Struktura e predhave elektronike të atomeve. Formula elektronike e një elementi Tabela e strukturës elektronike të elementeve

s-Elementet Elementet në atomet e të cilëve elektroni i fundit hyn në nënnivelin s quhen. Përcaktuar në mënyrë të ngjashme fq-elementet,d-elementet dhef-elementet.

Fillimi i çdo periudhe korrespondon me hapjen e një shtrese të re elektronike. Numri i periodës është i barabartë me numrin e shtresës elektronike që hapet. Çdo periudhë, përveç të parës, përfundon me mbushjen e nënnivelit p të shtresës së hapur në fillim të kësaj periudhe. Periudha e parë përmban vetëm s-elemente (dy). Në periudhën e katërt dhe të pestë, midis elementeve s (dy) dhe p-elementeve (gjashtë) ka d-elemente (dhjetë). Në të gjashtën dhe të shtatën, pas një palë elementësh s ka (në kundërshtim me rregullat e Klechkovsky) një element d, pastaj katërmbëdhjetë elementë f (ato janë vendosur në rreshta të veçantë në fund të tabelës - lantanide dhe aktinide) , pastaj nëntë d-elemente dhe, si gjithmonë, pikat përfundojnë me gjashtë elemente p.

Tabela është e ndarë vertikalisht në 8 grupe, secili grup në një nëngrup kryesor dhe dytësor. Nëngrupet kryesore përmbajnë elemente s dhe p, dhe nëngrupet dytësore përmbajnë elemente d. Nëngrupi kryesor është i lehtë për t'u përcaktuar - ai përmban elementë të periudhave 1-3. Rreptësisht poshtë tyre janë elementët e mbetur të nëngrupit kryesor. Elementet e nëngrupit anësor janë të vendosura në anën (majtas ose djathtas).

Valenca e atomeve

Në konceptin klasik, valenca përcaktohet nga numri i elektroneve të paçiftëzuara në gjendjen tokësore ose të ngacmuar të atomeve. Terreni i shtetit- gjendja elektronike e një atomi në të cilin energjia e tij është minimale. Gjendje e emocionuar- gjendja elektronike e një atomi që korrespondon me kalimin e një ose më shumë elektroneve nga një orbital me energji më të ulët në një orbital të lirë me energji më të lartë. Për elementët s dhe p, kalimi i elektroneve është i mundur vetëm brenda shtresës së jashtme elektronike. Për elementët d, kalimet janë të mundshme brenda nënnivelit d të shtresës para-eksterne dhe nënniveleve s dhe p të shtresës së jashtme. Për elementet f, kalimet janë të mundshme brenda nënnivelet (n-2)f-, (n-1)d-, ns- dhe np, ku n është numri i shtresës së jashtme elektronike. Elektronet e valencës quhen elektrone që përcaktojnë valencën e një atomi në gjendjen e tij bazë ose të ngacmuar. Shtresa elektronike e valencës- shtresa në të cilën ndodhen elektronet valente.

Përshkruani elektronet e shtresës së jashtme të atomit të squfurit dhe elektronet valente të hekurit (gjendja bazë) duke përdorur numrat kuantikë. Tregoni valencat e mundshme dhe gjendjet e oksidimit të atomeve të këtyre elementeve.

1). Atomi i squfurit.

Sulfuri ka numrin rendor 16. Është në periudhën e tretë, grupi i gjashtë, nëngrupi kryesor. Prandaj, ky është një element p, shtresa e jashtme elektronike është e treta, është ajo valente. Ai ka gjashtë elektrone. Struktura elektronike e shtresës së valencës ka formën

   

Për të gjitha elektronet n=3, meqë ndodhen në shtresën e tretë. Le t'i shikojmë ato me radhë:

 n=3, L=0 (elektroni ndodhet në orbitalin s), m l =0 (për orbitalën s është e mundur vetëm kjo vlerë e numrit kuantik magnetik), m s =+1/2 (rrotullimi rreth boshti i tij ndodh në drejtim të akrepave të orës);

 n=3, L=0, m l =0 (këta tre numra kuantikë janë të njëjtë me ato të elektronit të parë, pasi të dy elektronet janë në të njëjtën orbitale), m s = -1/2 (vetëm këtu shfaqet ndryshimi, kërkohet nga parimi Pauli);

 n=3, L=1 (ky është një p-elektron), m l =+1 (nga tre vlerat e mundshme m l = 1, 0 për orbitalën e parë p zgjedhim maksimumin, kjo është një orbitale p x ), m s = +1/ 2;

 n=3, L=1, m l = +1, m s =-1/2;

 n=3, L=1, m l = 0 (kjo është një orbitale p y), m s = +1/2;

 n=3, L=1, m l = -1 (kjo është një orbitale p z), m s = +1/2.

Le të shqyrtojmë gjendjen e valencës dhe të oksidimit të squfurit. Në shtresën e valencës në gjendjen bazë të atomit ka dy çifte elektronesh, dy elektrone të paçiftuara dhe pesë orbitale të lira. Prandaj, valenca e squfurit në këtë gjendje është II. Squfuri është një jometal. I mungojnë dy elektrone përpara se të plotësojë shtresën, kështu që në përbërjet me atome me elementë më pak elektronegativë, siç janë metalet, mund të shfaqë një gjendje minimale oksidimi prej -2. Çiftimi i çifteve elektronike është i mundur sepse ka orbitale të lira në këtë shtresë. Prandaj, në gjendjen e parë të ngacmuar (S *)

Në komponimet me atome të elementeve më elektronegativë, si oksigjeni, të gjashtë elektronet valente mund të zhvendosen nga atomet e squfurit, kështu që gjendja e tij maksimale e oksidimit është +6.

2). Hekuri.

Numri serial i hekurit është 26. Ai ndodhet në periudhën e katërt, në grupin e tetë, një nëngrup dytësor. Ky është një element d, i gjashti në serinë e elementeve d të periudhës së katërt. Elektronet e valencës së hekurit (tetë) janë të vendosura në nënnivelin 3d (gjashtë, në përputhje me pozicionin e tyre në serinë e elementeve d) dhe në nënnivelin 4s (dy):

    

Le t'i shikojmë ato me radhë:

 n=3, L=2, m l = +2, m s = +1/2;

 n=3, L=2, m l = +2, m s = -1/2;

 n=3, L=2, m l = +1, m s = +1/2;

 n=3, L=2, m l = 0, m s = +1/2;

 n=3, L=2, m l = -1, m s = +1/2;

 n=3, L=2, m l = -2, m s = +1/2;

 n=4, L=0, m l = 0, m s = +1/2;

 n=4, L=0, m l = 0, m s = -1/2.

Valence

Nuk ka elektrone të paçiftuara në shtresën e jashtme, kështu që valenca minimale e hekurit (II) shfaqet në gjendjen e ngacmuar të atomit:

Pasi të përdoren elektronet e shtresës së jashtme, 4 elektrone të paçiftuara të nënnivelit 3d mund të përfshihen në formimin e lidhjeve kimike. Prandaj, valenca maksimale e hekurit është VI.

Gjendja e oksidimit

Hekuri është një metal, kështu që karakterizohet nga gjendje pozitive oksidimi nga +2 (përfshihen elektronet e nënnivelit 4s) në +6 (4s dhe të gjithë elektronet 3d të paçiftuara janë të përfshira).

Kimikatet janë ato nga të cilat përbëhet bota rreth nesh.

Vetitë e secilës substancë kimike ndahen në dy lloje: kimike, të cilat karakterizojnë aftësinë e saj për të formuar substanca të tjera, dhe fizike, të cilat vëzhgohen objektivisht dhe mund të konsiderohen të veçuara nga transformimet kimike. Për shembull, vetitë fizike të një lënde janë gjendja e saj e grumbullimit (e ngurtë, e lëngët ose e gaztë), përçueshmëria termike, kapaciteti i nxehtësisë, tretshmëria në media të ndryshme (ujë, alkool, etj.), dendësia, ngjyra, shija etj.

Shndërrimi i disa substancave kimike në substanca të tjera quhet dukuri kimike ose reaksione kimike. Duhet theksuar se ka edhe dukuri fizike që shoqërohen padyshim me një ndryshim të çdo vetie fizike të një lënde pa shndërrimin e saj në substanca të tjera. Dukuritë fizike, për shembull, përfshijnë shkrirjen e akullit, ngrirjen ose avullimin e ujit, etj.

Fakti që një fenomen kimik po ndodh gjatë një procesi mund të konkludohet duke vëzhguar shenjat karakteristike të reaksioneve kimike, si ndryshimet e ngjyrës, formimi i precipitateve, çlirimi i gazit, çlirimi i nxehtësisë dhe (ose) dritës.

Për shembull, një përfundim në lidhje me shfaqjen e reaksioneve kimike mund të bëhet duke vëzhguar:

Formimi i sedimentit gjatë zierjes së ujit, i quajtur shkallë në jetën e përditshme;

Lëshimi i nxehtësisë dhe dritës kur digjet një zjarr;

Ndryshimi i ngjyrës së një prerje të një molle të freskët në ajër;

Formimi i flluskave të gazit gjatë fermentimit të brumit, etj.

Grimcat më të vogla të një substance që praktikisht nuk pësojnë ndryshime gjatë reaksioneve kimike, por lidhen vetëm me njëra-tjetrën në një mënyrë të re, quhen atome.

Vetë ideja e ekzistencës së njësive të tilla të materies lindi në Greqinë e lashtë në mendjet e filozofëve të lashtë, e cila në fakt shpjegon origjinën e termit "atom", pasi "atomos" fjalë për fjalë nga greqishtja e përkthyer do të thotë "i pandashëm".

Megjithatë, në kundërshtim me idenë e filozofëve të lashtë grekë, atomet nuk janë minimumi absolut i materies, d.m.th. ata vetë kanë një strukturë komplekse.

Çdo atom përbëhet nga të ashtuquajturat grimca nënatomike - protone, neutrone dhe elektrone, të përcaktuara përkatësisht me simbolet p +, n o dhe e -. Mbishkrimi në shënimin e përdorur tregon se protoni ka një ngarkesë pozitive njësi, elektroni ka një ngarkesë negative njësi dhe neutroni nuk ka ngarkesë.

Sa i përket strukturës cilësore të një atomi, në çdo atom të gjithë protonet dhe neutronet janë të përqendruara në të ashtuquajturën bërthamë, rreth së cilës elektronet formojnë një shtresë elektronike.

Protoni dhe neutroni kanë pothuajse të njëjtat masa, d.m.th. m p ≈ m n, dhe masa e elektronit është pothuajse 2000 herë më e vogël se masa e secilit prej tyre, d.m.th. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Meqenëse vetia themelore e një atomi është neutraliteti i tij elektrik, dhe ngarkesa e një elektroni është e barabartë me ngarkesën e një protoni, nga kjo mund të konkludojmë se numri i elektroneve në çdo atom është i barabartë me numrin e protoneve.

Për shembull, tabela më poshtë tregon përbërjen e mundshme të atomeve:

Lloji i atomeve me të njëjtën ngarkesë bërthamore, d.m.th. me numër të njëjtë të protoneve në bërthamat e tyre quhet element kimik. Kështu, nga tabela e mësipërme mund të konkludojmë se atomi 1 dhe atomi 2 i përkasin një elementi kimik, dhe atomi 3 dhe atomi 4 i përkasin një elementi tjetër kimik.

Çdo element kimik ka emrin dhe simbolin e tij individual, i cili lexohet në një mënyrë të caktuar. Kështu, për shembull, elementi kimik më i thjeshtë, atomet e të cilit përmbajnë vetëm një proton në bërthamë, quhet "hidrogjen" dhe shënohet me simbolin "H", i cili lexohet si "hir" dhe një element kimik me një ngarkesë bërthamore prej +7 (d.m.th. që përmban 7 protone) - "azoti", ka simbolin "N", i cili lexohet si "en".

Siç mund ta shihni nga tabela e mësipërme, atomet e një elementi kimik mund të ndryshojnë në numrin e neutroneve në bërthamat e tyre.

Atomet që i përkasin të njëjtit element kimik, por kanë një numër të ndryshëm neutronesh dhe, si rezultat, masë, quhen izotopë.

Për shembull, elementi kimik hidrogjen ka tre izotope - 1 H, 2 H dhe 3 H. Indekset 1, 2 dhe 3 mbi simbolin H nënkuptojnë numrin e përgjithshëm të neutroneve dhe protoneve. ato. Duke ditur që hidrogjeni është një element kimik, i cili karakterizohet nga fakti se ka një proton në bërthamat e atomeve të tij, mund të konkludojmë se në izotopin 1 H nuk ka fare neutrone (1-1 = 0), në izotopi 2 H - 1 neutron (2-1=1) dhe në izotopin 3 H - dy neutrone (3-1=2). Meqenëse, siç u përmend tashmë, neutroni dhe protoni kanë të njëjtat masa, dhe masa e elektronit është paksa e vogël në krahasim me to, kjo do të thotë se izotopi 2 H është pothuajse dy herë më i rëndë se izotopi 1 H, dhe 3 Izotopi H është edhe tre herë më i rëndë. Për shkak të një shpërndarjeje kaq të madhe në masat e izotopeve të hidrogjenit, izotopeve 2 H dhe 3 H madje iu caktuan emra dhe simbole të veçanta individuale, gjë që nuk është tipike për asnjë element tjetër kimik. Izotopit 2H u emërua deuterium dhe iu dha simboli D, dhe izotopit 3H iu dha emri tritium dhe iu dha simboli T.

Nëse marrim masën e protonit dhe neutronit si një, dhe neglizhojmë masën e elektronit, në fakt indeksi i sipërm majtas, përveç numrit të përgjithshëm të protoneve dhe neutroneve në atom, mund të konsiderohet masa e tij, dhe për rrjedhojë ky indeks quhet numri i masës dhe përcaktohet me simbolin A. Meqenëse ngarkesa e bërthamës së çdo protoni korrespondon me atomin, dhe ngarkesa e secilit proton konsiderohet konvencionalisht e barabartë me +1, numri i protoneve në bërthamë quhet numri i ngarkesës (Z). Duke treguar numrin e neutroneve në një atom si N, marrëdhënia midis numrit të masës, numrit të ngarkesës dhe numrit të neutroneve mund të shprehet matematikisht si:

Sipas koncepteve moderne, elektroni ka një natyrë të dyfishtë (grimcë-valë). Ajo ka vetitë e një grimce dhe një valë. Ashtu si një grimcë, një elektron ka masë dhe ngarkesë, por në të njëjtën kohë, rrjedha e elektroneve, si një valë, karakterizohet nga aftësia për difraksion.

Për të përshkruar gjendjen e një elektroni në një atom, përdoren konceptet e mekanikës kuantike, sipas të cilave elektroni nuk ka një trajektore specifike të lëvizjes dhe mund të vendoset në çdo pikë të hapësirës, ​​por me probabilitete të ndryshme.

Rajoni i hapësirës rreth bërthamës ku ka më shumë gjasa të gjendet një elektron quhet orbital atomike.

Një orbitale atomike mund të ketë forma, madhësi dhe orientime të ndryshme. Një orbitale atomike quhet gjithashtu një re elektronike.

Grafikisht, një orbitale atomike zakonisht shënohet si një qelizë katrore:

Mekanika kuantike ka një aparat matematikor jashtëzakonisht kompleks, prandaj, në kuadrin e një kursi të kimisë shkollore, merren parasysh vetëm pasojat e teorisë mekanike kuantike.

Sipas këtyre pasojave, çdo orbitale atomike dhe elektroni i vendosur në të karakterizohen plotësisht nga 4 numra kuantikë.

• Numri kuantik kryesor, n, përcakton energjinë totale të një elektroni në një orbital të caktuar. Gama e vlerave të numrit kuantik kryesor është të gjithë numrat natyrorë, d.m.th. n = 1,2,3,4, 5, etj.
• Numri kuantik orbital - l - karakterizon formën e orbitalës atomike dhe mund të marrë çdo vlerë të plotë nga 0 në n-1, ku n, kujtojmë, është numri kuantik kryesor.

Orbitalet me l = 0 quhen s-orbitalet. s-Orbitalet janë në formë sferike dhe nuk kanë drejtim në hapësirë:

Orbitalet me l = 1 quhen p-orbitalet. Këto orbitale kanë formën e një figure tredimensionale tetë, d.m.th. një formë e marrë duke rrotulluar një figurë tetë rreth një boshti simetrie dhe nga jashtë ngjan me një trap:

Orbitalet me l = 2 quhen d-orbitalet, dhe me l = 3 - f-orbitalet. Struktura e tyre është shumë më komplekse.

3) Numri kuantik magnetik – m l – përcakton orientimin hapësinor të një orbitale specifike atomike dhe shpreh projeksionin e momentit këndor të orbitës në drejtimin e fushës magnetike. Numri kuantik magnetik m l korrespondon me orientimin e orbitalit në lidhje me drejtimin e vektorit të forcës së fushës magnetike të jashtme dhe mund të marrë çdo vlerë të plotë nga -l në +l, duke përfshirë 0, d.m.th. numri total i vlerave të mundshme është (2l+1). Kështu, për shembull, për l = 0 m l = 0 (një vlerë), për l = 1 m l = -1, 0, +1 (tre vlera), për l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (pesë vlera të numrit kuantik magnetik), etj.

Kështu, për shembull, orbitalet p, d.m.th. orbitalet me një numër kuantik orbital l = 1, që kanë formën e një "figure tre-dimensionale prej tetë", korrespondojnë me tre vlera të numrit kuantik magnetik (-1, 0, +1), i cili, nga ana tjetër, korrespondojnë me tre drejtime pingul me njëri-tjetrin në hapësirë.

4) Numri kuantik spin (ose thjesht spin) - m s - kushtimisht mund të konsiderohet përgjegjës për drejtimin e rrotullimit të elektronit në atom; ai mund të marrë vlera. Elektronet me rrotullime të ndryshme tregohen me shigjeta vertikale të drejtuara në drejtime të ndryshme: ↓ dhe .

Bashkësia e të gjitha orbitaleve në një atom që kanë të njëjtin numër kuantik kryesor quhet niveli i energjisë ose guaska elektronike. Çdo nivel energjie arbitrar me një numër n përbëhet nga n 2 orbitale.

Një grup orbitalesh me të njëjtat vlera të numrit kuantik kryesor dhe numrit kuantik orbital përfaqëson një nënnivel energjie.

Çdo nivel energjie, i cili korrespondon me numrin kuantik kryesor n, përmban n nënnivele. Nga ana tjetër, çdo nënnivel energjetik me numër kuantik orbital l përbëhet nga (2l+1) orbitale. Kështu, nënniveli s përbëhet nga një orbitale s, nënniveli p përbëhet nga tre orbitale p, nënniveli d përbëhet nga pesë orbitale d dhe nënniveli f përbëhet nga shtatë orbitale f. Meqenëse, siç u përmend tashmë, një orbitale atomike shpesh shënohet me një qelizë katrore, nënnivelet s-, p-, d- dhe f mund të paraqiten grafikisht si më poshtë:

Çdo orbitale korrespondon me një grup individual të përcaktuar rreptësisht prej tre numrash kuantikë n, l dhe m l.

Shpërndarja e elektroneve midis orbitaleve quhet konfigurimi i elektroneve.

Mbushja e orbitaleve atomike me elektrone ndodh në përputhje me tre kushte:

• Parimi i energjisë minimale: Elektronet mbushin orbitalet duke filluar nga nënniveli më i ulët i energjisë. Sekuenca e nënniveleve sipas rendit në rritje të energjive të tyre është si më poshtë: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Për ta bërë më të lehtë të mbani mend këtë sekuencë të plotësimit të nënniveleve elektronike, ilustrimi grafik i mëposhtëm është shumë i përshtatshëm:

• Parimi Pauli: Çdo orbital mund të përmbajë jo më shumë se dy elektrone.

Nëse ka një elektron në një orbital, atëherë ai quhet i paçiftuar, dhe nëse janë dy, atëherë quhen çift elektronik.

• Rregulli i Hundit: gjendja më e qëndrueshme e një atomi është ajo në të cilën, brenda një nënniveli, atomi ka numrin maksimal të mundshëm të elektroneve të paçiftuara. Kjo gjendje më e qëndrueshme e atomit quhet gjendja bazë.

Në fakt, sa më sipër do të thotë që, për shembull, vendosja e elektroneve 1, 2, 3 dhe 4 në tre orbitale të nënnivelit p do të kryhet si më poshtë:

Mbushja e orbitaleve atomike nga hidrogjeni, i cili ka një numër ngarkese 1, në kripton (Kr), me një numër ngarkese 36, do të kryhet si më poshtë:

Një paraqitje e tillë e rendit të mbushjes së orbitaleve atomike quhet diagramë energjetike. Bazuar në diagramet elektronike të elementeve individuale, është e mundur të shënohen të ashtuquajturat formula (konfigurime) elektronike të tyre. Kështu, për shembull, një element me 15 protone dhe, si pasojë, 15 elektrone, d.m.th. fosfori (P) do të ketë diagramin e mëposhtëm të energjisë:

Kur shndërrohet në një formulë elektronike, atomi i fosforit do të marrë formën:

15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Numrat e madhësisë normale në të majtë të simbolit të nënnivelit tregojnë numrin e nivelit të energjisë, dhe mbishkrimet në të djathtë të simbolit të nënnivelit tregojnë numrin e elektroneve në nënnivelin përkatës.

Më poshtë janë formulat elektronike të 36 elementëve të parë të tabelës periodike nga D.I. Mendelejevi.

Siç është përmendur tashmë, në gjendjen e tyre bazë, elektronet në orbitalet atomike janë të vendosura sipas parimit të energjisë më të vogël. Megjithatë, në prani të p-orbitaleve boshe në gjendjen bazë të atomit, shpesh, duke i dhënë energji të tepërt, atomi mund të transferohet në të ashtuquajturën gjendje të ngacmuar. Për shembull, një atom bori në gjendjen e tij bazë ka një konfigurim elektronik dhe një diagram energjie të formës së mëposhtme:

Dhe në një gjendje të ngacmuar (*), d.m.th. Kur i jepet pak energji një atomi të borit, konfigurimi i tij elektronik dhe diagrami i energjisë do të duken kështu:

Varësisht se cili nënnivel në atom është i mbushur i fundit, elementët kimikë ndahen në s, p, d ose f.

Gjetja e elementeve s, p, d dhe f në tabelë D.I. Mendeleev:

• Elementet s kanë nënnivelin e fundit s për t'u mbushur. Këta elementë përfshijnë elementë të nëngrupeve kryesore (në të majtë në qelizën e tabelës) të grupeve I dhe II.
• Për elementet p plotësohet nënniveli p. P-elementet përfshijnë gjashtë elementët e fundit të çdo periudhe, përveç të parës dhe të shtatës, si dhe elementë të nëngrupeve kryesore të grupeve III-VIII.
• d-elementet ndodhen midis elementeve s dhe p në periudha të mëdha.
• F-Elementet quhen lantanide dhe aktinide. Ato janë renditur në fund të tabelës D.I. Mendelejevi.

Meqenëse gjatë reaksioneve kimike bërthamat e atomeve që reagojnë mbeten të pandryshuara (me përjashtim të transformimeve radioaktive), vetitë kimike të atomeve varen nga struktura e predhave të tyre elektronike. Teoria struktura elektronike e atomit ndërtuar mbi bazën e aparatit të mekanikës kuantike. Kështu, struktura e niveleve të energjisë atomike mund të merret në bazë të llogaritjeve mekanike kuantike të probabiliteteve të gjetjes së elektroneve në hapësirën rreth bërthamës atomike ( oriz. 4.5).

Oriz. 4.5. Skema e ndarjes së niveleve të energjisë në nënnivele

Bazat e teorisë së strukturës elektronike të një atomi reduktohen në dispozitat e mëposhtme: gjendja e çdo elektroni në një atom karakterizohet nga katër numra kuantikë: numri kuantik kryesor n = 1, 2, 3,; orbitale (azimutale) l=0,1,2, n–1; magnetike m l = -l, –1,0,1,  l; rrotullim m s = -1/2, 1/2 .

Sipas Parimi Pauli, në të njëjtin atom nuk mund të ketë dy elektrone që kanë të njëjtin grup prej katër numrash kuantikë n, l, m l , m s; koleksionet e elektroneve me të njëjtët numra kuantikë kryesorë n formojnë shtresa elektronike, ose nivele energjie të atomit, të numëruara nga bërthama dhe të shënuara si K, L, M, N, O, P, Q, dhe në shtresën e energjisë me një vlerë të caktuar n mund të jetë jo më shumë se 2n 2 elektronet. Koleksionet e elektroneve me numra kuantikë të njëjtë n Dhe l, formoni nënnivele, të përcaktuara ndërsa largohen nga thelbi si s, p, d, f.

Përcaktimi probabilistik i pozicionit të elektronit në hapësirën rreth bërthamës atomike korrespondon me parimin e pasigurisë së Heisenberg. Sipas koncepteve mekanike kuantike, një elektron në një atom nuk ka një trajektore specifike të lëvizjes dhe mund të vendoset në çdo pjesë të hapësirës rreth bërthamës, dhe pozicionet e tij të ndryshme konsiderohen si një re elektronike me një densitet të caktuar ngarkese negative. Hapësira rreth bërthamës në të cilën ka më shumë gjasa të gjendet një elektron quhet orbitale. Ai përmban rreth 90% të resë elektronike. Çdo nënnivel 1s, 2s, 2p etj. i përgjigjet një numri të caktuar orbitalesh të një forme të caktuar. Për shembull, 1s- Dhe 2s- orbitalet janë sferike dhe 2p-orbitalet ( 2p x , 2 f y , 2 f z-orbitalet) janë të orientuara në drejtime reciproke pingule dhe kanë formën e një trap ( oriz. 4.6).

Oriz. 4.6. Forma dhe orientimi i orbitaleve të elektroneve.

Gjatë reaksioneve kimike, bërthama atomike nuk pëson ndryshime; ndryshojnë vetëm predha elektronike të atomeve, struktura e të cilave shpjegon shumë nga vetitë e elementeve kimike. Bazuar në teorinë e strukturës elektronike të atomit, u krijua kuptimi i thellë fizik i ligjit periodik të Mendelejevit për elementet kimike dhe u krijua teoria e lidhjes kimike.

Arsyetimi teorik i sistemit periodik të elementeve kimike përfshin të dhëna për strukturën e atomit, duke konfirmuar ekzistencën e një lidhjeje midis periodicitetit të ndryshimeve në vetitë e elementeve kimike dhe përsëritjes periodike të llojeve të ngjashme të konfigurimeve elektronike të atomeve të tyre.

Në dritën e doktrinës së strukturës së atomit, ndarja e Mendelejevit i të gjithë elementëve në shtatë periudha bëhet e justifikuar: numri i periudhës korrespondon me numrin e niveleve të energjisë të atomeve të mbushura me elektrone. Në periudha të vogla, me një rritje të ngarkesës pozitive të bërthamave atomike, numri i elektroneve në nivelin e jashtëm rritet (nga 1 në 2 në periudhën e parë dhe nga 1 në 8 në periudhën e dytë dhe të tretë), gjë që shpjegon ndryshim në vetitë e elementeve: në fillim të periudhës (përveç të parës) ka metal alkali, më pas vërehet një dobësim gradual i vetive metalike dhe forcim i vetive jometalike. Ky model mund të gjurmohet për elementët e periudhës së dytë në tabela 4.2.

Tabela 4.2.

Në periudha të mëdha, me rritjen e ngarkesës së bërthamave, mbushja e niveleve me elektrone është më e vështirë, gjë që shpjegon ndryshimin më kompleks të vetive të elementeve në krahasim me elementët e periudhave të vogla.

Natyra identike e vetive të elementeve kimike në nëngrupe shpjegohet nga struktura e ngjashme e nivelit të jashtëm të energjisë, siç tregohet në tabela 4.3, duke ilustruar sekuencën e mbushjes së niveleve të energjisë me elektrone për nëngrupet e metaleve alkali.

Tabela 4.3.

Numri i grupit zakonisht tregon numrin e elektroneve në një atom që mund të marrin pjesë në formimin e lidhjeve kimike. Ky është kuptimi fizik i numrit të grupit. Në katër vende të tabelës periodike, elementët nuk janë të renditur sipas radhës së rritjes së masës atomike: Ar Dhe K,Co Dhe Ni,Te Dhe I,Th Dhe Pa. Këto devijime u konsideruan si mangësi të tabelës periodike të elementeve kimike. Doktrina e strukturës së atomit i shpjegoi këto devijime. Përcaktimi eksperimental i ngarkesave bërthamore tregoi se rregullimi i këtyre elementeve korrespondon me një rritje të ngarkesave të bërthamave të tyre. Për më tepër, përcaktimi eksperimental i ngarkesave të bërthamave atomike bëri të mundur përcaktimin e numrit të elementeve midis hidrogjenit dhe uraniumit, si dhe numrin e lantanideve. Tani të gjitha vendet në tabelën periodike plotësohen në intervalin nga Z=1 përpara Z=114, megjithatë, sistemi periodik nuk është i plotë, zbulimi i elementeve të rinj transuranium është i mundur.

Elektronet

Koncepti i atomit u ngrit në botën e lashtë për të përcaktuar grimcat e materies. Përkthyer nga greqishtja, atom do të thotë "i pandashëm".

Fizikani irlandez Stoney, bazuar në eksperimente, arriti në përfundimin se elektriciteti bartet nga grimcat më të vogla që ekzistojnë në atomet e të gjithë elementëve kimikë. Në 1891, Stoney propozoi që këto grimca të quheshin elektrone, që do të thotë "qelibar" në greqisht. Disa vjet pasi elektroni mori emrin e tij, fizikani anglez Joseph Thomson dhe fizikani francez Jean Perrin vërtetuan se elektronet mbartin një ngarkesë negative. Kjo është ngarkesa më e vogël negative, e cila në kimi merret si një (-1). Thomson madje arriti të përcaktojë shpejtësinë e elektronit (shpejtësia e elektronit në orbitë është në përpjesëtim të zhdrejtë me numrin e orbitës n. Rrezet e orbitave rriten në raport me katrorin e numrit të orbitës. Në orbitën e parë të atomi i hidrogjenit (n=1; Z=1) shpejtësia është ≈ 2,2·106 m/s, pra rreth njëqind herë më e vogël se shpejtësia e dritës c = 3·108 m/s) dhe masa e elektronit (është pothuajse 2000 herë më pak se masa e atomit të hidrogjenit).

Gjendja e elektroneve në një atom

Gjendja e një elektroni në një atom kuptohet si një grup informacioni për energjinë e një elektroni të caktuar dhe hapësirën në të cilën ndodhet. Një elektron në një atom nuk ka një trajektore lëvizjeje, d.m.th. mund të flasim vetëm për të probabiliteti për ta gjetur atë në hapësirën rreth bërthamës.

Mund të vendoset në çdo pjesë të kësaj hapësire që rrethon bërthamën, dhe tërësia e pozicioneve të ndryshme të saj konsiderohet si një re elektronike me një densitet të caktuar të ngarkesës negative. Në mënyrë figurative, kjo mund të imagjinohet në këtë mënyrë: nëse do të ishte e mundur të fotografohej pozicioni i një elektroni në një atom pas të qindtave ose të milionatave të sekondës, si në një përfundim fotografik, atëherë elektroni në fotografi të tilla do të përfaqësohej si pika. Nëse foto të tilla të panumërta do të mbivendosen, fotografia do të ishte e një reje elektronike me densitetin më të madh ku do të kishte shumicën e këtyre pikave.

Hapësira rreth bërthamës atomike në të cilën ka më shumë gjasa të gjendet një elektron quhet orbitale. Ai përmban afërsisht 90% re elektronike, dhe kjo do të thotë se rreth 90% të kohës elektroni ndodhet në këtë pjesë të hapësirës. Ato dallohen nga forma 4 lloje të orbitaleve të njohura aktualisht, të cilat përcaktohen nga latinishtja shkronjat s, p, d dhe f. Një paraqitje grafike e disa formave të orbitaleve elektronike është paraqitur në figurë.

Karakteristika më e rëndësishme e lëvizjes së një elektroni në një orbital të caktuar është energjia e lidhjes së saj me bërthamën. Elektronet me vlera të ngjashme të energjisë formojnë një shtresë të vetme elektronike, ose nivel energjie. Nivelet e energjisë numërohen duke filluar nga bërthama - 1, 2, 3, 4, 5, 6 dhe 7.

Numri i plotë n, që tregon numrin e nivelit të energjisë, quhet numri kuantik kryesor. Karakterizon energjinë e elektroneve që zënë një nivel të caktuar energjie. Elektronet e nivelit të parë energjetik, më afër bërthamës, kanë energjinë më të ulët. Krahasuar me elektronet e nivelit të parë, elektronet e niveleve të mëvonshme do të karakterizohen nga një furnizim i madh energjie. Rrjedhimisht, elektronet e nivelit të jashtëm janë më pak të lidhur ngushtë me bërthamën atomike.

Numri më i madh i elektroneve në një nivel energjie përcaktohet nga formula:

N = 2n 2 ,

ku N është numri maksimal i elektroneve; n është numri i nivelit, ose numri kuantik kryesor. Rrjedhimisht, në nivelin e parë të energjisë më afër bërthamës nuk mund të ketë më shumë se dy elektrone; në të dytën - jo më shumë se 8; në të tretën - jo më shumë se 18; në të katërtin - jo më shumë se 32.

Duke u nisur nga niveli i dytë i energjisë (n = 2), secili prej niveleve ndahet në nënnivele (nënshtresa), paksa të ndryshme nga njëri-tjetri në energjinë e lidhjes me bërthamën. Numri i nënniveleve është i barabartë me vlerën e numrit kuantik kryesor: niveli i parë i energjisë ka një nënnivel; e dyta - dy; e treta - tre; katërt - katër nënnivele. Nënnivelet, nga ana tjetër, formohen nga orbitalet. Çdo vlerën korrespondon me numrin e orbitaleve të barabartë me n.

Nënnivelet zakonisht shënohen me shkronja latine, si dhe me formën e orbitaleve nga të cilat ato përbëhen: s, p, d, f.

Protonet dhe Neutronet

Një atom i çdo elementi kimik është i krahasueshëm me një sistem të vogël diellor. Prandaj, ky model i atomit, i propozuar nga E. Rutherford, quhet planetare.

Bërthama atomike, në të cilën është e përqendruar e gjithë masa e atomit, përbëhet nga grimca të dy llojeve - protonet dhe neutronet.

Protonet kanë një ngarkesë të barabartë me ngarkesën e elektroneve, por të kundërt në shenjë (+1), dhe një masë të barabartë me masën e një atomi hidrogjeni (në kimi merret si një). Neutronet nuk mbajnë asnjë ngarkesë, ato janë neutrale dhe kanë një masë të barabartë me masën e një protoni.

Protonet dhe neutronet së bashku quhen nukleone (nga latinishtja nucleus - bërthama). Shuma e numrit të protoneve dhe neutroneve në një atom quhet numër masiv. Për shembull, numri masiv i një atomi alumini është:

13 + 14 = 27

numri i protoneve 13, numri i neutroneve 14, numri i masës 27

Meqenëse masa e elektronit, e cila është paksa e vogël, mund të neglizhohet, është e qartë se e gjithë masa e atomit është e përqendruar në bërthamë. Elektronet caktohen e - .

Që nga atomi neutrale elektrike, atëherë është gjithashtu e qartë se numri i protoneve dhe elektroneve në një atom është i njëjtë. Është i barabartë me numrin serial të elementit kimik që i është caktuar në Tabelën Periodike. Masa e një atomi përbëhet nga masa e protoneve dhe neutroneve. Duke ditur numrin atomik të elementit (Z), d.m.th. numrin e protoneve dhe numrin masiv (A), të barabartë me shumën e numrit të protoneve dhe neutroneve, mund të gjeni numrin e neutroneve (N) duke përdorur formulën :

N = A - Z

Për shembull, numri i neutroneve në një atom hekuri është:

56 — 26 = 30

Izotopet

Quhen varietete atomesh të të njëjtit element që kanë të njëjtën ngarkesë bërthamore, por numra të ndryshëm në masë izotopet. Elementet kimike që gjenden në natyrë janë një përzierje izotopësh. Kështu, karboni ka tre izotope me masa 12, 13, 14; oksigjen - tre izotope me masa 16, 17, 18, etj. Masa atomike relative e një elementi kimik zakonisht jepet në tabelën periodike është vlera mesatare e masave atomike të një përzierjeje natyrore të izotopeve të një elementi të caktuar, duke marrë parasysh bollëkun e tyre relativ në natyrë. Vetitë kimike të izotopeve të shumicës së elementeve kimike janë saktësisht të njëjta. Megjithatë, izotopet e hidrogjenit ndryshojnë shumë në veti për shkak të rritjes dramatike të shumëfishtë në masën e tyre atomike relative; madje u jepen emra individualë dhe simbole kimike.

Elementet e periudhës së parë

Diagrami i strukturës elektronike të atomit të hidrogjenit:

Diagramet e strukturës elektronike të atomeve tregojnë shpërndarjen e elektroneve nëpër shtresat elektronike (nivelet e energjisë).

Formula elektronike grafike e atomit të hidrogjenit (tregon shpërndarjen e elektroneve sipas niveleve dhe nënniveleve të energjisë):

Formulat elektronike grafike të atomeve tregojnë shpërndarjen e elektroneve jo vetëm midis niveleve dhe nënniveleve, por edhe midis orbitaleve.

Në një atom helium, shtresa e parë e elektroneve është e plotë - ajo ka 2 elektrone. Hidrogjeni dhe heliumi janë s-elementë; Orbitali s i këtyre atomeve është i mbushur me elektrone.

Për të gjithë elementët e periudhës së dytë është mbushur shtresa e parë elektronike, dhe elektronet mbushin orbitalet s dhe p të shtresës së dytë elektronike në përputhje me parimin e energjisë më të vogël (së pari s dhe më pas p) dhe rregullat e Pauli dhe Hund.

Në atomin e neonit, shtresa e dytë e elektroneve është e plotë - ka 8 elektrone.

Për atomet e elementeve të periudhës së tretë plotësohen shtresa e parë dhe e dytë elektronike, pra mbushet shtresa e tretë elektronike, në të cilën elektronet mund të zënë nënnivelet 3s-, 3p- dhe 3d.

Atomi i magnezit plotëson orbitalën e tij elektronike 3s. Na dhe Mg janë s-elemente.

Në alumin dhe elementët pasues, nënniveli 3p është i mbushur me elektrone.

Elementet e periudhës së tretë kanë orbitale 3d të paplotësuara.

Të gjithë elementët nga Al në Ar janë p-elemente. Elementet s dhe p formojnë nëngrupet kryesore në Tabelën Periodike.

Elementet e periudhave të katërta - të shtatë

Një shtresë e katërt elektronike shfaqet në atomet e kaliumit dhe kalciumit, dhe nënniveli 4s është i mbushur, pasi ka energji më të ulët se nënniveli 3d.

K, Ca - s-elementë të përfshirë në nëngrupet kryesore. Për atomet nga Sc në Zn, nënniveli 3d është i mbushur me elektrone. Këto janë elemente 3d. Ato përfshihen në nëngrupe dytësore, shtresa e tyre elektronike më e jashtme është e mbushur dhe klasifikohen si elementë kalimtarë.

Kushtojini vëmendje strukturës së predhave elektronike të atomeve të kromit dhe bakrit. Në to, një elektron "dështon" nga 4s në nënnivelin 3d, gjë që shpjegohet me stabilitetin më të madh të energjisë të konfigurimeve elektronike që rezultojnë 3d 5 dhe 3d 10:

Në atomin e zinkut, shtresa e tretë e elektroneve është e plotë - të gjitha nënnivelet 3s, 3p dhe 3d janë të mbushura në të, me një total prej 18 elektronesh. Në elementët pas zinkut, shtresa e katërt e elektroneve, nënniveli 4p, vazhdon të mbushet.

Elementet nga Ga në Kr janë p-elemente.

Atomi i kriptonit ka një shtresë të jashtme (të katërt) që është e plotë dhe ka 8 elektrone. Por mund të ketë gjithsej 32 elektrone në shtresën e katërt elektronike; atomi i kriptonit ka ende nënnivele të paplotësuara 4d dhe 4f. Për elementët e periudhës së pestë, nënnivelet po plotësohen në rendin e mëposhtëm: 5s - 4d - 5p. Dhe ka gjithashtu përjashtime që lidhen me " dështimi» elektrone, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Në periudhën e gjashtë dhe të shtatë shfaqen elementet f, d.m.th., elementë në të cilët po plotësohen respektivisht nënnivelet 4f dhe 5f të shtresës së tretë elektronike të jashtme.

Elementet 4f quhen lantanide.

Elementet 5f quhen aktinide.

Rendi i mbushjes së nënniveleve elektronike në atomet e elementeve të periudhës së gjashtë: 55 Cs dhe 56 elemente Ba - 6s; 57 La … 6s 2 5d x - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemente; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemente; 81 T1 - 86 Rn - 6d elemente. Por edhe këtu ka elementë në të cilët "shkelet" rendi i mbushjes së orbitaleve elektronike, i cili, për shembull, shoqërohet me stabilitet më të madh energjetik të gjysmëniveleve f dhe plotësisht të mbushura, d.m.th. nf 7 dhe nf 14. Varësisht se cili nënnivel i atomit është i mbushur me elektrone i fundit, të gjithë elementët ndahen në katër familje elektronike ose blloqe:

• s-elementet. Nënniveli s i nivelit të jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; Elementet s përfshijnë hidrogjenin, heliumin dhe elementet e nëngrupeve kryesore të grupeve I dhe II.

• p-elementet. Nënniveli p i nivelit të jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; p-elementet përfshijnë elemente të nëngrupeve kryesore të grupeve III-VIII.

• d-elementet. Nënniveli d i nivelit para-jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; d-elementët përfshijnë elementë të nëngrupeve dytësore të grupeve I-VIII, d.m.th. elementë të dekadave plug-in të periudhave të mëdha të vendosura midis elementeve s dhe p. Ata quhen gjithashtu elementë të tranzicionit.

• f-elementet. F-nënniveli i nivelit të tretë të jashtëm të atomit është i mbushur me elektrone; këto përfshijnë lantanide dhe antinoide.

Fizikani zviceran W. Pauli në vitin 1925 vërtetoi se në një atom në një orbitale nuk mund të ketë më shumë se dy elektrone që kanë rrotullime të kundërta (antiparalele) (përkthyer nga anglishtja si "bosht"), d.m.th., që kanë veti të tilla që me kusht mund të imagjinohen. si rrotullimi i një elektroni rreth boshtit të tij imagjinar: në drejtim të akrepave të orës ose në të kundërt.

Ky parim quhet Parimi Pauli. Nëse ka një elektron në orbital, atëherë ai quhet i paçiftuar; nëse ka dy, atëherë këto janë elektrone të çiftëzuara, d.m.th elektrone me rrotullime të kundërta. Figura tregon një diagram të ndarjes së niveleve të energjisë në nënnivele dhe rendin në të cilin ato janë mbushur.

Shumë shpesh, struktura e predhave elektronike të atomeve përshkruhet duke përdorur energji ose qeliza kuantike - shkruhen të ashtuquajturat formula elektronike grafike. Për këtë shënim, përdoret shënimi i mëposhtëm: çdo qelizë kuantike caktohet nga një qelizë që korrespondon me një orbitale; Çdo elektron tregohet nga një shigjetë që korrespondon me drejtimin e rrotullimit. Kur shkruani një formulë elektronike grafike, duhet të mbani mend dy rregulla: Parimi i Paulit dhe rregulli i F. Hundit, sipas të cilit elektronet zënë qelizat e lira fillimisht një nga një dhe kanë të njëjtën vlerë rrotullimi, dhe vetëm atëherë çiftohen, por rrotullimet, sipas parimit Pauli, tashmë do të drejtohen në të kundërt.

Rregulli i Hundit dhe parimi i Paulit

Rregulli i Hundit- një rregull i kimisë kuantike që përcakton rendin e mbushjes së orbitaleve të një nënshtrese të caktuar dhe formulohet si më poshtë: vlera totale e numrit kuantik spin të elektroneve të një nënshtrese të caktuar duhet të jetë maksimale. Formuluar nga Friedrich Hund në 1925.

Kjo do të thotë se në secilën prej orbitaleve të nënshtresës, së pari mbushet një elektron dhe vetëm pasi orbitalet e pambushura janë shteruar, kësaj orbitale i shtohet një elektron i dytë. Në këtë rast, në një orbitale ka dy elektrone me rrotullime gjysmë të plotë të shenjës së kundërt, të cilat çiftohen (formojnë një re me dy elektrone) dhe, si rezultat, rrotullimi total i orbitalës bëhet i barabartë me zero.

Një formulim tjetër: Më i ulët në energji është termi atomik për të cilin plotësohen dy kushte.

1. Shumëfishimi është maksimal
2. Kur shumëzimet përkojnë, momenti total orbital L është maksimal.

Le ta analizojmë këtë rregull duke përdorur shembullin e mbushjes së orbitaleve të nënnivelit p fq-elementet e periudhës së dytë (d.m.th., nga bor në neoni (në diagramin më poshtë, linjat horizontale tregojnë orbitalet, shigjetat vertikale tregojnë elektronet dhe drejtimi i shigjetës tregon orientimin e rrotullimit).

Rregulli i Klechkovsky

Rregulli i Klechkovsky - ndërsa numri i përgjithshëm i elektroneve në atome rritet (me një rritje të ngarkesave të bërthamave të tyre, ose numrit serik të elementeve kimike), orbitalet atomike janë të populluara në atë mënyrë që pamja e elektroneve në një orbitale me një energji më të lartë varet. vetëm nga numri kuantik kryesor n dhe nuk varet nga të gjithë numrat e tjerë kuantikë, përfshirë nga l. Fizikisht, kjo do të thotë që në një atom të ngjashëm me hidrogjenin (në mungesë të zmbrapsjes ndërelektronike), energjia orbitale e një elektroni përcaktohet vetëm nga distanca hapësinore e densitetit të ngarkesës së elektronit nga bërthama dhe nuk varet nga karakteristikat e tij. lëvizje në fushën e bërthamës.

Rregulli empirik i Klechkovsky dhe skema e renditjes që rrjedh prej tij janë disi kontradiktore me sekuencën reale të energjisë së orbitaleve atomike vetëm në dy raste të ngjashme: për atomet Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au. , ka një "dështim" të një elektroni me s -nënniveli i shtresës së jashtme zëvendësohet nga nënniveli d i shtresës së mëparshme, gjë që çon në një gjendje energjikisht më të qëndrueshme të atomit, përkatësisht: pas mbushjes së orbitës 6 me dy elektronet s

Një atom është grimca më e vogël e materies, e përbërë nga një bërthamë dhe elektrone. Struktura e predhave elektronike të atomeve përcaktohet nga pozicioni i elementit në Tabelën Periodike të Elementeve Kimike nga D.I. Mendeleev.

Elektroni dhe predha elektronike e një atomi

Një atom, i cili në përgjithësi është neutral, përbëhet nga një bërthamë e ngarkuar pozitivisht dhe një shtresë elektronike e ngarkuar negativisht (re elektronike), me ngarkesat totale pozitive dhe negative të barabarta në vlerë absolute. Gjatë llogaritjes së masës atomike relative, masa e elektroneve nuk merret parasysh, pasi është e papërfillshme dhe 1840 herë më e vogël se masa e një protoni ose neutroni.

Oriz. 1. Atomi.

Një elektron është një grimcë krejtësisht unike që ka një natyrë të dyfishtë: ka edhe vetitë e një valë dhe një grimce. Ata lëvizin vazhdimisht rreth bërthamës.

Hapësira rreth bërthamës ku probabiliteti për të gjetur një elektron ka më shumë gjasa quhet një orbitale elektronike ose re elektronike. Kjo hapësirë ​​ka një formë specifike, e cila përcaktohet me shkronjat s-, p-, d- dhe f-. Orbitalja e elektroneve S ka një formë sferike, orbitalja p ka formën e një shtangë dore ose një figure tetë tredimensionale, format e orbitaleve d dhe f janë shumë më komplekse.

Oriz. 2. Format e orbitaleve të elektroneve.

Rreth bërthamës, elektronet janë të vendosura në shtresa elektronike. Çdo shtresë karakterizohet nga largësia e saj nga bërthama dhe energjia e saj, prandaj shtresat elektronike shpesh quhen nivele të energjisë elektronike. Sa më afër të jetë niveli me bërthamën, aq më e ulët është energjia e elektroneve në të. Një element ndryshon nga një tjetër në numrin e protoneve në bërthamën e atomit dhe, në përputhje me rrethanat, në numrin e elektroneve. Rrjedhimisht, numri i elektroneve në shtresën elektronike të një atomi neutral është i barabartë me numrin e protoneve që përmbahen në bërthamën e këtij atomi. Çdo element pasues ka një proton më shumë në bërthamën e tij dhe një elektron më shumë në shtresën e tij elektronike.

Elektroni që hyn rishtazi zë orbitalën me energjinë më të ulët. Sidoqoftë, numri maksimal i elektroneve për nivel përcaktohet nga formula:

ku N është numri maksimal i elektroneve, dhe n është numri i nivelit të energjisë.

Niveli i parë mund të ketë vetëm 2 elektrone, i dyti mund të ketë 8 elektrone, i treti mund të ketë 18 elektrone dhe niveli i katërt mund të ketë 32 elektrone. Niveli i jashtëm i një atomi nuk mund të përmbajë më shumë se 8 elektrone: sapo numri i elektroneve të arrijë në 8, niveli tjetër, më larg nga bërthama, fillon të mbushet.

Struktura e predhave elektronike të atomeve

Çdo element qëndron në një periudhë të caktuar. Një periudhë është një koleksion horizontal i elementeve të rregulluar në rendin e rritjes së ngarkesës së bërthamave të atomeve të tyre, e cila fillon me një metal alkali dhe përfundon me një gaz inert. Tre periudhat e para në tabelë janë të vogla, dhe tjetra, duke filluar nga periudha e katërt, janë të mëdha, të përbërë nga dy rreshta. Numri i periudhës në të cilën ndodhet elementi ka një kuptim fizik. Do të thotë se sa nivele të energjisë elektronike ka në një atom të çdo elementi të një periudhe të caktuar. Kështu, elementi klor Cl është në periudhën e 3-të, domethënë, shtresa e tij elektronike ka tre shtresa elektronike. Klori është në grupin VII të tabelës, dhe në nëngrupin kryesor. Nëngrupi kryesor është kolona brenda secilit grup që fillon me periudhën 1 ose 2.

Kështu, gjendja e predhave elektronike të atomit të klorit është si vijon: numri atomik i elementit të klorit është 17, që do të thotë se atomi ka 17 protone në bërthamën dhe 17 elektrone në shtresën elektronike. Në nivelin 1 mund të ketë vetëm 2 elektrone, në nivelin 3 - 7 elektrone, pasi klori është në nëngrupin kryesor të grupit VII. Pastaj në nivelin 2 ka: 17-2-7 = 8 elektrone.