orbita turės šešis, 3s orbita turės du, 3p orbita turės 6, o 4s orbita turės 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Kitaip tariant, elektroninė kalcio konfigūracija yra tokia: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2.
   • Atkreipkite dėmesį, kad orbitos yra didėjančia energijos tvarka. Pavyzdžiui, kai esate pasirengęs pereiti į 4-ąjį energijos lygį, pirmiausia užsirašykite 4s orbitą ir tada 3d. Po ketvirtojo energijos lygio pereinate į penktąjį, kur kartojasi ta pati tvarka. Tai įvyksta tik po trečiojo energijos lygio.

4. Naudokite periodinę lentelę kaip vaizdinį užuominą. Tikriausiai jau pastebėjote, kad periodinės lentelės forma atitinka elektroninių polygių tvarką elektroninėse konfigūracijose. Pavyzdžiui, antrojo stulpelio iš kairės atomai visada baigiasi „s 2“, o plonos vidurinės dalies dešiniajame krašte esantys atomai visada baigiasi „d 10“ ir pan. Naudokite periodinę lentelę kaip vaizdinį konfigūracijų rašymo vadovą – nes tvarka, kuria įtraukiate į orbitas, atitinka jūsų padėtį lentelėje. Žiūrėkite žemiau:

   • Visų pirma, dviejose kairiosiose skiltyse yra atomai, kurių elektroninės konfigūracijos baigiasi s orbitalėmis, dešiniajame lentelės bloke yra atomai, kurių konfigūracijos baigiasi p orbitalėmis, o atomų apačioje - f orbitalės.
   • Pavyzdžiui, kai užsirašote elektroninę chloro konfigūraciją, pagalvokite taip: "Šis atomas yra trečioje periodinės lentelės eilutėje (arba "periode"). Jis taip pat yra penktoje orbitinio bloko p grupėje. periodinės lentelės. Todėl jos elektroninė konfigūracija baigsis ..3p 5
   • Atkreipkite dėmesį, kad lentelės d ir f orbitos srityse esantys elementai turi energijos lygius, kurie neatitinka laikotarpio, kuriame jie yra. Pavyzdžiui, pirmoji elementų bloko su d-orbitalėmis eilutė atitinka 3d orbitales, nors ji yra 4-ajame periode, o pirmoji elementų eilė su f-orbitale atitinka 4f orbitalę, nepaisant to, kad ji. yra 6-ajame periode.

5. Išmokite ilgų elektroninių konfigūracijų rašymo santrumpas. Dešinėje periodinės lentelės pusėje esantys atomai vadinami tauriųjų dujų.Šie elementai yra chemiškai labai stabilūs. Norėdami sutrumpinti ilgų elektronų konfigūracijų rašymo procesą, tiesiog laužtiniuose skliaustuose parašykite artimiausių tauriųjų dujų, turinčių mažiau elektronų nei jūsų atomas, cheminį simbolį, o tada toliau rašykite kitų orbitos lygių elektroninę konfigūraciją. Žiūrėkite žemiau:

   • Norint suprasti šią sąvoką, bus naudinga parašyti konfigūracijos pavyzdį. Parašykime cinko konfigūraciją (atominis skaičius 30) naudodami tauriųjų dujų santrumpą. Visa cinko konfigūracija atrodo taip: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Tačiau matome, kad 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 yra argono, tauriųjų dujų, elektroninė konfigūracija. Tiesiog pakeiskite elektroninę cinko konfigūracijos dalį cheminiu argono simboliu laužtiniuose skliaustuose (.)
   • Taigi, elektroninė cinko konfigūracija, parašyta sutrumpintai, yra: 4s 2 3d 10 .
   • Atkreipkite dėmesį, kad jei rašote inertinių dujų, tarkime argono, elektroninę konfigūraciją, rašyti negalite! Prieš šį elementą reikia naudoti tauriųjų dujų santrumpą; argonui tai bus neonas ().

   Naudojant ADOMAH periodinę lentelę

   1. Įvaldykite ADOMAH periodinę lentelę.Šis elektroninės konfigūracijos įrašymo būdas nereikalauja įsiminti, tačiau tam reikia pertvarkytos periodinės lentelės, nes tradicinėje periodinėje lentelėje, pradedant nuo ketvirtojo periodo, laikotarpio numeris neatitinka elektronų apvalkalas. Raskite ADOMAH periodinę lentelę, specialų periodinės lentelės tipą, kurį sukūrė mokslininkas Valery Zimmerman. Tai lengva rasti naudojant trumpą internetinę paiešką.

      • ADOMAH periodinėje lentelėje horizontalios eilutės žymi elementų grupes, tokias kaip halogenai, tauriosios dujos, šarminiai metalai, šarminių žemių metalai ir tt Vertikalios stulpeliai atitinka elektroninius lygius ir vadinamąsias „kaskadas“ (įstrižainės linijos, jungiančios blokai s,p,d ir f) atitinka laikotarpius.
      • Helis perkeliamas į vandenilį, nes abu šie elementai pasižymi 1s orbitale. Laikotarpio blokai (s,p,d ir f) rodomi dešinėje pusėje, o lygių numeriai pateikti apačioje. Elementai pavaizduoti langeliuose, sunumeruotais nuo 1 iki 120. Šie skaičiai yra įprasti atominiai skaičiai, kurie reiškia viso elektronai neutraliame atome.

   2. Raskite savo atomą ADOMAH lentelėje. Norėdami užrašyti elektroninę elemento konfigūraciją, ADOMAH periodinėje lentelėje raskite jo simbolį ir išbraukite visus elementus, kurių atominis skaičius didesnis. Pavyzdžiui, jei reikia užsirašyti elektroninę erbio konfigūraciją (68), perbraukite visus elementus nuo 69 iki 120.

      • Atkreipkite dėmesį į skaičius nuo 1 iki 8 lentelės apačioje. Tai elektroniniai lygio numeriai arba stulpelių numeriai. Nepaisykite stulpelių, kuriuose yra tik perbraukti elementai. Erbiui lieka stulpeliai su skaičiais 1,2,3,4,5 ir 6.

   3. Suskaičiuokite orbitos sublygius iki elemento.Žvelgdami į lentelės dešinėje rodomus blokų simbolius (s, p, d ir f) ir apačioje rodomus stulpelių numerius, nepaisykite įstrižainių linijų tarp blokų ir suskaidykite stulpelius į blokų stulpelius, surašydami juos tvarka iš apačios į viršų. Ir vėl nekreipkite dėmesio į blokus, kuriuose visi elementai yra perbraukti. Rašykite stulpelių blokus pradedant nuo stulpelio numerio, po kurio nurodomas bloko simbolis, taigi: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (erbiui).

      • Atkreipkite dėmesį: aukščiau pateikta elektroninė konfigūracija Er parašyta elektroninio polygio numerio didėjimo tvarka. Taip pat galima rašyti tokia tvarka, kokia pildomos orbitos. Norėdami tai padaryti, vadovaukitės kaskadomis iš apačios į viršų, o ne stulpelius, kai rašote stulpelių blokus: 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. Suskaičiuokite kiekvieno elektroninio polygio elektronus. Suskaičiuokite kiekvieno stulpelio bloko elementus, kurie nebuvo perbraukti, prijungdami po vieną elektroną iš kiekvieno elemento, ir parašykite jų skaičių prie kiekvieno stulpelio bloko bloko simbolio taip: 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. Mūsų pavyzdyje tai yra elektroninė erbio konfigūracija.

   5. Atkreipkite dėmesį į neteisingas elektronines konfigūracijas. Yra aštuoniolika tipiškų išimčių, susijusių su elektroninėmis atomų konfigūracijomis, turinčiomis mažiausią energijos būseną, dar vadinamą žemės energijos būsena. Jie nepaklūsta bendrajai taisyklei tik paskutinėse dviejose ar trijose elektronų užimtose pozicijose. Šiuo atveju tikroji elektroninė konfigūracija daro prielaidą, kad elektronai yra mažesnės energijos būsenoje, palyginti su standartine atomo konfigūracija. Išimčių atomai apima:

      • Kr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) ir cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Norėdami rasti atomo atominį skaičių, kai jis parašytas elektronine forma, tiesiog sudėkite visus skaičius, einančius po raidžių (s, p, d ir f). Tai veikia tik neutraliems atomams, jei turite reikalų su jonu, tada niekas neveiks – turėsite pridėti arba atimti papildomų ar prarastų elektronų skaičių.
   • Skaičius po raidės yra viršutinis indeksas, nepadarykite klaidos valdiklyje.
   • „Pusiau užpildyto“ polygio stabilumas neegzistuoja. Tai yra supaprastinimas. Bet koks stabilumas, susijęs su „pusiau pilnais“ polygiais, yra dėl to, kad kiekvieną orbitą užima vienas elektronas, todėl atstūmimas tarp elektronų yra sumažintas.
   • Kiekvienas atomas linkęs į stabilią būseną, o stabiliausios konfigūracijos turi užpildytus sublygius s ir p (s2 ir p6). Tauriosios dujos turi tokią konfigūraciją, todėl jos retai reaguoja ir yra periodinės lentelės dešinėje. Todėl, jei konfigūracija baigiasi 3p 4, tada jai reikia dviejų elektronų, kad pasiektų stabilią būseną (norint prarasti šešis, įskaitant s lygio elektronus, reikia daugiau energijos, todėl keturis prarasti lengviau). Ir jei konfigūracija baigiasi 4d 3, tada ji turi prarasti tris elektronus, kad pasiektų stabilią būseną. Be to, pusiau užpildyti polygiai (s1, p3, d5..) yra stabilesni nei, pavyzdžiui, p4 arba p2; tačiau s2 ir p6 bus dar stabilesni.
   • Kai susiduriate su jonu, tai reiškia, kad protonų skaičius nėra toks pat kaip elektronų skaičius. Atomo krūvis šiuo atveju bus rodomas viršutiniame dešiniajame kampe (dažniausiai). cheminis simbolis. Todėl stibio atomas, kurio krūvis yra +2, turi elektroninę konfigūraciją 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Atminkite, kad 5p 3 pasikeitė į 5p 1. Būkite atsargūs, kai neutralaus atomo konfigūracija baigiasi kituose lygiuose nei s ir p. Kai imate elektronus, galite juos paimti tik iš valentinių orbitalių (s ir p orbitalių). Todėl, jei konfigūracija baigiasi 4s 2 3d 7 ir atomas gauna +2 krūvį, tada konfigūracija baigsis 4s 0 3d 7 . Atkreipkite dėmesį, kad 3d 7 ne pasikeičia, vietoj to prarandami s-orbitalės elektronai.
   • Yra sąlygų, kai elektronas yra priverstas „perkelti į aukštesnį energijos lygį“. Kai polygyje trūksta vieno elektrono, kad jis būtų pusiau arba pilnas, paimkite vieną elektroną iš artimiausio s arba p polygio ir perkelkite jį į polygį, kuriam reikia elektrono.
   • Yra dvi elektroninės konfigūracijos rašymo parinktys. Jie gali būti parašyti didėjančia energijos lygių skaičiaus tvarka arba elektronų orbitalių užpildymo tvarka, kaip buvo parodyta erbio atveju.
   • Taip pat galite parašyti elektroninę elemento konfigūraciją, rašydami tik valentingumo konfigūraciją, kuri yra paskutinis s ir p polygis. Taigi stibio valentinė konfigūracija bus 5s 2 5p 3 .
   • Jonai nėra vienodi. Su jais daug sunkiau. Praleiskite du lygius ir vadovaukitės tuo pačiu modeliu, priklausomai nuo to, kur pradėjote ir koks yra elektronų skaičius.