Atomların elektronik kabuklarının yapısı. Bir elementin elektronik formülü Element tablosunun elektronik yapısı

S-Elementler Son elektronu s-alt düzeyine giren atomlardaki elementlere denir. Benzer şekilde tanımlanmış P-elementler,D-elementler veF-elementler.

Her dönemin başlangıcı yeni bir elektronik katmanın açılmasına karşılık gelir. Periyot numarası açılan elektron katmanının sayısına eşittir. Birinci dönem dışındaki her dönem, bu dönemin başında açılan katmanın p-alt seviyesinin dolmasıyla sona erer. İlk periyot yalnızca s-elementlerini (iki) içerir. Dördüncü ve beşinci periyotlarda s elementleri (iki) ve p elementleri (altı) arasında d elementleri (on) bulunur. Altıncı ve yedincide, bir çift s elementinin arkasında (Klechkovsky'nin kurallarına aykırı olarak) bir d elementi, ardından on dört f elementi vardır (bunlar tablonun alt kısmında ayrı sıralara yerleştirilir - lantanitler ve aktinitlerdir) , ardından dokuz d-elementi ve her zaman olduğu gibi periyotlar altı p-elementiyle biter.

Tablo dikey olarak 8 gruba bölünmüştür; her grup bir ana ve ikincil alt gruba ayrılır. Ana alt gruplar s ve p elemanlarını, ikincil alt gruplar ise d elemanlarını içerir. Ana alt grubun belirlenmesi kolaydır - 1-3. periyotların unsurlarını içerir. Kalan elemanlar kesinlikle altlarında bulunur ana alt grup. Yan alt grubun elemanları yan tarafta (sol veya sağ) bulunur.

Atomların değerliliği

Klasik görüşe göre değerlik, atomların temel veya uyarılmış durumundaki eşleşmemiş elektronların sayısıyla belirlenir. Temel durum- enerjisinin minimum olduğu bir atomun elektronik durumu. Heyecanlı durum- Bir veya daha fazla elektronun daha düşük enerjili bir yörüngeden daha yüksek enerjili serbest bir yörüngeye geçişine karşılık gelen bir atomun elektronik durumu. S ve p elementleri için elektron geçişi yalnızca dış elektron katmanında mümkündür. D elemanları için, ön-dış katmanın d-alt seviyesi ve dış katmanın s- ve p-alt seviyeleri içerisinde geçişler mümkündür. F elemanları için, (n-2)f-, (n-1)d-, ns- ve np-alt seviyeleri içerisinde geçişler mümkündür; burada n, dış elektronik katmanın numarasıdır. Değerlik elektronları Bir atomun temel veya uyarılmış haldeki değerini belirleyen elektronlara denir. Değerlik elektron katmanı- değerlik elektronlarının bulunduğu katman.

Kuantum sayılarını kullanarak kükürt atomunun dış katmanındaki elektronları ve demirin değerlik elektronlarını (temel durum) tanımlayın. Bu elementlerin atomlarının olası değerliklerini ve oksidasyon durumlarını belirtin.

1). Kükürt atomu.

Kükürtün seri numarası 16'dır. Üçüncü periyot, altıncı grup, ana alt grupta yer alır. Dolayısıyla bu bir p-elementidir, dış elektron katmanı üçüncüdür ve değerlik katmanıdır. Altı elektronu vardır. Değerlik katmanının elektronik yapısı şu şekildedir:

   

Üçüncü katmanda yer aldıkları için tüm elektronlar için n=3'tür. Sırasıyla bunlara bakalım:

 n=3, L=0 (elektron s-orbitalinde bulunur), m l =0 (s-orbital için yalnızca manyetik kuantum sayısının bu değeri mümkündür), m s =+1/2 (etrafında dönme kendi ekseni saat yönünde gerçekleşir) ;

 n=3, L=0, m l =0 (her iki elektron da aynı yörüngede olduğundan bu üç kuantum sayısı ilk elektronunkilerle aynıdır), m s = -1/2 (yalnızca burada fark ortaya çıkar, Pauli ilkesinin gerektirdiği);

 n=3, L=1 (bu bir p-elektronudur), m l =+1 (ilk p-orbital için mümkün olan üç değerden m l = 1, 0 maksimumu seçeriz, bu bir p x yörüngesidir ), ms = +1/ 2;

 n=3, L=1, m l = +1, m s =-1/2;

 n=3, L=1, m l = 0 (bu bir py yörüngesidir), m s = +1/2;

 n=3, L=1, m l = -1 (bu bir p z yörüngesidir), m s = +1/2.

Sülfürün değerlik ve oksidasyon durumlarını ele alalım. Atomun temel durumundaki değerlik katmanında iki elektron çifti, iki eşleşmemiş elektron ve beş serbest yörünge bulunur. Dolayısıyla bu haldeki kükürtün değerliği II'dir. Kükürt metal olmayan bir maddedir. Katmanı tamamlamadan önce iki elektrondan yoksundur, bu nedenle metaller gibi daha az elektronegatif elementlerin atomlarına sahip bileşiklerde minimum -2 oksidasyon durumu sergileyebilir. Bu katmanda serbest yörüngelerin bulunması nedeniyle elektron çiftlerinin eşleşmesi mümkündür. Bu nedenle ilk uyarılmış durumda (S*)

Oksijen gibi daha elektronegatif elementlerin atomlarına sahip bileşiklerde, altı değerlik elektronunun tamamı kükürt atomlarından çıkarılabilir, dolayısıyla maksimum oksidasyon durumu +6'dır.

2). Ütü.

Demirin seri numarası 26'dır. Dördüncü periyotta, sekizinci grupta, ikincil bir alt grupta yer alır. Bu bir d-elementidir, dördüncü periyodun d-elementleri serisinin altıncısıdır. Demir değerlik elektronları (sekiz), 3d alt seviyesinde (d element serisindeki konumlarına göre altı) ve 4s alt seviyesinde (iki) bulunur:

    

Sırasıyla bunlara bakalım:

 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.

Değerlik

Dış katmanda eşlenmemiş elektron yoktur, bu nedenle demirin (II) minimum değeri atomun uyarılmış durumunda görünür:

Dış katmanın elektronları kullanıldıktan sonra, 3d alt seviyesinin 4 eşleşmemiş elektronu kimyasal bağların oluşumuna dahil olabilir. Bu nedenle demirin maksimum değeri VI'dır.

Oksidasyon durumu

Demir bir metaldir, bu nedenle +2'den (4'lerin alt seviyesindeki elektronlar dahil) +6'ya (4'ler ve tüm eşleşmemiş 3d elektronlar dahil) kadar pozitif oksidasyon durumları ile karakterize edilir.

Kimyasallar etrafımızdaki dünyanın yapıldığı şeydir.

Her kimyasal maddenin özellikleri iki türe ayrılır: diğer maddeleri oluşturma yeteneğini karakterize eden kimyasal ve objektif olarak gözlemlenen ve kimyasal dönüşümlerden ayrı olarak değerlendirilebilen fiziksel. Örneğin bir maddenin fiziksel özellikleri onun fiziksel durum(katı, sıvı veya gaz), ısıl iletkenlik, ısı kapasitesi, çeşitli ortamlardaki çözünürlük (su, alkol vb.), yoğunluk, renk, tat vb.

Bazılarının dönüşümleri kimyasallar diğer maddelerde kimyasal olaylar veya kimyasal reaksiyonlar denir. Bazı özelliklerdeki değişikliklerin açıkça eşlik ettiği fiziksel olayların da mevcut olduğu unutulmamalıdır. fiziksel özellikler maddeler başka maddelere dönüşmeden İLE fiziksel olaylarörneğin buzun erimesi, suyun donması veya buharlaşması vb.

Herhangi bir işlem sırasında kimyasal bir olayın meydana geldiği gerçeği gözlemlenerek çıkarılabilir. karakteristik özellikler kimyasal reaksiyonlar renk değişimi, çökelme, gaz oluşumu, ısı ve/veya ışık gibi.

Örneğin, aşağıdaki gözlemler yapılarak kimyasal reaksiyonların oluşumu hakkında bir sonuca varılabilir:

Günlük yaşamda kireç adı verilen suyun kaynatılması sırasında tortu oluşması;

Ateş yandığında ısı ve ışığın açığa çıkması;

Havada taze bir elma kesiminin renginin değişmesi;

Hamurun fermantasyonu vb. sırasında gaz kabarcıklarının oluşması.

Bir maddenin kimyasal reaksiyonlar sırasında hemen hemen hiçbir değişikliğe uğramayan, ancak birbirleriyle yalnızca yeni bir şekilde bağlanan en küçük parçacıklarına atom denir.

Bu tür madde birimlerinin varlığına dair fikir, eski zamanlarda ortaya çıktı. Antik Yunanistan Antik filozofların kafasında bu aslında “atom” teriminin kökenini açıklıyor çünkü Yunancadan tam anlamıyla çevrilen “atomos” “bölünemez” anlamına geliyor.

Ancak eski Yunan filozoflarının düşüncesinin aksine atomlar, maddenin mutlak minimumu değildir; kendileri de karmaşık bir yapıya sahiptir.

Her atom, sırasıyla p +, n o ve e - sembolleriyle gösterilen, atom altı parçacıklar adı verilen protonlar, nötronlar ve elektronlardan oluşur. Kullanılan notasyondaki üst simge, protonun birim pozitif yüke sahip olduğunu, elektronun birim negatif yüke sahip olduğunu ve nötronun yüksüz olduğunu gösterir.

Bir atomun niteliksel yapısına gelince, her atomda tüm protonlar ve nötronlar, çevresinde elektronların bir elektron kabuğu oluşturduğu çekirdek adı verilen bölgede yoğunlaşmıştır.

Proton ve nötron hemen hemen aynı kütlelere sahiptir; m p ≈ m n ve elektronun kütlesi, her birinin kütlesinden neredeyse 2000 kat daha azdır, yani. m p /m e ≈ mn /m e ≈ 2000.

Bir atomun temel özelliği elektriksel nötrlüğü olduğundan ve bir elektronun yükü bir protonun yüküne eşit olduğundan, bundan herhangi bir atomdaki elektron sayısının proton sayısına eşit olduğu sonucunu çıkarabiliriz.

Örneğin, aşağıdaki tablo atomların olası bileşimini göstermektedir:

Aynı nükleer yüke sahip atom türleri, yani Çekirdeğinde aynı sayıda proton bulunan elementlere kimyasal element denir. Böylece yukarıdaki tablodan atom1 ve atom2'nin bir kimyasal elemente, atom3 ve atom4'ün ise başka bir kimyasal elemente ait olduğu sonucuna varabiliriz.

Her kimyasal elementin, belirli bir şekilde okunan kendi adı ve bireysel sembolü vardır. Yani örneğin atomları çekirdeğinde yalnızca bir proton içeren en basit kimyasal elemente "hidrojen" adı verilir ve "kül" olarak okunan "H" simgesiyle gösterilir ve bir kimyasal elementtir. +7 nükleer yük (yani 7 proton içeren) - “nitrojen”, “en” olarak okunan “N” sembolüne sahiptir.

Yukarıdaki tablodan görülebileceği gibi bir atomun kimyasal elementÇekirdeklerdeki nötron sayısında farklılık olabilir.

Aynı kimyasal elemente ait olan ancak farklı sayıda nötronlara sahip olan ve bunun sonucunda kütleye sahip olan atomlara izotoplar denir.

Örneğin, hidrojen kimyasal elementinin üç izotopu vardır - 1 H, 2 H ve 3 H. H sembolünün üzerindeki 1, 2 ve 3 endeksleri, nötron ve protonların toplam sayısı anlamına gelir. Onlar. Hidrojenin, atomlarının çekirdeğinde bir proton bulunmasıyla karakterize edilen kimyasal bir element olduğunu bilerek, 1H izotopunda hiç nötron bulunmadığı (1-1 = 0) sonucuna varabiliriz. 2H izotopu - 1 nötron (2-1=1) ve 3H izotopunda - iki nötron (3-1=2). Daha önce de belirtildiği gibi, nötron ve proton aynı kütlelere sahip olduğundan ve elektronun kütlesi onlarla karşılaştırıldığında ihmal edilebilecek kadar küçük olduğundan, bu, 2H izotopunun 1H izotopundan neredeyse iki kat daha ağır olduğu ve 3'ün ise 1H izotopundan neredeyse iki kat daha ağır olduğu anlamına gelir. H izotopu üç kat daha ağırdır. Hidrojen izotoplarının kütlelerindeki bu kadar büyük bir dağılım nedeniyle, 2H ve 3H izotoplarına, başka hiçbir kimyasal element için tipik olmayan ayrı bireysel isimler ve semboller bile verilmiştir. 2H izotopuna döteryum adı verildi ve D sembolü verildi ve 3H izotopuna trityum adı verildi ve T sembolü verildi.

Proton ve nötronun kütlesini bir olarak alırsak ve elektronun kütlesini ihmal edersek, aslında atomdaki proton ve nötronların toplam sayısına ek olarak sol üst indeks onun kütlesi olarak düşünülebilir ve bu nedenle bu indeks kütle numarası olarak adlandırılır ve A sembolü ile gösterilir. Herhangi bir Protonun çekirdeğinin yükü atoma karşılık geldiğinden ve her protonun yükü geleneksel olarak +1'e eşit kabul edildiğinden, protonların sayısı çekirdeğe yük numarası (Z) denir. Bir atomdaki nötron sayısını N olarak göstererek, kütle numarası, yük numarası ve nötron sayısı arasındaki ilişki matematiksel olarak şu şekilde ifade edilebilir:

Buna göre modern fikirler Elektronun ikili (parçacık-dalga) doğası vardır. Hem parçacık hem de dalga özelliklerine sahiptir. Bir parçacık gibi, bir elektronun da kütlesi ve yükü vardır, ancak aynı zamanda bir dalga gibi elektronların akışı da kırınım yeteneği ile karakterize edilir.

Bir atomdaki bir elektronun durumunu tanımlamak için, elektronun belirli bir hareket yörüngesine sahip olmadığı ve uzayda herhangi bir noktaya ancak farklı olasılıklarla yerleştirilebildiği kuantum mekaniği kavramları kullanılır.

Çekirdeğin etrafındaki, bir elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu uzay bölgesine atomik yörünge adı verilir.

Bir atomik yörünge farklı şekillere, boyutlara ve yönelimlere sahip olabilir. Atomik yörüngeye elektron bulutu da denir.

Grafiksel olarak, bir atomik yörünge genellikle kare hücre olarak gösterilir:

Kuantum mekaniği bu nedenle son derece karmaşık bir matematiksel aparata sahiptir. okul kursu kimyada yalnızca kuantum mekaniği teorisinin sonuçları dikkate alınır.

Bu sonuçlara göre herhangi bir atomik yörünge ve onun içinde yer alan elektron tamamen 4 kuantum sayısıyla karakterize edilir.

• Temel kuantum sayısı n, belirli bir yörüngedeki bir elektronun toplam enerjisini belirler. Ana kuantum sayısının değer aralığı – hepsi doğal sayılar, yani n = 1,2,3,4, 5 vb.
• Yörünge kuantum numarası - l - atomik yörüngenin şeklini karakterize eder ve herhangi bir şeyi alabilir tam sayı değerleri 0'dan n-1'e kadar, burada n, hatırlayın, ana kuantum sayısıdır.

l = 0 olan yörüngelere denir S-orbitaller. s-Orbitallerin şekli küreseldir ve uzayda yönü yoktur:

l = 1 olan yörüngelere denir p-orbitalleri. Bu yörüngeler üç boyutlu bir sekiz şeklinin şekline sahiptir; sekiz rakamının bir simetri ekseni etrafında döndürülmesiyle elde edilen ve dışarıdan bir dambıla benzeyen bir şekil:

l = 2 olan yörüngelere denir d-orbitalleri, ve l = 3 – f-orbitaller. Yapıları çok daha karmaşıktır.

3) Manyetik kuantum sayısı – ml – belirli bir atomik yörüngenin uzaysal yönelimini belirler ve yörüngesel açısal momentumun yön üzerine izdüşümünü ifade eder manyetik alan. Manyetik kuantum sayısı ml, dış manyetik alan kuvveti vektörünün yönüne göre yörüngenin yönelimine karşılık gelir ve 0 dahil olmak üzere –l ila +l arasında herhangi bir tam sayı değeri alabilir, yani. olası değerlerin toplam sayısı (2l+1)'dir. Yani örneğin l = 0 m için l = 0 (bir değer), l = 1 m için l = -1, 0, +1 (üç değer), l = 2 m için l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (manyetik kuantum sayısının beş değeri), vb.

Yani, örneğin p-orbitaller, yani. Yörünge kuantum numarası l = 1 olan ve “üç boyutlu sekiz rakamı” şeklindeki yörüngeler, sırasıyla üç yöne karşılık gelen manyetik kuantum sayısının (-1, 0, +1) üç değerine karşılık gelir Uzayda birbirine dik.

4) Spin kuantum sayısı (veya basitçe spin) - m s - atomdaki elektronun dönme yönünden koşullu olarak sorumlu kabul edilebilir; Farklı spinlere sahip elektronlar, farklı yönlere yönlendirilmiş dikey oklarla gösterilir: ↓ ve .

Bir atomdaki aynı temel kuantum sayısına sahip tüm yörüngelerin oluşturduğu kümeye enerji düzeyi veya elektron kabuğu denir. Bazı n sayısına sahip herhangi bir rastgele enerji seviyesi, n2 yörüngeden oluşur.

Temel kuantum sayısı ve yörünge kuantum numarasının aynı değerlerine sahip bir dizi yörünge, bir enerji alt seviyesini temsil eder.

Temel kuantum sayısı n'ye karşılık gelen her enerji seviyesi, n alt seviye içerir. Buna karşılık, yörünge kuantum sayısı l olan her enerji alt düzeyi (2l+1) yörüngeden oluşur. Böylece, s alt düzeyi bir s yörüngesinden, p alt düzeyi üç p yörüngesinden, d alt düzeyi beş d yörüngesinden ve f alt düzeyi yedi f yörüngesinden oluşur. Daha önce de belirtildiği gibi, bir atomik yörünge genellikle bir kare hücreyle gösterildiğinden, s-, p-, d- ve f-alt seviyeleri grafiksel olarak aşağıdaki gibi temsil edilebilir:

Her yörünge, kesin olarak tanımlanmış üç kuantum sayısı n, l ve ml'den oluşan bireysel bir diziye karşılık gelir.

Elektronların yörüngeler arasındaki dağılımına denir. elektronik konfigürasyon.

Atomik yörüngelerin elektronlarla doldurulması üç koşula göre gerçekleşir:

• Minimum enerji prensibi: Elektronlar en düşük enerji alt seviyesinden başlayarak yörüngeleri doldururlar. Enerjilerini arttırma sırasına göre alt seviyelerin sırası aşağıdaki gibidir: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Elektronik alt seviyelerin doldurulma sırasını hatırlamayı kolaylaştırmak için aşağıdaki grafik gösterim çok kullanışlıdır:

• Pauli ilkesi: Her yörünge ikiden fazla elektron içeremez.

Orbitalde bir elektron varsa buna eşlenmemiş, iki elektron varsa buna elektron çifti denir.

• Hund'un kuralı: Bir atomun en kararlı durumu, bir alt seviyede atomun mümkün olan maksimum sayıda eşleşmemiş elektrona sahip olduğu durumdur. Atomun bu en kararlı durumuna temel durum denir.

Aslında yukarıdakiler, örneğin 1., 2., 3. ve 4. elektronların p-alt seviyesinin üç yörüngesine yerleştirilmesinin şu şekilde gerçekleştirileceği anlamına gelir:

Atomik yörüngelerin yük sayısı 1 olan hidrojenden yük sayısı 36 olan kriptona (Kr) doldurulması şu şekilde gerçekleştirilecektir:

Atomik yörüngelerin doldurulma sırasının böyle bir temsiline enerji diyagramı denir. Bireysel elemanların elektronik diyagramlarına dayanarak, bunların sözde elektronik formüllerini (konfigürasyonlarını) yazmak mümkündür. Yani örneğin 15 protonlu ve bunun sonucunda 15 elektronlu bir element, yani. fosfor (P) aşağıdaki enerji diyagramına sahip olacaktır:

Elektronik formüle dönüştürüldüğünde fosfor atomu şu şekli alacaktır:

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

Alt seviye sembolünün solundaki normal büyüklükteki sayılar, enerji seviyesi numarasını gösterir ve alt seviye sembolünün sağındaki üst simgeler, karşılık gelen alt seviyedeki elektron sayısını gösterir.

Aşağıda periyodik tablonun ilk 36 elementinin D.I. tarafından elektronik formülleri bulunmaktadır. Mendeleev.

Daha önce de belirtildiği gibi, temel hallerinde atomik yörüngelerdeki elektronlar en az enerji ilkesine göre konumlandırılır. Bununla birlikte, atomun temel durumunda boş p-orbitallerinin varlığında, çoğu zaman ona fazla enerji verilerek atom uyarılmış duruma aktarılabilir. Örneğin, temel durumdaki bir bor atomunun elektronik konfigürasyonu ve enerji diyagramı aşağıdaki biçimdedir:

Ve heyecanlı bir durumda (*), yani. Bor atomuna bir miktar enerji verildiğinde elektron konfigürasyonu ve enerji diyagramı şu şekilde görünecektir:

Atomdaki hangi alt seviyenin en son doldurulduğuna bağlı olarak kimyasal elementler s, p, d veya f olarak ayrılır.

Tablodaki s, p, d ve f elemanlarını bulma D.I. Mendeleev:

• S-elemanları doldurulacak son s-alt düzeyine sahiptir. Bu öğeler, grup I ve II'nin ana (tablo hücresinde solda) alt gruplarının öğelerini içerir.
• P elemanları için p alt seviyesi doldurulur. P-elementleri, birinci ve yedinci hariç her periyodun son altı elementini ve ayrıca III-VIII. grupların ana alt gruplarının unsurlarını içerir.
• d-elementleri s- ve p-elementleri arasında geniş periyotlarda bulunur.
• f-Elementlere lantanit ve aktinit denir. Bunlar D.I. tablosunun altında listelenmiştir. Mendeleev.

Kimyasal reaksiyonlar sırasında reaksiyona giren atomların çekirdekleri değişmeden kaldığından (radyoaktif dönüşümler hariç), atomların kimyasal özellikleri elektronik kabuklarının yapısına bağlıdır. Teori atomun elektronik yapısı kuantum mekaniği aparatı temel alınarak inşa edilmiştir. Böylece, atomik enerji seviyelerinin yapısı, atom çekirdeğinin etrafındaki boşlukta elektron bulma olasılıklarının kuantum mekaniksel hesaplamalarına dayanarak elde edilebilir ( pirinç. 4.5).

Pirinç. 4.5. Enerji seviyelerini alt seviyelere bölme şeması

Bir atomun elektronik yapısına ilişkin teorinin temelleri aşağıdaki hükümlere indirgenmiştir: bir atomdaki her elektronun durumu dört kuantum sayısıyla karakterize edilir: baş kuantum sayısı  n = 1, 2, 3,; yörünge (azimut) l=0,1,2, n–1;   manyetik M ben –1,0,1,  M= –l, manyetik S = -1/2, 1/2 .

Buna göre ;   döndürmek Pauli prensibi M Aynı atomda aynı dört kuantum sayısına sahip iki elektron olamaz. S n, ben, m , M; Aynı temel kuantum sayılarına (n) sahip elektron koleksiyonları, elektron katmanlarını veya atomun enerji seviyelerini oluşturur; çekirdekten itibaren numaralandırılır ve şu şekilde gösterilir: K, L, M, N, O, P, Q, ve verilen değere sahip enerji katmanında N 2 en fazla olamaz K, L, M, N, O, P, Q 2n M elektronlar. Aynı kuantum sayılarına sahip elektron toplulukları Ve.

Elektronun atom çekirdeği etrafındaki uzaydaki konumunun olasılıksal olarak belirlenmesi Heisenberg belirsizlik ilkesine karşılık gelir. Kuantum mekaniği kavramlarına göre, bir atomdaki elektronun belirli bir hareket yörüngesi yoktur ve çekirdeğin etrafındaki uzayın herhangi bir yerinde bulunabilir ve çeşitli konumları, belirli bir negatif yük yoğunluğuna sahip bir elektron bulutu olarak kabul edilir. Çekirdeğin etrafındaki elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu boşluğa ne ad verilir? orbital. Elektron bulutunun yaklaşık %90'ını içerir. Her bir alt seviye 1'ler, 2'ler, 2p vesaire. belirli bir şekle sahip belirli sayıda yörüngeye karşılık gelir. Örneğin, 1s- Ve 2s- Orbitaller küreseldir ve 2p-orbitaller ( 2p X , 2p sen , 2p z-orbitaller) karşılıklı olarak dik yönlerde yönlendirilir ve dambıl şeklindedir ( pirinç. 4.6).

Pirinç. 4.6. Elektron yörüngelerinin şekli ve yönelimi.

Kimyasal reaksiyonlar sırasında atom çekirdeği değişikliğe uğramaz; yalnızca yapısı kimyasal elementlerin birçok özelliğini açıklayan atomların elektronik kabukları değişir. Atomun elektronik yapısı teorisine dayanarak, Mendeleev'in kimyasal elementlerin periyodik yasasının derin fiziksel anlamı oluşturulmuş ve kimyasal bağlanma teorisi oluşturulmuştur.

Periyodik kimyasal elementler sisteminin teorik gerekçesi, atomun yapısı hakkındaki verileri içerir; kimyasal elementlerin özelliklerindeki değişikliklerin periyodikliği ile atomlarının benzer türdeki elektronik konfigürasyonlarının periyodik tekrarı arasında bir bağlantının varlığını doğrular.

Atomun yapısı doktrini ışığında, Mendeleev'in tüm elementleri yedi döneme ayırması haklı çıkıyor: Dönem sayısı, elektronlarla dolu atomların enerji düzeylerinin sayısına karşılık geliyor. Küçük periyotlarda atom çekirdeğinin pozitif yükünün artmasıyla birlikte dış seviyedeki elektronların sayısı da artar (ilk periyotta 1'den 2'ye, ikinci ve üçüncü periyotlarda 1'den 8'e). Elementlerin özelliklerinde değişiklik: Dönemin başında (ilki hariç) alkali metal vardır, daha sonra metalik özelliklerde kademeli bir zayıflama ve metalik olmayan özelliklerde güçlenme gözlenir. Bu model ikinci dönemin unsurları için de izlenebilmektedir. tablo 4.2.

Tablo 4.2.

Büyük periyotlarda çekirdeklerin yükü arttıkça seviyelerin elektronlarla doldurulması daha zorlaşır, bu da elementlerin özelliklerinde küçük periyotlardaki elementlere göre daha karmaşık değişimi açıklar.

Alt gruplardaki kimyasal elementlerin özelliklerinin aynı doğası, şekilde gösterildiği gibi dış enerji seviyesinin benzer yapısıyla açıklanmaktadır. masa 4.3, alkali metallerin alt grupları için enerji seviyelerinin elektronlarla doldurulma sırasını göstermektedir.

Tablo 4.3.

Grup numarası genellikle bir atomdaki kimyasal bağların oluşumuna katılabilecek elektron sayısını gösterir. Bu, grup numarasının fiziksel anlamıdır. Periyodik tablonun dört yerinde elementler artan atom kütlelerine göre düzenlenmemiştir:   Ar 2n k,ortak 2n Hayır,Te 2n BEN,Bu 2n Pa. Bu sapmalar, kimyasal elementlerin periyodik tablosunun eksiklikleri olarak kabul edildi. Atomun yapısı doktrini bu sapmaları açıklıyordu. Nükleer yüklerin deneysel olarak belirlenmesi, bu elemanların düzeninin çekirdeklerinin yüklerindeki bir artışa karşılık geldiğini gösterdi. Ek olarak, atom çekirdeğinin yüklerinin deneysel olarak belirlenmesi, hidrojen ile uranyum arasındaki elementlerin sayısının yanı sıra lantanitlerin sayısının da belirlenmesini mümkün kılmıştır. Artık periyodik tablodaki tüm yerler şu aralıkta doldurulmuştur: z=1 ile Z=114 ancak periyodik sistem tamamlanmadı, yeni transuranyum elementlerinin keşfi mümkün.

Elektronlar

Atom kavramı antik dünyada maddenin parçacıklarını belirtmek için ortaya çıktı. Yunancadan tercüme edilen atom, "bölünemez" anlamına gelir.

İrlandalı fizikçi Stoney, deneylere dayanarak elektriğin tüm kimyasal elementlerin atomlarında bulunan en küçük parçacıklar tarafından aktarıldığı sonucuna vardı. 1891'de Stoney bu parçacıklara Yunanca "amber" anlamına gelen elektron adını vermeyi önerdi. Elektron adını aldıktan birkaç yıl sonra İngiliz fizikçi Joseph Thomson ve Fransız fizikçi Jean Perrin, elektronların negatif yük taşıdığını kanıtladılar. Bu, kimyada bir (-1) olarak alınan en küçük negatif yüktür. Thomson, elektronun hızını bile belirlemeyi başardı (elektronun yörüngedeki hızı, yörünge sayısı n ile ters orantılıdır. Yörüngelerin yarıçapları, yörünge sayısının karesi ile orantılı olarak artar. hidrojen atomunun (n=1; Z=1) hızı ≈ 2,2·106 m/s'dir, yani ışık hızından (c = 3·108 m/s) yaklaşık yüz kat daha azdır) ve elektronun kütlesi (hidrojen atomunun kütlesinden neredeyse 2000 kat daha azdır).

Bir atomdaki elektronların durumu

Bir atomdaki elektronun durumu şu şekilde anlaşılır: belirli bir elektronun enerjisi ve bulunduğu alan hakkında bir dizi bilgi. Bir atomdaki elektronun bir hareket yörüngesi yoktur, yani sadece hakkında konuşabiliriz. onu çekirdeğin etrafındaki boşlukta bulma olasılığı.

Çekirdeği çevreleyen bu alanın herhangi bir yerine yerleştirilebilir ve çeşitli konumlarının toplamı, belirli bir negatif yük yoğunluğuna sahip bir elektron bulutu olarak kabul edilir. Mecazi olarak, bu şu şekilde hayal edilebilir: Bir atomdaki bir elektronun konumunu, fotofinişte olduğu gibi saniyenin yüzde biri veya milyonda biri sonra fotoğraflamak mümkün olsaydı, o zaman bu tür fotoğraflardaki elektron noktalar olarak temsil edilirdi. Bu tür sayısız fotoğraf üst üste bindirilseydi, resim, bu noktaların çoğunun bulunduğu, en yüksek yoğunluğa sahip bir elektron bulutu olurdu.

Atom çekirdeğinin etrafındaki elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu boşluğa yörünge denir. Yaklaşık olarak içerir %90 elektronik bulut ve bu, elektronun zamanın yaklaşık %90'ının uzayın bu bölümünde olduğu anlamına gelir. Şekilleriyle ayırt edilirler Şu anda bilinen 4 yörünge türü Latince tarafından belirlenen s, p, d ve f harfleri. Şekilde bazı elektron yörünge formlarının grafiksel bir temsili gösterilmektedir.

Bir elektronun belirli bir yörüngedeki hareketinin en önemli özelliği çekirdekle bağlantısının enerjisi. Benzer enerji değerlerine sahip elektronlar tek bir elektron katmanı veya enerji seviyesi oluşturur. Enerji seviyeleri çekirdekten başlayarak 1, 2, 3, 4, 5, 6 ve 7 olarak numaralandırılır.

Enerji düzeyi sayısını gösteren n tam sayısına baş kuantum sayısı denir. Belirli bir enerji seviyesini işgal eden elektronların enerjisini karakterize eder. Çekirdeğe en yakın olan birinci enerji seviyesindeki elektronlar en düşük enerjiye sahiptir. Birinci seviyedeki elektronlarla karşılaştırıldığında, sonraki seviyelerdeki elektronlar büyük bir enerji kaynağı ile karakterize edilecektir. Sonuç olarak, dış seviyedeki elektronlar atom çekirdeğine en az sıkı bir şekilde bağlanır.

Bir enerji seviyesindeki en fazla elektron sayısı aşağıdaki formülle belirlenir:

N = 2n 2 ,

burada N maksimum elektron sayısıdır; n, seviye numarası veya ana kuantum numarasıdır. Sonuç olarak çekirdeğe en yakın ilk enerji seviyesi ikiden fazla elektron içeremez; ikincisinde - en fazla 8; üçüncüsü - en fazla 18; dördüncüde - en fazla 32.

İkinci enerji seviyesinden (n = 2) başlayarak, seviyelerin her biri çekirdeğe bağlanma enerjisinde birbirinden biraz farklı olan alt seviyelere (alt katmanlara) ayrılır. Alt seviyelerin sayısı ana kuantum sayısının değerine eşittir: birinci enerji seviyesinin bir alt seviyesi vardır; ikincisi - iki; üçüncü - üç; dördüncü - dört alt seviye. Alt seviyeler ise yörüngelerden oluşur. Her değern, n'ye eşit yörüngelerin sayısına karşılık gelir.

Alt seviyeler genellikle Latin harfleriyle ve oluştukları yörüngelerin şekliyle gösterilir: s, p, d, f.

Protonlar ve Nötronlar

Herhangi bir kimyasal elementin bir atomu küçük bir güneş sistemiyle karşılaştırılabilir. Bu nedenle E. Rutherford tarafından önerilen bu atom modeline denir. gezegensel.

Atomun tüm kütlesinin yoğunlaştığı atom çekirdeği iki tür parçacıktan oluşur: protonlar ve nötronlar.

Protonların yükü elektronların yüküne eşit, ancak işareti (+1) zıttıdır ve kütlesi bir hidrojen atomunun kütlesine eşittir (kimyada bir olarak alınır). Nötronlar yük taşımazlar, nötrdürler ve protonun kütlesine eşit bir kütleye sahiptirler.

Protonlara ve nötronlara birlikte nükleonlar denir (Latin çekirdeğinden - çekirdekten). Bir atomdaki proton ve nötron sayılarının toplamına kütle numarası denir. Örneğin bir alüminyum atomunun kütle numarası:

13 + 14 = 27

proton sayısı 13, nötron sayısı 14, kütle numarası 27

İhmal edilebilecek kadar küçük olan elektronun kütlesi ihmal edilebileceğinden, atomun tüm kütlesinin çekirdekte toplandığı açıktır. Elektronlar e - ile gösterilir.

Atomdan bu yana elektriksel olarak nötr O halde bir atomdaki proton ve elektron sayısının aynı olduğu da açıktır. Periyodik Tabloda kendisine atanan kimyasal elementin seri numarasına eşittir. Bir atomun kütlesi proton ve nötronların kütlesinden oluşur. Elementin atom numarasını (Z), yani proton sayısını ve proton ve nötron sayılarının toplamına eşit olan kütle numarasını (A) bilerek, nötron sayısını (N) aşağıdaki formülü kullanarak bulabilirsiniz. :

N = A - Z

Örneğin bir demir atomundaki nötron sayısı:

56 — 26 = 30

İzotoplar

Aynı elementin çekirdek yükü aynı fakat kütle numaraları farklı olan atomlarına ne ad verilir? izotoplar. Doğada bulunan kimyasal elementler izotopların bir karışımıdır. Dolayısıyla karbonun kütleleri 12, 13, 14 olan üç izotopu vardır; oksijen - kütleleri 16, 17, 18 vb. olan üç izotop. Periyodik Tabloda genellikle verilen bir kimyasal elementin bağıl atom kütlesi, belirli bir elementin doğal izotop karışımının atom kütlelerinin ortalama değeridir. doğadaki göreceli bollukları. Çoğu kimyasal elementin izotoplarının kimyasal özellikleri tamamen aynıdır. Bununla birlikte, hidrojen izotoplarının özellikleri, göreceli atom kütlelerindeki dramatik çoklu artış nedeniyle büyük ölçüde farklılık gösterir; hatta onlara bireysel isimler ve kimyasal semboller bile veriliyor.

İlk dönemin unsurları

Hidrojen atomunun elektronik yapısının şeması:

Atomların elektronik yapısının diyagramları, elektronların elektronik katmanlar (enerji seviyeleri) arasındaki dağılımını gösterir.

Hidrojen atomunun grafik elektronik formülü (elektronların enerji seviyelerine ve alt seviyelere göre dağılımını gösterir):

Atomların grafik elektronik formülleri, elektronların yalnızca seviyeler ve alt seviyeler arasında değil aynı zamanda yörüngeler arasındaki dağılımını da gösterir.

Helyum atomunda ilk elektron katmanı tamamlandı; 2 elektronu var. Hidrojen ve helyum s elementleridir; Bu atomların s-orbitalleri elektronlarla doludur.

İkinci periyodun tüm unsurları için ilk elektronik katman doldurulur ve elektronlar, en az enerji ilkesine (önce s ve sonra p) ve Pauli ve Hund kurallarına uygun olarak ikinci elektron katmanının s ve p yörüngelerini doldurur.

Neon atomunda ikinci elektron katmanı tamamlandı - 8 elektronu var.

Üçüncü periyodun elementlerinin atomları için birinci ve ikinci elektronik katmanlar tamamlanır, böylece elektronların 3s-, 3p- ve 3d-alt düzeylerini işgal edebildiği üçüncü elektronik katman doldurulur.

Magnezyum atomu 3s elektron yörüngesini tamamlar. Na ve Mg s elementleridir.

Alüminyum ve sonraki elementlerde 3p alt seviyesi elektronlarla doludur.

Üçüncü periyodun elemanları doldurulmamış 3 boyutlu yörüngelere sahiptir.

Al'den Ar'a kadar tüm elementler p elementleridir. S ve p elementleri Periyodik Tablodaki ana alt grupları oluşturur.

Dördüncü - yedinci dönemlerin unsurları

Potasyum ve kalsiyum atomlarında dördüncü bir elektron katmanı belirir ve 3d alt seviyesinden daha düşük enerjiye sahip olduğundan 4s alt seviyesi doldurulur.

K, Ca - s-elementleri ana alt gruplara dahildir. Sc'den Zn'ye kadar olan atomlar için 3d alt seviyesi elektronlarla doldurulur. Bunlar 3 boyutlu unsurlardır. İkincil alt gruplara dahil edilirler, en dıştaki elektronik katmanları doludur ve geçiş elemanları olarak sınıflandırılırlar.

Krom ve bakır atomlarının elektronik kabuklarının yapısına dikkat edin. Bunlarda, bir elektron 4'lerden 3d alt seviyesine "başarısız olur", bu da ortaya çıkan 3d 5 ve 3d 10 elektronik konfigürasyonlarının daha yüksek enerji kararlılığıyla açıklanır:

Çinko atomunda üçüncü elektron katmanı tamamlanmıştır; 3s, 3p ve 3d alt düzeylerinin tümü toplam 18 elektronla doldurulmuştur. Çinkodan sonra gelen elementlerde dördüncü elektron katmanı olan 4p alt düzeyi dolmaya devam ediyor.

Ga'dan Kr'ye kadar olan elementler p elementleridir.

Kripton atomunun tamamlanmış ve 8 elektronu olan bir dış katmanı (dördüncü) vardır. Ancak dördüncü elektron katmanında toplam 32 elektron bulunabilir; kripton atomunun hala doldurulmamış 4d ve 4f alt seviyeleri vardır. Beşinci periyodun elemanları için alt seviyeler şu sırayla doldurulmaktadır: 5s - 4d - 5p. Ayrıca “ ile ilgili istisnalar da vardır. arıza» elektronlar, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Altıncı ve yedinci periyotlarda f elemanları ortaya çıkar, yani üçüncü dış elektronik katmanın sırasıyla 4f ve 5f alt seviyelerinin doldurulduğu elemanlar.

4f elementlerine lantanitler denir.

5f elementlerine aktinit denir.

Altıncı periyodun elementlerinin atomlarındaki elektronik alt seviyelerin doldurulma sırası: 55 Cs ve 56 Ba - 6s elementi; 57 La ... 6s 2 5d x - 5d elemanı; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemanları; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemanları; 81 T1 - 86 Rn - 6d elemanları. Ancak burada da elektronik yörüngelerin doldurulma sırasının "ihlal edildiği" unsurlar vardır; bu, örneğin yarı ve tam dolu f-alt seviyelerinin, yani nf 7 ve nf 14'ün daha yüksek enerji kararlılığıyla ilişkilidir. Atomun hangi alt seviyesinin en son elektronlarla doldurulduğuna bağlı olarak, tüm elementler dört elektron ailesine veya bloğuna ayrılır:

• s-elemanları. Atomun dış seviyesinin s-alt seviyesi elektronlarla doludur; s-elementleri arasında hidrojen, helyum ve grup I ve II'nin ana alt gruplarının elementleri bulunur.

• p-elemanları. Atomun dış seviyesinin p-alt seviyesi elektronlarla doludur; p-elementler, III-VIII gruplarının ana alt gruplarının elemanlarını içerir.

• d-elementler. Atomun dış öncesi seviyesinin d-alt seviyesi elektronlarla doludur; d-elementler, I-VIII gruplarının ikincil alt gruplarının unsurlarını, yani s- ve p-elementleri arasında yer alan onlarca yıllık büyük periyotların eklenti elemanlarını içerir. Bunlara geçiş elemanları da denir.

• f elemanları. Atomun üçüncü dış seviyesinin f-alt seviyesi elektronlarla doludur; bunlara lantanitler ve antinoidler dahildir.

İsviçreli fizikçi W. Pauli, 1925'te, bir yörüngedeki bir atomda, zıt (antiparalel) dönüşlere (İngilizce'den "mil" olarak çevrilmiştir) sahip, yani koşullu olarak hayal edilebilecek özelliklere sahip ikiden fazla elektronun olamayacağını tespit etti. bir elektronun hayali ekseni etrafında dönmesi olarak: saat yönünde veya saat yönünün tersine.

Bu ilke denir Pauli prensibi. Orbitalde bir elektron varsa buna eşleşmemiş denir; iki varsa bunlar eşleştirilmiş elektronlardır, yani. zıt spinlere sahip elektronlar. Şekil, enerji seviyelerinin alt seviyelere bölünmesini ve bunların doldurulma sırasını gösteren bir diyagramı göstermektedir.

Çoğu zaman, atomların elektronik kabuklarının yapısı, enerji veya kuantum hücreleri kullanılarak tasvir edilir - sözde grafik elektronik formüller yazılır. Bu gösterim için aşağıdaki gösterim kullanılır: her kuantum hücresi, bir yörüngeye karşılık gelen bir hücre tarafından belirlenir; Her elektron, dönüş yönüne karşılık gelen bir okla gösterilir. Grafiksel bir elektronik formül yazarken iki kuralı hatırlamanız gerekir: Pauli ilkesi ve F. Hund kuralı Buna göre elektronlar serbest hücreleri birer birer işgal eder ve aynı dönüş değerine sahiptir ve ancak o zaman eşleşir, ancak Pauli ilkesine göre dönüşler zaten zıt yönlerde olacaktır.

Hund kuralı ve Pauli ilkesi

Hund'un kuralı- belirli bir alt katmanın yörüngelerini doldurma sırasını belirleyen ve aşağıdaki şekilde formüle edilen bir kuantum kimyası kuralı: belirli bir alt katmanın spin kuantum elektron sayısının toplam değeri maksimum olmalıdır. 1925 yılında Friedrich Hund tarafından formüle edilmiştir.

Bu, alt katmanın yörüngelerinin her birinde ilk önce bir elektronun doldurulduğu ve ancak doldurulmamış yörüngeler tükendikten sonra bu yörüngeye ikinci bir elektronun eklendiği anlamına gelir. Bu durumda, bir yörüngede, ters işaretin yarım tamsayı dönüşlerine sahip, çift olan (iki elektronlu bir bulut oluşturan) iki elektron vardır ve sonuç olarak yörüngenin toplam dönüşü sıfıra eşit olur.

Başka bir ifade: Daha düşük enerji, iki koşulun karşılandığı atomik terimdir.

1. Çokluk maksimumdur
2. Çokluklar çakıştığında toplam yörüngesel momentum L maksimumdur.

Bu kuralı p-alt düzey yörüngelerin doldurulması örneğini kullanarak analiz edelim. P-ikinci periyodun elemanları (yani bordan neona (aşağıdaki şemada yatay çizgiler yörüngeleri, dikey oklar elektronları ve okun yönü dönüş yönünü gösterir).

Klechkovsky'nin kuralı

Klechkovsky'nin kuralı - atomlardaki toplam elektron sayısı arttıkça (çekirdeklerinin yüklerinde veya kimyasal elementlerin seri numaralarında bir artışla), atomik yörüngeler, elektronların daha yüksek enerjili bir yörüngedeki görünümü değişecek şekilde doldurulur. yalnızca ana kuantum numarası n'ye bağlıdır ve l'den itibaren dahil olmak üzere diğer tüm kuantum sayılarına bağlı değildir. Fiziksel olarak bu, hidrojen benzeri bir atomda (elektronlar arası itme olmadığında), bir elektronun yörünge enerjisinin yalnızca elektron yük yoğunluğunun çekirdekten uzaysal mesafesi ile belirlendiği ve onun özelliklerine bağlı olmadığı anlamına gelir. çekirdeğin alanında hareket.

Ampirik Klechkovsky kuralı ve onu takip eden sıralama şeması, yalnızca iki benzer durumda atomik yörüngelerin gerçek enerji dizisiyle biraz çelişkilidir: Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au atomları için , dış katmanın s -alt seviyesi ile bir elektronun "başarısızlığı" vardır, bunun yerine önceki katmanın d-alt seviyesi gelir, bu da atomun enerjik olarak daha kararlı bir durumuna yol açar, yani: yörünge 6'yı iki ile doldurduktan sonra elektronlar S

Atom, çekirdek ve elektronlardan oluşan maddenin en küçük parçacığıdır. Atomların elektronik kabuklarının yapısı, elementin D.I. Mendeleev tarafından Kimyasal Elementlerin Periyodik Tablosundaki konumu ile belirlenir.

Bir atomun elektron ve elektron kabuğu

Genel olarak nötr olan bir atom, pozitif yüklü bir çekirdek ve negatif yüklü bir elektron kabuğundan (elektron bulutu) oluşur; toplam pozitif ve negatif yükler mutlak değerde eşittir. Bağıl atom kütlesi hesaplanırken, elektronların kütlesi dikkate alınmaz çünkü ihmal edilebilir ve bir proton veya nötronun kütlesinden 1840 kat daha azdır.

Pirinç. 1. Atom.

Elektron, ikili bir yapıya sahip tamamen benzersiz bir parçacıktır: hem dalga hem de parçacık özelliklerine sahiptir. Sürekli olarak çekirdeğin etrafında hareket ederler.

Çekirdeğin etrafındaki, bir elektron bulma olasılığının en yüksek olduğu boşluğa elektron yörüngesi veya elektron bulutu denir. Bu alanın s-, p-, d- ve f- harfleriyle gösterilen belirli bir şekli vardır. S-elektron yörüngesi küresel bir şekle sahiptir, p-orbital bir dambıl veya üç boyutlu bir sekiz rakamı şeklindedir, d- ve f-orbitallerinin şekilleri çok daha karmaşıktır.

Pirinç. 2. Elektron yörüngelerinin şekilleri.

Çekirdeğin çevresinde elektronlar elektron katmanları halinde düzenlenir. Her katman çekirdeğe olan uzaklığı ve enerjisi ile karakterize edilir; bu nedenle elektronik katmanlara genellikle elektronik enerji seviyeleri denir. Seviye çekirdeğe ne kadar yakınsa içindeki elektronların enerjisi de o kadar düşük olur. Bir element, atomun çekirdeğindeki proton sayısı ve buna bağlı olarak elektron sayısı bakımından diğerinden farklıdır. Sonuç olarak, nötr bir atomun elektron kabuğundaki elektronların sayısı, bu atomun çekirdeğinde bulunan protonların sayısına eşittir. Sonraki her elementin çekirdeğinde bir proton ve elektron kabuğunda bir elektron daha bulunur.

Yeni giren elektron en düşük enerjiye sahip yörüngeyi işgal eder. Ancak seviye başına maksimum elektron sayısı aşağıdaki formülle belirlenir:

burada N maksimum elektron sayısıdır ve n enerji seviyesinin sayısıdır.

Birinci seviyede yalnızca 2 elektron bulunabilir, ikinci seviyede 8 elektron bulunabilir, üçüncü seviyede 18 elektron bulunabilir ve dördüncü seviyede 32 elektron bulunabilir. Bir atomun dış seviyesi 8'den fazla elektron içeremez: Elektron sayısı 8'e ulaştığında çekirdekten uzaktaki bir sonraki seviye dolmaya başlar.

Atomların elektronik kabuklarının yapısı

Her element belirli bir periyotta durur. Bir periyot, bir alkali metalle başlayan ve bir inert gazla biten, atomlarının çekirdeklerinin artan yüküne göre düzenlenmiş yatay bir element topluluğudur. Tablodaki ilk üç periyot küçük, dördüncü periyottan başlayarak iki sıradan oluşan sonraki periyotlar büyüktür. Elementin bulunduğu dönemin numarasının fiziksel bir anlamı vardır. Belirli bir periyotta herhangi bir elementin atomunda kaç elektronik enerji seviyesi olduğu anlamına gelir. Böylece klor Cl elementi 3. periyottadır, yani elektron kabuğunun üç elektronik katmanı vardır. Klor tablonun VII. grubunda ve ana alt grupta yer alır. Ana alt grup, her grup içindeki 1. veya 2. periyotla başlayan sütundur.

Böylece klor atomunun elektron kabuklarının durumu şu şekildedir: Klor elementinin atom numarası 17'dir, bu da atomun çekirdeğinde 17 proton ve elektron kabuğunda 17 elektronu olduğu anlamına gelir. Klor, grup VII'nin ana alt grubunda yer aldığından, 1. seviyede yalnızca 2 elektron olabilir, 3. seviyede 7 elektron olabilir. Daha sonra 2. seviyede: 17-2-7 = 8 elektron vardır.