Dobrý deň, milé deti a rodičia! Niekedy sa v televíznych správach objavia nie veľmi príjemné príbehy o zemetraseniach, ktoré sa vyskytli vo svete. Obraz na televíznej obrazovke zvyčajne zasiahne svojím desivým charakterom: zničené domy, slzy ľudí, horkosť straty. Prečo nás matka príroda tak pohoršuje a dá sa niečomu zabrániť, ak viete, prečo k zemetraseniu dochádza? Skúsme na to prísť.

Tieto informácie vám pomôžu pri príprave projektu výskumná práca venovaný tomuto hroznému a nebezpečnému prírodnému fenoménu.

Plán lekcie:

Čo je to zemetrasenie?

Stručne opísať prírodný úkaz, potom zemetrasenie sú otrasy a pohyb zemského povrchu. Tieto výkyvy majú deštruktívny charakter a vyskytujú sa náhle, bez veľkého varovania.

Prírodná katastrofa sa môže vyskytnúť v ktorejkoľvek krajine a kedykoľvek počas roka, jej geografia je široká. V procese zemetrasenia dochádza k roztrhnutiu zemskej kôry a posunutiu niektorých jej častí, čo často vedie k zničeniu miest a niekedy sú zo Zeme vymazané aj celé civilizácie.

Ročne sa vo svete vyskytnú státisíce zemetrasení, len mnohé z nich si bežní ľudia nevšimnú. Opravujú ich iba špecialisti pomocou špeciálneho vybavenia. Len tie najsilnejšie šoky a zmeny zemského povrchu zanechať v ľuďoch odtlačok.

Nikto nevidel zemetrasenia, ktoré sa odohrávajú na dne oceánov, pretože ich pôsobenie je uhasené vodou. Ak sú otrasy z oceánu príliš silné, dávajú vznik obrovským vlnám, ktoré odplavia všetko, čo im stojí v ceste.

Prirodzené príčiny zemetrasení

Otrasy môžu nastať z iniciatívy prírody, bez zásahu človeka.

Tektonický pohyb

Je to spôsobené takzvanými tektonickými posunmi niekde hlboko zemská kôra. Povrch glóbus nie také nehybné, ako sa nám na prvý pohľad zdá, ako napríklad doska stola pri stole. Pozostáva z litosférických dosiek, ktoré sa pomaly, ale neustále posúvajú rýchlosťou najviac 7 centimetrov za rok.

Tento pohyb sa vysvetľuje tým, že viskózna magma vrie v útrobách planéty Zem a platne na nej plávajú ako ľadové kryhy pozdĺž rieky počas ľadového driftu. Tam, kde sa dosky dotýkajú, sa ich povrchy deformujú. Dôsledky toho ste videli na vlastné oči. Áno, nečudujte sa! Ty si nikdy nevidel hory?

Ale keď dvaja alebo viacerí litosférických platní drú sa o seba a nevedia sa nijako dohodnúť a rozdeliť priestor, držia sa a hádajú sa, ich pohyb je pozastavený. Dokážu sa medzi sebou tak silno hádať, že keď sa na seba tlačia silnou energiou, vedú k rázovej vlne, opuchu a rozbitiu povrchu.

Tieto momenty sú začiatkom zemetrasenia. Takáto litosférická hádka môže svoju silu rozložiť na stovky a tisíce kilometrov a spôsobiť vibrácie zemského povrchu.

Čo je impulzom tektonický pohyb? Vedci našli niekoľko vysvetlení tohto javu. Stav zemského povrchu je ovplyvnený vesmírom, ktorý sme ešte celkom nepreštudovali, a hviezdou zvanou Slnko, ktorá prináša magnetické búrky a jasné slnečné erupcie.

Vinníkom zemetrasení môže byť Mesiac alebo skôr zmeny, ktoré sa vyskytujú na mesačnom povrchu. Odborníci si všimli, že najsilnejšie zemetrasenia sa vyskytujú v noci, počas splnu.

Vplyv sopiek, zosuvov pôdy a vody

Vedci okrem tektonických posunov, ktoré prinášajú najničivejšie škody, vidia ďalší dôvod zemetrasenia aj v sopkách, zosuvoch pôdy a kolapsoch.

Prvé sú hrozné pre svoje prepätie kvôli koncentrácii sopečného plynu a lávy v útrobách, v dôsledku čoho sa pri erupcii objavujú seizmické vlny, ktoré sú cítiť na Zemi.

Druhé sú nebezpečné rázová vlna zo zhromaždenia ťažkej masy skaly k zemskému povrchu.

Vyskytujú sa aj poruchové zemetrasenia s malým dopadom, keď podzemná voda eroduje určité časti povrchu natoľko, že časti padajú dovnútra a spôsobujú seizmické vibrácie.

Vina človeka na výskyte zemetrasení

Žiaľ, nielen matka príroda môže spôsobiť zemetrasenia. Človek s vlastnými rukami vytvára takú situáciu, keď sa planéta začne hnevať.

Samozrejme, sila takýchto otrasov spôsobených človekom (totiž takto sa nazývajú katastrofy, ktorých zdrojom je človek) nie je vysoká, ale môžu viesť k výkyvom na zemskom povrchu.

Ako sa meria sila zemetrasení?

Ako silné otrasy sa dajú merať špeciálnymi prístrojmi – seizmografmi.

Určujú magnitúdu zemetrasení a tvoria stupnicu, z ktorých najznámejšia sa nazýva Richter.

Sila 1 alebo 2 body človek necíti, ale kolísanie 3 alebo 4 bodov už kýva okolitými prvkami interiéru - riady začínajú zvoniť, lampy na strope sa potácajú. Keď sila otrasov dosiahne 5 bodov, na stenách miestnosti sa začnú objavovať trhliny a omietka sa rozpadne, po 6-7 indikátoroch sa zničia nielen priečky miestnosti, ale aj kamenné steny samotných budov.

Ak seizmografy zafixujú hodnoty 8-10 bodov, mosty, cesty, domy nevydržia nápor, na povrchu Zeme sa objavia trhliny, prelomia sa potrubia, poškodia sa železničné koľajnice. Najväčšie škody spôsobujú zemetrasenia s otrasmi nad 10 bodov, ktoré menia krajinu, vytierajú celé mestá z povrchu Zeme, menia ich na ruiny, na zemi sa objavujú zlyhania a v mori sa môžu objaviť nové ostrovy.

Richterova stupnica dokáže zafixovať maximálne 10 bodov, pre silnejšie otrasy sa používa iná - Mercalli, ktorá má 12 stupňov. Existuje ešte jedna - stupnica Medvedev-Sponheuer-Karnik, ktorá sa predtým používala v Sovietskom zväze. Je určený aj pre 12 divízií.

Najčastejšie sa zemetrasenia vyskytujú v stredomorskom páse, prechádzajú cez Himaláje, Altaj, Kaukaz, ako aj v tichomorskom pásme, ktoré postihujú Japonsko, Havaj, Čile a dokonca aj Antarktídu.

Na území našej krajiny sa nachádzajú aj seizmicky aktívne zóny - napríklad Čukotka, Prímorsko, Bajkal a Kamčatka. Susedia ako Kazachstan, Arménsko a Kirgizsko tiež často zažívajú prírodné katastrofy.

V auguste 2016 si zemetrasenie s magnitúdou 6,1 v Taliansku vyžiadalo životy desiatok ľudí, mnohí boli nezvestní.

Podľa vedcov dnes neexistuje taká krajina, ktorú by neohrozovali zemetrasenia. Na juhu Európy sú to Portugalsko, Španielsko, Grécko. V severnej Európe v Atlantický oceán je tu nepokojný hrebeň, ktorý siaha až k samotnému Severnému ľadovému oceánu. Pod naším rodným hlavným mestom, ako ukazujú štúdie, nedochádza k aktívnemu pohybu tanierov, no odborníci tvrdia, že to nie je dôvod, aby sa Moskovčania upokojili.

Medzi obyvateľmi krajiny tiež nie je dôvod na upokojenie. Vychádzajúce slnko. Japonsko má viac ako 1000 zemetrasení ročne. Jeden z nich, ktorý sa stal 11. marca 2011, bol v správach po celom svete. Na videu nájdete šokujúce zábery a detaily tejto prírodnej katastrofy.

Teraz už viete, prečo dochádza k takej prírodnej katastrofe, ako je zemetrasenie. Žiaľ, ani informáciou o hroziacom nebezpečenstve sa človeku nedarí zabrániť prírodným katastrofám.

Uvidíme sa čoskoro pri nových témach!

Evgenia Klimkovič.

V chémii a fyzike sú atómové orbitály funkciou nazývanou vlnový orbitál, ktorá opisuje vlastnosti, ktoré sú charakteristické pre nie viac ako dva elektróny v susedstve alebo systém jadier, ako v molekule. Orbitál je často zobrazovaný ako trojrozmerná oblasť, v ktorej je 95-percentná šanca nájsť elektrón.

Orbitály a orbity

Keď sa planéta pohybuje okolo Slnka, sleduje dráhu nazývanú orbita. Podobným spôsobom atóm môže byť reprezentovaný ako elektróny obiehajúce po dráhach okolo jadra. V skutočnosti sú veci iné a elektróny sú v oblastiach vesmíru známych ako atómové orbitály. Chémia sa uspokojí so zjednodušeným modelom atómu na výpočet Schrödingerovej vlnovej rovnice a podľa toho určí možné stavy elektrónu.

Orbity a orbitály znejú podobne, ale majú úplne iný význam. Je mimoriadne dôležité pochopiť rozdiel medzi nimi.

Nemožnosť zobrazenia obežných dráh

Ak chcete nakresliť trajektóriu niečoho, musíte presne vedieť, kde sa objekt nachádza, a byť schopný zistiť, kde sa o chvíľu bude nachádzať. Pre elektrón je to nemožné.

Podľa toho sa nedá presne vedieť, kde sa častica momentálne nachádza a kde bude neskôr. (Princíp v skutočnosti hovorí, že nie je možné súčasne a s absolútnou presnosťou určiť jeho hybnosť a hybnosť).

Preto nie je možné zostrojiť obežnú dráhu elektrónu okolo jadra. Robí toto veľký problém? Nie Ak niečo nie je možné, treba to prijať a hľadať spôsoby, ako to obísť.

Elektrón vodíka - 1s orbital

Predpokladajme, že existuje jeden atóm vodíka a v určitom časovom bode je graficky znázornená poloha jedného elektrónu. Krátko nato sa postup opakuje a pozorovateľ zistí, že častica je v novej polohe. Ako sa dostala z prvého miesta na druhé, nevedno.

Ak budete takto konať aj naďalej, postupne sa vytvorí akási 3D mapa miest, kde sa častica pravdepodobne nachádza.

V tomto prípade môže byť elektrón umiestnený kdekoľvek v sférickom priestore obklopujúcom jadro. Diagram ukazuje prierez tohto sférického priestoru.

95% času (alebo akékoľvek iné percento, pretože len veľkosť vesmíru môže poskytnúť absolútnu istotu) bude elektrón v pomerne ľahko definovanej oblasti priestoru, dostatočne blízko k jadru. Takáto oblasť sa nazýva orbitál. Atómové orbitály sú oblasti priestoru, v ktorých existuje elektrón.

čo tam robí? Nevieme, nemôžeme vedieť, a tak tento problém jednoducho ignorujeme! Môžeme len povedať, že ak je elektrón na určitej obežnej dráhe, potom bude mať určitú energiu.

Každý orbitál má svoje meno.

Priestor, ktorý zaberá vodíkový elektrón, sa nazýva 1s orbital. Jednotka tu znamená, že častica je na energetickej úrovni najbližšie k jadru. S hovorí o tvare obežnej dráhy. S-orbitály sú sféricky symetrické okolo jadra - prinajmenšom ako dutá guľa z pomerne hustého materiálu s jadrom v strede.

2s

Ďalší orbitál je 2s. Je to podobné ako 1s, s výnimkou toho, že najpravdepodobnejšie umiestnenie elektrónu je ďalej od jadra. Toto je orbitál druhej energetickej úrovne.

Ak sa pozriete pozorne, všimnete si, že bližšie k jadru je ďalšia oblasť o niečo väčšia. vysoká hustota elektrón ("hustota" je ďalší spôsob, ako označiť pravdepodobnosť, že táto častica je prítomná na určitom mieste).

2s elektróny (a 3s, 4s atď.) trávia časť svojho času oveľa bližšie k stredu atómu, než by sa dalo očakávať. Výsledkom je mierny pokles ich energie v s-orbitáloch. Čím bližšie sú elektróny k jadru, tým nižšia je ich energia.

3s-, 4s-orbitály (a tak ďalej) sa nachádzajú stále ďalej od stredu atómu.

p-orbitály

Nie všetky elektróny obývajú orbitály (v skutočnosti len veľmi málo z nich). Na prvom je pre nich jediná dostupná lokácia 1s, na druhom sa pridávajú 2s a 2p.

Orbitály tohto typu sú skôr 2 rovnaké balóny, navzájom spojené v jadre. Diagram ukazuje prierez 3-rozmernej oblasti priestoru. Opäť platí, že orbitál ukazuje iba oblasť s 95-percentnou pravdepodobnosťou nájdenia jediného elektrónu.

Ak si predstavíme vodorovnú rovinu, ktorá prechádza jadrom tak, že jedna časť obežnej dráhy bude nad rovinou a druhá pod ňou, potom je nulová pravdepodobnosť nájdenia elektrónu v tejto rovine. Ako sa teda častica dostane z jednej časti do druhej, ak nikdy nemôže prejsť rovinou jadra? Je to spôsobené jeho vlnovou povahou.

Na rozdiel od s- má p-orbitál určitú smerovosť.

Na akejkoľvek energetickej úrovni je možné mať tri absolútne ekvivalentné p-orbitály umiestnené navzájom v pravom uhle. Označujú sa ľubovoľne symbolmi p x, p y a p z . Toto je akceptované pre pohodlie - to, čo sa myslí pod smermi X, Y alebo Z, sa neustále mení, pretože atóm sa náhodne pohybuje v priestore.

P-orbitály na druhej energetickej úrovni sa nazývajú 2p x, 2p y a 2p z. Podobné orbitály sú aj na nasledujúcich - 3p x, 3p y, 3p z, 4p x, 4p y, 4p z atď.

Všetky úrovne, s výnimkou prvej, majú p-orbitály. Na vyšších úrovniach sú „okvetné lístky“ viac pretiahnuté, pričom najpravdepodobnejšie je umiestnenie elektrónu vo väčšej vzdialenosti od jadra.

d- a f-orbitály

Okrem orbitálov s a p sú pre elektróny k dispozícii ďalšie dve sady orbitálov na viac ako vysoké úrovne energie. Na treťom môže byť päť d-orbitálov (so zložitými tvarmi a názvami), ako aj 3s- a 3p-orbitály (3p x, 3p y, 3p z). Celkovo je ich tu 9.

Na štvrtom, spolu s 4s a 4p a 4d, sa objaví 7 dodatočných f-orbitálov – celkovo 16, dostupných aj na všetkých vyšších energetických úrovniach.

Umiestnenie elektrónov v orbitáloch

Atóm si možno predstaviť ako veľmi luxusný dom (ako obrátenú pyramídu) s jadrom žijúcim na prízemí a rôznymi miestnosťami na horných poschodiach, ktoré zaberajú elektróny:

• na prvom poschodí je len 1 izba (1s);
• na druhej miestnosti sú už 4 (2s, 2p x, 2p y a 2p z);
• na treťom poschodí je 9 izieb (jedna 3s, tri 3p a päť 3d orbitálov) a tak ďalej.

Ale izby nie sú príliš veľké. Každý z nich môže obsahovať iba 2 elektróny.

Pohodlný spôsob, ako ukázať atómové orbitály, v ktorých sa tieto častice nachádzajú, je nakresliť „kvantové bunky“.

kvantové bunky

Atómové orbitály môžu byť znázornené ako štvorce s elektrónmi v nich znázornenými ako šípky. Často sa používajú šípky nahor a nadol, ktoré ukazujú, že tieto častice sa navzájom líšia.

Potreba rôznych elektrónov v atóme je dôsledkom kvantovej teórie. Ak sú na rôznych orbitáloch, je to v poriadku, ale ak sú na rovnakej obežnej dráhe, potom medzi nimi musí byť nejaký jemný rozdiel. Kvantová teória dáva časticiam vlastnosť nazývanú "spin" - to je to, čo označuje smer šípok.

Orbitál 1s s dvoma elektrónmi je znázornený ako štvorec s dvoma šípkami smerujúcimi nahor a nadol, ale dá sa zapísať aj rýchlejšie ako 1s 2 . Znie "jedna s dva", nie "jedna s na druhú". Čísla v týchto zápisoch by sa nemali zamieňať. Prvým je energetická hladina a druhým je počet častíc na orbitál.

Hybridizácia

V chémii je hybridizácia koncept zmiešania atómových orbitálov do nových hybridných orbitálov schopných spárovať elektróny za vzniku chemických väzieb. Sp hybridizácia vysvetľuje chemické väzby zlúčeniny, ako sú alkíny. V tomto modeli sa atómové orbitály uhlíka 2s a 2p zmiešajú a vytvoria dva orbitály sp. Acetylén C 2 H 2 pozostáva zo sp-sp spletenia dvoch atómov uhlíka s vytvorením σ-väzby a dvoch ďalších π-väzieb.

Atómové orbitály uhlíka v nasýtených uhľovodíkoch majú rovnaké hybridné sp3-orbitály, ktoré majú tvar činky, ktorej jedna časť je oveľa väčšia ako druhá.

Sp 2 hybridizácia je podobná predchádzajúcim a vzniká zmiešaním jedného s a dvoch p orbitálov. Napríklad v molekule etylénu sa vytvoria tri sp 2 - a jeden p-orbitál.

Atómové orbitály: princíp plnenia

Predstavte si prechody z jedného atómu na druhý v periodická tabuľka chemické prvky je možné vytvoriť elektrónovú štruktúru ďalšieho atómu umiestnením ďalšej častice na ďalší dostupný orbitál.

Elektróny pred naplnením vyšších energetických hladín obsadia nižšie umiestnené bližšie k jadru. Tam, kde je na výber, vyplnia orbitály jednotlivo.

Tento rozkaz plnenia je známy ako Hundovo pravidlo. Platí to iba vtedy, keď majú atómové orbitály rovnaké energie, a tiež pomáha minimalizovať odpudzovanie medzi elektrónmi, vďaka čomu je atóm stabilnejší.

Všimnite si, že orbitál s má vždy o niečo menej energie ako orbitál p na rovnakej energetickej úrovni, takže prvý sa vždy naplní pred druhým.

Čo je naozaj zvláštne, je poloha 3D orbitálov. Sú na vyššej úrovni ako 4s, a tak sa najskôr zaplnia orbitály 4s a potom všetky orbitály 3d a 4p.

Rovnaký zmätok sa vyskytuje na vyšších úrovniach s väčším prepletením medzi nimi. Preto napríklad atómové orbitály 4f nie sú zaplnené, kým nie sú obsadené všetky miesta na 6s.

Poznanie poradia plnenia je kľúčové pre pochopenie toho, ako opísať elektronické štruktúry.

m kvantové čísla.

Vlnová funkcia sa vypočíta podľa Schrödingerovej vlnovej rovnice v rámci jednoelektrónovej aproximácie (metóda Hartree-Fockova) ako vlnová funkcia elektrónu v samokonzistentnom poli vytvorenom atómovým jadrom so všetkými ostatnými elektrónmi atómu.

Sám E. Schrodinger považoval elektrón v atóme za negatívne nabitý oblak, ktorého hustota je úmerná druhej mocnine hodnoty vlnovej funkcie v zodpovedajúcom bode atómu. V tejto podobe bol pojem elektrónový oblak vnímaný aj v teoretickej chémii.

Väčšina fyzikov však nezdieľala presvedčenie E. Schrödingera – neexistovali žiadne dôkazy o existencii elektrónu ako „záporne nabitého oblaku“. Max Born zdôvodnil pravdepodobnostnú interpretáciu druhej mocniny vlnovej funkcie. V roku 1950 E. Schrödinger v článku „Čo je elementárna častica? nútený súhlasiť s argumentmi M. Borna, ktorý bol v roku 1954 vyznamenaný nobelová cena vo fyzike so znením „Pre základného výskumu v kvantovej mechanike, najmä na štatistickú interpretáciu vlnovej funkcie."

Kvantové čísla a orbitálna nomenklatúra

Rozdelenie hustoty radiálnej pravdepodobnosti pre atómové orbitály pre rôzne n a l.

• Hlavné kvantové číslo n môže nadobudnúť akékoľvek kladné celé číslo, počnúc od jedného ( n= 1,2,3, … ∞) a určuje celkovú energiu elektrónu v danom orbitále (úroveň energie):

Energia pre n= ∞ zodpovedá jednoelektrónovej ionizačnej energii pre danú energetickú hladinu.

• Orbitálne kvantové číslo (nazývané aj azimutálne alebo doplnkové kvantové číslo) určuje moment hybnosti elektrónu a môže nadobúdať celočíselné hodnoty od 0 do n - 1 (l = 0,1, …, n- jeden). Moment hybnosti je v tomto prípade daný vzťahom

Atómové orbitály sú tzv písmenové označenie ich orbitálne číslo:

Písmenové označenia atómových orbitálov vznikli z opisu spektrálnych čiar v atómových spektrách: s (ostrý) je ostrý rad v atómových spektrách, p (riaditeľ)- Domov, d (difúzne) - difúzne, f (Základné) je zásadný.

• Magnetické kvantové číslo m l určuje priemet orbitálneho momentu hybnosti na smer magnetické pole a môže nadobúdať celočíselné hodnoty v rozsahu od - l predtým l vrátane 0 ( m l = -l … 0 … l):

V literatúre sú orbitály označované kombináciou kvantových čísel, pričom hlavné kvantové číslo je označené číslom, orbitálne kvantové číslo príslušným písmenom (pozri tabuľku nižšie) a magnetické kvantové číslo dolným indexom znázorňujúcim projekciu orbitál na karteziánske osi x, y, z, napr 2p x, 3d xy, 4f z(x²-y²). Pre orbitály vonkajšieho elektrónového obalu, teda v prípade popisu valenčných elektrónov, sa hlavné kvantové číslo v zázname orbitálu spravidla vynecháva.

Geometrické znázornenie

Geometrická reprezentácia atómového orbitálu je oblasť priestoru ohraničená povrchom s rovnakou hustotou (rovnováha povrchu) pravdepodobnosti alebo náboja. Hustota pravdepodobnosti na hraničnej ploche sa volí na základe riešeného problému, zvyčajne však tak, že pravdepodobnosť nájdenia elektrónu v obmedzenej oblasti leží v rozmedzí 0,9-0,99.

Keďže energia elektrónu je určená Coulombovou interakciou a následne vzdialenosťou od jadra, hlavným kvantovým číslom n nastavuje veľkosť orbitálu.

Tvar a symetria orbitálu sú dané orbitálnymi kvantovými číslami l a m: s- orbitály sú sféricky symetrické, p, d a f-orbitály majú zložitejší tvar, určený uhlovými časťami vlnovej funkcie - uhlovými funkciami. Uhlové funkcie Y lm (φ , θ) - vlastné funkcie štvorcového operátora momentu hybnosti L² v závislosti od kvantových čísel l a m(pozri Sférické funkcie), sú zložité a popisujú v sférických súradniciach (φ, θ) uhlovú závislosť pravdepodobnosti nájdenia elektrónu v centrálnom poli atómu. Lineárna kombinácia týchto funkcií určuje polohu orbitálov vzhľadom na karteziánske súradnicové osi.

Pre lineárne kombinácie Y lm sú akceptované tieto označenia:

Hodnota orbitálneho kvantového čísla	0	1	1	1	2	2	2	2	2
Hodnota magnetického kvantového čísla	0	0			0
Lineárna kombinácia
Označenie

Dodatočným faktorom, ktorý sa niekedy berie do úvahy pri geometrickom zobrazení, je znamienko vlnovej funkcie (fáza). Tento faktor je nevyhnutný pre orbitály s orbitálnym kvantovým číslom l, odlišné od nuly, to znamená, že nemajú sférickú symetriu: znak vlnovej funkcie ich "okvetných lístkov" ležiacich na opačných stranách uzlovej roviny je opačný. Znamienko vlnovej funkcie sa berie do úvahy pri molekulárnej orbitálnej metóde MO LCAO (molekulové orbitály ako lineárna kombinácia atómových orbitálov). Dnes veda pozná matematické rovnice, ktoré opisujú geometrické obrazce, predstavujúce orbitály (v závislosti od súradníc elektrónov na čase). Toto sú rovnice harmonické vibrácie odrážajúc rotáciu častíc vo všetkých dostupných stupňoch voľnosti - orbitálna rotácia, spin,... Hybridizácia orbitálov je reprezentovaná ako interferencia kmitov.

Plnenie orbitálov elektrónmi a elektrónová konfigurácia atómu

Každý orbitál nemôže mať viac ako dva elektróny, ktoré sa líšia hodnotou spinového kvantového čísla s(späť). Tento zákaz je určený Pauliho princípom. Poradie, v ktorom elektróny zapĺňajú orbitály rovnakej úrovne (orbitály s rovnakou hodnotou hlavného kvantového čísla n) určuje Klechkovského pravidlo, poradie, v ktorom elektróny zapĺňajú orbitály v rámci rovnakej podúrovne (orbitály s rovnakými hodnotami hlavného kvantového čísla n a orbitálne kvantové číslo l) určuje Hundovo pravidlo.

Stručný záznam distribúcie elektrónov v atóme v rôznych elektrónových obaloch atómu, berúc do úvahy ich hlavné a orbitálne kvantové čísla n a l volal

Elektrón má dvojakú povahu: v rôznych experimentoch môže vykazovať vlastnosti častice a vlny. Vlastnosti elektrónu ako častice: hmotnosť, náboj; vlnové vlastnosti- v znakoch pohybu, interferencie a difrakcie.

Pohyb elektrónu sa riadi zákonmi kvantová mechanika .

Hlavné charakteristiky, ktoré určujú pohyb elektrónu okolo jadra: energetické a priestorové vlastnosti zodpovedajúceho orbitálu.

Pri interakcii (prekrývaní) atómové orbitály(AO ) ktoré patria dvom alebo viacerým atómom molekulové orbitály(MO).

Molekulové orbitály sú naplnené socializovanými elektrónmi a vykonávajú sa kovalentná väzba.

Pred vytvorením molekulárnych orbitálov, hybridizácia atómových orbitálov jedného atómu.

Hybridizácia - zmena tvaru niektorých orbitálov počas formovania kovalentná väzba pre efektívnejšie pokrytie. Vznikajú rovnaké hybridy JSC ktorí sa podieľajú na vzdelávaní MO, prekrývajúce atómové orbitály iných atómov. Hybridizácia je možná len pre atómy, ktoré tvoria chemické väzby, nie však pre voľné atómy.

uhľovodíky

Hlavné otázky:

1. Uhľovodíky. Klasifikácia. Nomenklatúra.
2. Štruktúra. Vlastnosti.
3. Použitie uhľovodíkov.

uhľovodíky- Trieda Organické zlúčeniny ktoré sa skladajú z dvoch prvkov: uhlíka a vodíka.

Vyberte izoméry a homológy:

Názov alkány:

____________________________________________

__________________________________________

Ä nitračná reakcia (Konovalovova reakcia, 1889) je reakcia substitúcie vodíka za nitroskupinu.

Podmienky: 13 % HNO 3, t \u003d 130 - 140 0 C, P \u003d 15 - 105 Pa. V priemyselnom meradle sa nitrácia alkánov uskutočňuje v plynnej fáze pri 150 - 170 °C oxidom dusnatým (IV) alebo parami kyseliny dusičnej.

CH4 + HO - N02 → CH3 - N02 + H20

nitrometán

@ Riešiť úlohy:

1. Zloženie alkánov odráža všeobecný vzorec:

a) CnH2n+2; b) CnH2n-2; c) CnH2n; d) CnH2n-6.

2. S akými činidlami môžu alkány interagovať:

a) Br2 (roztok); b) Br2, to; v) H2S04; G) HN03 (zriedená), to; d) KMn04; e) CON?

Odpovede: 1) činidlá a, b, d, e; 2) činidlá b, c, e;

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

1. Vytvorte súlad medzi typom reakcie a schémou (rovnicou) reakcie:

1. Uveďte látku, ktorá vzniká počas úplnej chlorácie metánu:

a) trichlórmetán; b) tetrachlórmetán; c) dichlórmetán; d) tetrachlóretán.

1. Uveďte najpravdepodobnejší produkt monobromácie 2,2,3-trimetylbutánu:

a) 2-bróm-2,3,3-trimetylbután; b) 1-bróm-2,2,3-trimetylbután;

c) 1-bróm-2,3,3-trimetylbután; d) 2-bróm-2,2,3-trimetylbután.

Napíšte rovnicu reakcie.

Wurtzova reakcia – pôsobenie kovového sodíka na halogénderiváty uhľovodíkov. Pri reakcii dvoch rôznych halogénových derivátov vzniká zmes uhľovodíkov, ktorú je možné oddeliť destiláciou.

CH3I + 2 Na + CH3I → C2H6 + 2 NaI

@ Riešiť úlohy:

1. Uveďte názov uhľovodíka, ktorý vzniká pri zahrievaní brómetánu s kovovým sodíkom:

a) propán; b) bután; c) pentán; d) hexán; e) heptán.

Napíšte rovnicu reakcie.

1. Aké uhľovodíky vznikajú pôsobením kovového sodíka na zmes:

a) jódmetán a 1-bróm-2-metylpropán; b) 2-brómpropán a 2-brómbután?

Cykloalkány

1. Pre malé cykly (C 3 - C 4) sú charakteristické adičné reakcie vodík, halogény a halogenovodíky. Reakcie sú sprevádzané otvorením cyklu.

2. Pre iné cykly (od 5 a vyššie) sú charakteristické substitučné reakcie.

Nenasýtené uhľovodíky (nenasýtené):

Alkény (olefíny, nenasýtené uhľovodíky s dvojitou väzbou, etylénové uhľovodíky): Štruktúra: hybridizácia sp 2, plošné umiestnenie orbitálov (plochý štvorec). Reakcie: adícia (hydrogenácia, halogenácia, hydrohalogenácia, polymerizácia), substitúcia (netypická), oxidácia (spaľovanie, KMnO 4), rozklad (bez prístupu kyslíka).

@ Riešiť úlohy:

1. Aká je hybridizácia atómov uhlíka v molekule alkénu:

a) 1 a 4 - sp2, 2 a 3 - sp3; b) 1 a 4 - sp3, 2 a 3 - sp2;

c) 1 a 4 - sp3, 2 a 3 - sp; d) 1 a 4 - nehybridizované, 2 a 3 - sp2.

2. Pomenujte alkén:

1. Napíšte reakčné rovnice na príklade buténu-1, pomenujte získané produkty.

4. V nižšie uvedenej transformačnej schéme vzniká pri reakcii etylén:

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

d) pri žiadnej reakcii nevzniká etylén.

1. Ktorá reakcia je v rozpore s Markovnikovovým pravidlom:

a) CH3 - CH \u003d CH2 + HBr ->; b) CH3 - CH \u003d CH2 + H20 ->;

c) CH3 - CH \u003d CH - CH2 + HCl ->; d) CCI3 - CH \u003d CH2 + HCl →?

þ Diény s konjugovanými väzbami:hydratácia Vznikne 1,3-butadién - 2-butén (1,4-adícia):

þ hydrogenácia 1,3-butadién v prítomnosti katalyzátora Ni-bután:

þ halogenácia 1,3-butadién - 1,4-adícia (1,4 - dibróm-2-butén):

þ polymerizácia diénu:

Polyena(nenasýtené uhľovodíky s mnohými dvojitými väzbami) sú uhľovodíky, ktorých molekuly obsahujú aspoň tri dvojité väzby.

Získanie diénov:

Ø pôsobenie alkoholového roztoku zásady:

Ø Lebedevova metóda (syntéza divinylu):

Ø dehydratácia glykolov (alkándioly):

Alkíny (acetylénové uhľovodíky, uhľovodíky s jednou trojitou väzbou): Štruktúra: sp hybridizácia, lineárne umiestnenie orbitálov. Reakcie: adícia (hydrogenácia, halogenácia, hydrohalogenácia, polymerizácia), substitúcia (tvorba solí), oxidácia (spaľovanie, KMnO 4), rozklad (bez prístupu kyslíka).	5-metylhexín-2 1-Pentín 3-metylbutín-1
	1. Ktoré uhľovodíky zodpovedajú všeobecný vzorec CnH2n-2: a) acetylén, dién; b) etylén, dién; c) cykloalkány, alkény; d) acetylén, aromatický? 2. Trojitá väzba je kombináciou: a) troch σ-väzieb; b) jedna σ-väzba a dve π-väzby; c) dve σ-väzby a jedna π-väzba; d) tri π-väzby. 3. Zostavte vzorec 3-metylpentínu -3.
ja Adičné reakcie
v hydrogenácia prebieha v štádiu tvorby alkénov:
v Prídavok halogénov sa deje horšie ako v alkénoch: alkíny sa odfarbujú brómová voda (kvalitatívna reakcia).
v Prídavok halogenovodíkov:
Stanovia sa adičné produkty k nesymetrickým alkínom Markovnikovovo pravidlo:
v Prísun vody (hydratácia)- reakcia M.G. Kucherova, 1881.
Pre homológy acetylénu je produktom pridania vody ketón:
III. Tvorba soli ( kyslé vlastnosti) - substitučné reakcie
ð Interakcia aktívne kovy : Acetylidy sa používajú na syntézu homológov.
ð Interakcia alkínov s roztokmi amoniaku oxidu strieborného alebo chloridu meďného:
Kvalitatívna reakcia na finálnu trojitú väzbu - tvorba sivobielej zrazeniny acetylenidu strieborného alebo červenohnedého acetylenidu meďnatého:	HC ≡ CH + СuCI → СuC ≡ ССu ↓ + 2HCI Reakcia sa nevyskytuje
IV. Oxidačné reakcie
Ÿ mierna oxidácia– zmena farby vodný roztok manganistan draselný ( kvalitatívna reakcia na násobnú väzbu):	Keď acetylén interaguje so zriedeným roztokom KMnO 4 (izbová teplota) - kyselina šťaveľová.

Elektronická konfigurácia atóm je číselné znázornenie jeho elektrónových orbitálov. Elektrónové orbitály sú oblasti rôznych tvarov nachádza okolo atómové jadro, v ktorom je matematicky pravdepodobné nájsť elektrón. Konfigurácia elektrónov pomáha čitateľovi rýchlo a jednoducho povedať, koľko elektrónových orbitálov má atóm, ako aj určiť počet elektrónov v každom orbitále. Po prečítaní tohto článku si osvojíte spôsob zostavovania elektronických konfigurácií.

Kroky

Distribúcia elektrónov pomocou periodického systému D. I. Mendelejeva

Nájsť atómové číslo tvoj atóm. S každým atómom je spojený určitý počet elektrónov. Nájdite symbol svojho atómu v periodickej tabuľke. Atómové číslo je celé číslo kladné číslo, začínajúc od 1 (pre vodík) a zvyšujúce sa o jednu pre každý nasledujúci atóm. Atómové číslo je počet protónov v atóme, a teda je to aj počet elektrónov v atóme s nulovým nábojom.

Určte náboj atómu. Neutrálne atómy budú mať rovnaký počet elektrónov, ako je uvedené v periodickej tabuľke. Nabité atómy však budú mať viac alebo menej elektrónov, v závislosti od veľkosti ich náboja. Ak pracujete s nabitým atómom, pripočítajte alebo odčítajte elektróny nasledovne: pridajte jeden elektrón za každý záporný náboj a odčítajte jeden za každý kladný náboj.

• Napríklad atóm sodíka s nábojom -1 bude mať elektrón navyše navyše na jeho základné atómové číslo 11. Inými slovami, atóm bude mať celkovo 12 elektrónov.
• Ak hovoríme o atóme sodíka s nábojom +1, od základného atómového čísla 11 treba odpočítať jeden elektrón. Takže atóm bude mať 10 elektrónov.

1. Zapamätajte si základný zoznam orbitálov. Keď sa počet elektrónov v atóme zvyšuje, vypĺňajú rôzne podúrovne elektrónového obalu atómu podľa určitej postupnosti. Každá podúroveň elektrónového obalu, keď je naplnená, obsahuje párne číslo elektróny. Existujú nasledujúce podúrovne:

   Pochopte elektronický konfiguračný záznam. Elektronické konfigurácie sú zapísané tak, aby jasne odrážali počet elektrónov v každom orbitále. Orbitály sa píšu postupne, pričom počet atómov v každom orbitále sa píše ako horný index napravo od názvu orbitálu. Hotová elektronická konfigurácia má podobu postupnosti označení podúrovní a horných indexov.

   • Tu je napríklad najjednoduchšia elektronická konfigurácia: 1s 2 2s 2 2p 6 . Táto konfigurácia ukazuje, že na podúrovni 1s sú dva elektróny, na podúrovni 2s dva elektróny a na podúrovni 2p šesť elektrónov. 2 + 2 + 6 = celkom 10 elektrónov. Toto je elektrónová konfigurácia neutrálneho neónového atómu (atómové číslo neónu je 10).

2. Pamätajte na poradie orbitálov. Majte na pamäti, že elektrónové orbitály sú očíslované vzostupne podľa počtu elektrónových obalov, ale usporiadané vo vzostupnom energetickom poradí. Napríklad vyplnený orbitál 4s 2 má menšiu energiu (alebo menšiu pohyblivosť) ako čiastočne naplnený alebo vyplnený orbitál 3d 10, preto sa najskôr zapíše orbitál 4s. Keď poznáte poradie orbitálov, môžete ich jednoducho vyplniť podľa počtu elektrónov v atóme. Poradie, v ktorom sú orbitály vyplnené, je nasledovné: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Elektrónová konfigurácia atómu, v ktorej sú vyplnené všetky orbitály, bude mať nasledujúci tvar: 10 7p 6
   • Všimnite si, že vyššie uvedený zápis, keď sú všetky orbity zaplnené, je elektrónová konfigurácia prvku Uuo (unuoctium) 118, atóm s najvyšším číslom v periodickej tabuľke. Preto táto elektronická konfigurácia obsahuje všetky v súčasnosti známe elektronické podúrovne neutrálne nabitého atómu.

3. Doplňte orbitály podľa počtu elektrónov vo vašom atóme. Napríklad, ak chceme zapísať elektrónovú konfiguráciu neutrálneho atómu vápnika, musíme začať hľadaním jeho atómového čísla v periodickej tabuľke. Jeho atómové číslo je 20, takže konfiguráciu atómu s 20 elektrónmi zapíšeme podľa vyššie uvedeného poradia.

   • Vyplňte orbitály vo vyššie uvedenom poradí, kým nedosiahnete dvadsiaty elektrón. Prvý 1s orbitál bude mať dva elektróny, 2s orbitál bude mať tiež dva, 2p orbitál bude mať šesť, 3s orbitál bude mať dva, 3p orbitál bude mať 6 a 4s orbitál bude mať 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Inými slovami, elektronická konfigurácia vápnika má tvar: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Všimnite si, že orbitály sú vo vzostupnom poradí energie. Napríklad, keď ste pripravení prejsť na 4. energetickú úroveň, potom si najprv zapíšte 4s orbitál a potom 3d. Po štvrtej energetickej úrovni prejdete na piatu, kde sa opakuje rovnaké poradie. To sa deje až po tretej energetickej úrovni.

4. Použite periodickú tabuľku ako vizuálnu pomôcku. Pravdepodobne ste si už všimli, že tvar periodickej tabuľky zodpovedá poradiu elektronických podúrovní v elektronických konfiguráciách. Napríklad atómy v druhom stĺpci zľava vždy končia na „s 2“, zatiaľ čo atómy na pravom okraji tenkej strednej časti vždy končia na „d 10“ atď. Použite periodickú tabuľku ako vizuálny návod na písanie konfigurácií - pretože poradie, v ktorom pridávate do orbitálov, zodpovedá vašej pozícii v tabuľke. Pozri nižšie:

   • Najmä dva ľavé stĺpce obsahujú atómy, ktorých elektrónové konfigurácie končia orbitálmi s, pravý blok tabuľky obsahuje atómy, ktorých konfigurácie končia orbitálmi p a v spodnej časti atómov končia orbitálmi f.
   • Napríklad, keď si zapíšete elektronickú konfiguráciu chlóru, myslite takto: "Tento atóm sa nachádza v treťom rade (alebo "perióde") periodickej tabuľky. Nachádza sa tiež v piatej skupine orbitálneho bloku p periodickej tabuľky. Preto jej elektronická konfigurácia skončí v ...3p 5
   • Všimnite si, že prvky v orbitálnych oblastiach d a f tabuľky majú energetické hladiny, ktoré nezodpovedajú obdobiu, v ktorom sa nachádzajú. Napríklad prvý rad bloku prvkov s d-orbitálmi zodpovedá 3d orbitálom, hoci sa nachádza v 4. perióde, a prvý rad prvkov s f-orbitálmi zodpovedá 4f orbitalu, napriek tomu, že sa nachádza v 6. období.

5. Naučte sa skratky pre písanie dlhých elektronických konfigurácií. Atómy na pravej strane periodickej tabuľky sa nazývajú vzácnych plynov. Tieto prvky sú chemicky veľmi stabilné. Ak chcete skrátiť proces zapisovania dlhých elektrónových konfigurácií, jednoducho napíšte do hranatých zátvoriek chemický symbol najbližšieho vzácneho plynu s menším počtom elektrónov ako váš atóm a potom pokračujte v písaní elektronickej konfigurácie nasledujúcich orbitálnych úrovní. Pozri nižšie:

   • Na pochopenie tohto konceptu bude užitočné napísať príklad konfigurácie. Napíšme konfiguráciu zinku (atómové číslo 30) pomocou skratky vzácneho plynu. Kompletná konfigurácia zinku vyzerá takto: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Vidíme však, že 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 je elektronická konfigurácia argónu, vzácneho plynu. Jednoducho nahraďte elektronickú konfiguračnú časť zinku chemickým symbolom argónu v hranatých zátvorkách (.)
   • Takže elektronická konfigurácia zinku, napísaná v skrátenej forme, je: 4s 2 3d 10 .
   • Všimnite si, že ak píšete elektronickú konfiguráciu vzácneho plynu, povedzme argónu, nemôžete písať! Pred týmto prvkom treba použiť skratku vzácneho plynu; pre argón to bude neón ().

   Použitie periodickej tabuľky ADOMAH

   1. Osvojte si periodickú tabuľku ADOMAH. Tento spôsob zaznamenávania elektronickej konfigurácie si nevyžaduje zapamätanie, vyžaduje si však prepracovanú periodickú tabuľku, pretože v tradičnej periodickej tabuľke počnúc štvrtou periódou číslo periódy nezodpovedá elektrónový obal. Nájdite periodickú tabuľku ADOMAH, špeciálny typ periodickej tabuľky, ktorú navrhol vedec Valery Zimmerman. Je ľahké ho nájsť pomocou krátkeho vyhľadávania na internete.

      • V periodickej tabuľke ADOMAH predstavujú vodorovné riadky skupiny prvkov, ako sú halogény, vzácne plyny, alkalické kovy, kovy alkalických zemín atď. Vertikálne stĺpce zodpovedajú elektronickým úrovniam a takzvaným „kaskádam“ (diagonálne spojovacie čiary bloky s,p,d a f) zodpovedajú obdobiam.
      • Hélium sa presúva na vodík, pretože oba tieto prvky sú charakterizované 1s orbitálom. Bloky periód (s,p,d af) sú zobrazené na pravej strane a čísla úrovní sú uvedené v spodnej časti. Prvky sú zastúpené v rámčekoch očíslovaných od 1 do 120. Tieto čísla sú obvyklé atómové čísla, ktoré predstavujú Celkom elektróny v neutrálnom atóme.

   2. Nájdite svoj atóm v tabuľke ADOMAH. Ak chcete zapísať elektronickú konfiguráciu prvku, nájdite jeho symbol v periodickej tabuľke ADOMAH a preškrtnite všetky prvky s vyšším atómovým číslom. Napríklad, ak si potrebujete zapísať elektronickú konfiguráciu erbia (68), prečiarknite všetky prvky od 69 do 120.

      • Venujte pozornosť číslam od 1 do 8 v spodnej časti tabuľky. Sú to elektronické čísla úrovní alebo čísla stĺpcov. Ignorujte stĺpce, ktoré obsahujú iba prečiarknuté položky. Pre erbium zostávajú stĺpce s číslami 1,2,3,4,5 a 6.

   3. Spočítajte orbitálne podúrovne až po váš prvok. Pri pohľade na symboly blokov zobrazené napravo od tabuľky (s, p, d a f) a čísla stĺpcov zobrazené v spodnej časti ignorujte diagonálne čiary medzi blokmi a rozdeľte stĺpce na blokové stĺpce a uveďte ich v poradie zdola nahor. A opäť ignorujte bloky, v ktorých sú všetky prvky prečiarknuté. Napíšte bloky stĺpcov od čísla stĺpca, za ktorým nasleduje symbol bloku, teda: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (pre erbium).

      • Poznámka: Vyššie uvedená elektronická konfigurácia Er je zapísaná vo vzostupnom poradí podľa čísla elektronickej podúrovne. Môže byť napísaný aj v poradí, v akom sú orbitály vyplnené. Pri písaní blokov stĺpcov postupujte podľa kaskád zdola nahor, nie podľa stĺpcov: 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. Spočítajte elektróny pre každú elektronickú podúroveň. Spočítajte prvky v každom stĺpcovom bloku, ktoré neboli prečiarknuté, priložením jedného elektrónu z každého prvku a zapíšte ich počet vedľa symbolu bloku pre každý stĺpcový blok takto: 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 . V našom príklade ide o elektronickú konfiguráciu erbia.

   5. Dávajte pozor na nesprávne elektronické konfigurácie. Existuje osemnásť typických výnimiek súvisiacich s elektronickými konfiguráciami atómov v stave s najnižšou energiou, nazývanom aj stav základnej energie. Neposlúchajú všeobecné pravidlo iba na posledných dvoch alebo troch pozíciách obsadených elektrónmi. V tomto prípade skutočná elektronická konfigurácia predpokladá, že elektróny sú v stave nižšej energie v porovnaní so štandardnou konfiguráciou atómu. Výnimkové atómy zahŕňajú:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Pozn(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5dl, 6s2); Ce(..., 4f1, 5dl, 6s2); Gd(..., 4f7, 5dl, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6dl, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6dl, 7s2); U(..., 5f3, 6dl, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) a cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Ak chcete nájsť atómové číslo atómu, keď je napísané v elektronickej forme, jednoducho spočítajte všetky čísla, ktoré nasledujú za písmenami (s, p, d a f). Toto funguje len pre neutrálne atómy, ak máte čo do činenia s iónom, nebude to fungovať - ​​budete musieť pridať alebo odpočítať počet extra alebo stratených elektrónov.
   • Číslo za písmenom je horný index, nepomýlite sa v ovládaní.
   • "Stabilita polovyplnenej" podúrovne neexistuje. Toto je zjednodušenie. Akákoľvek stabilita, ktorá sa týka „poloplných“ podúrovní, je spôsobená skutočnosťou, že každý orbitál je obsadený jedným elektrónom, takže odpudzovanie medzi elektrónmi je minimalizované.
   • Každý atóm má tendenciu k stabilnému stavu a najstabilnejšie konfigurácie zaplnili podúrovne s a p (s2 a p6). Vzácne plyny majú túto konfiguráciu, takže zriedka reagujú a nachádzajú sa vpravo v periodickej tabuľke. Preto, ak konfigurácia končí na 3p 4, potom potrebuje dva elektróny na dosiahnutie stabilného stavu (na stratu šiestich elektrónov je potrebné viac energie, vrátane elektrónov na úrovni s, takže štyri sa stratia ľahšie). A ak konfigurácia končí v 4d 3, potom potrebuje stratiť tri elektróny, aby dosiahla stabilný stav. Navyše polovyplnené podúrovne (s1, p3, d5..) sú stabilnejšie ako napríklad p4 alebo p2; s2 a p6 však budú ešte stabilnejšie.
   • Keď máte čo do činenia s iónom, znamená to, že počet protónov nie je rovnaký ako počet elektrónov. Nabitie atómu bude v tomto prípade zobrazené vpravo hore (zvyčajne). chemický symbol. Preto má atóm antimónu s nábojom +2 elektrónovú konfiguráciu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Všimnite si, že 5p 3 sa zmenilo na 5p 1 . Buďte opatrní, keď konfigurácia neutrálneho atómu končí na iných podúrovniach ako s a p. Keď vezmete elektróny, môžete ich vziať iba z valenčných orbitálov (orbitály s a p). Preto, ak konfigurácia končí 4s 2 3d 7 a atóm dostane +2 náboj, potom konfigurácia skončí 4s 0 3d 7 . Upozorňujeme, že 3d 7 nie sa namiesto toho strácajú elektróny orbitálu s.
   • Existujú podmienky, keď je elektrón nútený „presunúť sa na vyššiu energetickú hladinu“. Keď na podúrovni chýba jeden elektrón, aby bola polovica alebo plná, vezmite jeden elektrón z najbližšej podúrovne s alebo p a presuňte ho do podúrovne, ktorá elektrón potrebuje.
   • Existujú dve možnosti zápisu elektronickej konfigurácie. Môžu byť zapísané vo vzostupnom poradí počtu energetických hladín alebo v poradí, v ktorom sú zaplnené elektrónové orbitály, ako bolo uvedené vyššie pre erbium.
   • Elektronickú konfiguráciu prvku môžete zapísať aj tak, že napíšete len konfiguráciu valencie, ktorá je poslednou podúrovňou s a p. Valenčná konfigurácia antimónu teda bude 5s 2 5p 3 .
   • Ióny nie sú rovnaké. S nimi je to oveľa ťažšie. Preskočte dve úrovne a postupujte podľa rovnakého vzoru v závislosti od toho, kde ste začali a aký vysoký je počet elektrónov.