الصيغ الإلكترونية للعناصر الكيميائية. الصيغ الكيميائية للمواد الصيغ الكيميائية للعناصر الكيميائية

التحقق من المعلومات. من الضروري التحقق من دقة الحقائق وموثوقية المعلومات المقدمة في هذه المقالة. وفي صفحة الحديث مناقشة حول موضوع: شبهات في الاصطلاح. الصيغة الكيميائية ويكيبيديا

تعكس الصيغة الكيميائية معلومات حول تركيب وبنية المواد باستخدام الرموز الكيميائية والأرقام ورموز القسمة بين الأقواس. حاليًا، يتم تمييز الأنواع التالية من الصيغ الكيميائية: الصيغة الأبسط. يمكن الحصول عليها من ذوي الخبرة... ... ويكيبيديا

تعكس الصيغة الكيميائية معلومات حول تركيب وبنية المواد باستخدام الرموز الكيميائية والأرقام ورموز القسمة بين الأقواس. حاليًا، يتم تمييز الأنواع التالية من الصيغ الكيميائية: الصيغة الأبسط. يمكن الحصول عليها من ذوي الخبرة... ... ويكيبيديا

تعكس الصيغة الكيميائية معلومات حول تركيب وبنية المواد باستخدام الرموز الكيميائية والأرقام ورموز القسمة بين الأقواس. حاليًا، يتم تمييز الأنواع التالية من الصيغ الكيميائية: الصيغة الأبسط. يمكن الحصول عليها من ذوي الخبرة... ... ويكيبيديا

تعكس الصيغة الكيميائية معلومات حول تركيب وبنية المواد باستخدام الرموز الكيميائية والأرقام ورموز القسمة بين الأقواس. حاليًا، يتم تمييز الأنواع التالية من الصيغ الكيميائية: الصيغة الأبسط. يمكن الحصول عليها من ذوي الخبرة... ... ويكيبيديا

المقال الرئيسي: المركبات غير العضوية قائمة المركبات غير العضوية حسب العنصر قائمة معلوماتية للمركبات غير العضوية مقدمة بالترتيب الأبجدي (حسب الصيغة) لكل مادة، وأحماض الهيدروجين للعناصر (إذا ... ... ويكيبيديا

هذه المقالة أو القسم يحتاج إلى مراجعة. يرجى تحسين المقالة بما يتوافق مع قواعد كتابة المقالات... ويكيبيديا

المعادلة الكيميائية (معادلة التفاعل الكيميائي) هي تمثيل تقليدي للتفاعل الكيميائي باستخدام الصيغ الكيميائية والمعاملات العددية والرموز الرياضية. معادلة التفاعل الكيميائي تعطي نوعية وكمية... ... ويكيبيديا

البرامج الكيميائية برامج الكمبيوتر، تستخدم في مجال الكيمياء. المحتويات 1 المحررات الكيميائية 2 المنصات 3 الأدب ... ويكيبيديا

كتب

• قاموس ياباني-إنجليزي-روسي لتركيب المعدات الصناعية. حوالي 8000 مصطلح، Popova I.S. القاموس مخصص لمجموعة واسعة من المستخدمين وفي المقام الأول للمترجمين والمتخصصين الفنيين المشاركين في توريد وتنفيذ المعدات الصناعية من اليابان أو...
• قاموس مختصر للمصطلحات البيوكيميائية، Kunizhev S.M.. القاموس مخصص لطلاب التخصصات الكيميائية والبيولوجية في الجامعات الذين يدرسون دورة في الكيمياء الحيوية العامة وعلم البيئة وأساسيات التكنولوجيا الحيوية، ويمكن استخدامه أيضًا في ...

ورقة الغش مع الصيغ في الفيزياء لامتحان الدولة الموحدة

وأكثر (قد تكون هناك حاجة للصفوف 7 و8 و9 و10 و11).

أولاً، صورة يمكن طباعتها بشكل مضغوط.

ميكانيكا

1. الضغط P=F/S
2. الكثافة ρ=m/V
3. الضغط عند عمق السائل P=ρ∙g∙h
4. الجاذبية قدم = ملغ
5. 5. قوة أرخميدس Fa=ρ f ∙g∙Vt
6. معادلة الحركة للحركة المتسارعة بشكل منتظم

س=س 0 + υ 0 ∙t+(أ∙t 2)/2 S=( υ 2 -υ 0 2) /2أ S=( υ +υ 0) ∙ر /2

1. معادلة السرعة للحركة المتسارعة بشكل منتظم υ =υ 0 +أ∙ر
2. التسارع أ=( υ -υ 0)/ر
3. السرعة الدائرية υ =2πR/T
4. تسارع الجاذبية أ= υ 2/ر
5. العلاقة بين الفترة والتردد ν=1/T=ω/2π
6. قانون نيوتن الثاني F=ma
7. قانون هوك Fy=-kx
8. قانون الجاذبية F=G∙M∙m/R 2
9. وزن الجسم المتحرك بتسارع P=m(g+a)
10. وزن الجسم المتحرك بتسارع а↓ Р=m(g-a)
11. قوة الاحتكاك Ftr=μN
12. زخم الجسم ع = م υ
13. قوة الدفع Ft=∆p
14. لحظة القوة M=F∙ℓ
15. الطاقة الكامنة لجسم مرفوع فوق سطح الأرض Ep=mgh
16. الطاقة الكامنة لجسم مشوه بشكل مرن Ep=kx 2 /2
17. الطاقة الحركية للجسم Ek=m υ 2 /2
18. العمل A=F∙S∙cosα
19. الطاقة N=A/t=F∙ υ
20. الكفاءة η=Ap/Az
21. فترة تذبذب البندول الرياضي T=2π√ℓ/g
22. فترة تذبذب البندول الزنبركي T=2 π √m/k
23. معادلة الاهتزازات التوافقية Х=Хmax∙cos ωt
24. العلاقة بين الطول الموجي وسرعته ودورته = υ ت

الفيزياء الجزيئية والديناميكا الحرارية

1. كمية المادة ν=N/Na
2. الكتلة المولية M=m/ν
3. تزوج. أقرباء. طاقة جزيئات الغاز أحادية الذرة Ek=3/2∙kT
4. المعادلة الأساسية لـ MKT P=nkT=1/3nm 0 υ 2
5. قانون جاي لوساك (عملية متساوية الضغط) V/T =const
6. قانون تشارلز (عملية متساوية) P/T =const
7. الرطوبة النسبية φ=P/P 0 ∙100%
8. كثافة العمليات. الطاقة المثالية. غاز أحادي الذرة U=3/2∙M/μ∙RT
9. شغل الغاز A=P∙ΔV
10. قانون بويل ماريوت (عملية متساوية الحرارة) PV=const
11. كمية الحرارة أثناء التسخين Q=Cm(T 2 -T 1)
12. كمية الحرارة أثناء الذوبان Q= μm
13. كمية الحرارة أثناء التبخير Q=Lm
14. كمية الحرارة أثناء احتراق الوقود Q=qm
15. معادلة حالة الغاز المثالي PV=m/M∙RT
16. القانون الأول للديناميكا الحرارية ΔU=A+Q
17. كفاءة المحركات الحرارية η= (س1 - س2)/ س1
18. الكفاءة مثالية. المحركات (دورة كارنو) η= (T 1 - T 2)/ T 1

الكهرباء الساكنة والديناميكا الكهربائية - الصيغ في الفيزياء

1. قانون كولوم F=k∙q 1 ∙q 2 /R 2
2. توتر المجال الكهربائيه=و/ف
3. التوتر الكهربائي مجال شحن النقطة E=k∙q/R 2
4. كثافة الشحنة السطحية σ = q/S
5. التوتر الكهربائي مجالات المستوى اللانهائي E=2πkσ
6. ثابت العزل الكهربائي ε=E 0 /E
7. تفاعل الطاقة المحتملة. الشحنات W= k∙q 1 ف 2 /R
8. المحتملة φ=W/q
9. نقطة الشحن المحتملة φ=k∙q/R
10. الجهد U = أ/ف
11. للحصول على مجال كهربائي منتظم U=E∙d
12. السعة الكهربائية C=q/U
13. السعة الكهربائية للمكثف المسطح C=S∙ ε ∙ε 0 /د
14. طاقة مكثف مشحون W=qU/2=q²/2С=CU²/2
15. القوة الحالية أنا = ف / ر
16. مقاومة الموصل R=ρ∙ℓ/S
17. قانون أوم لقسم الدائرة I=U/R
18. قوانين الاخيره التوصيلات I 1 =I 2 =I، U 1 +U 2 =U، R 1 +R 2 =R
19. القوانين موازية. كون. U 1 = U 2 = U، I 1 + I 2 = I، 1/R 1 +1/R 2 =1/R
20. قوة التيار الكهربائي P=I∙U
21. قانون جول لينز Q=I 2 Rt
22. قانون أوم لدائرة كاملة I=ε/(R+r)
23. تيار الدائرة القصيرة (R=0) I=ε/r
24. ناقل الحث المغناطيسي B=Fmax/ℓ∙I
25. قوة الأمبير Fa=IBℓsin α
26. قوة لورنتز Fl=Bqυsin α
27. التدفق المغناطيسي Ф=BSсos α Ф=LI
28. قانون الحث الكهرومغناطيسي Ei=ΔФ/Δt
29. القوى الدافعة الحثية في موصل متحرك Ei=Вℓ υ الخطيئةα
30. الحث الذاتي EMF Esi=-L∙ΔI/Δt
31. طاقة المجال المغنطيسيلفائف Wm=LI 2 /2
32. فترة التذبذب رقم الدائرة T=2π ∙√LC
33. المفاعلة الحثية X L =ωL=2πLν
34. السعة Xc=1/ωC
35. معرف القيمة الحالية الفعالة = Imax / √2،
36. قيمة الجهد الفعال Ud=Umax/√2
37. المعاوقة Z=√(Xc-X L) 2 +R 2

بصريات

1. قانون انكسار الضوء ن 21 =ن 2 /ن 1 = υ 1 / υ 2
2. معامل الانكسار ن 21 =الخطيئة α/الخطيئة γ
3. صيغة العدسة الرقيقة 1/F=1/d + 1/f
4. الطاقة الضوئية للعدسة D=1/F
5. الحد الأقصى للتداخل: Δd=klect,
6. الحد الأدنى للتداخل: Δd=(2k+1)/2
7. الشبكة التفاضلية d∙sin φ=k φ

فيزياء الكم

1. فيزياء أينشتاين للتأثير الكهروضوئي hν=Aout+Ek, Ek=U z e
2. الحدود الحمراء للتأثير الكهروضوئي ν k = Aout/h
3. زخم الفوتون P=mc=h/ lect=E/s

الفيزياء النواة الذرية

1. قانون التحلل الإشعاعي N=N 0 ∙2 - t / T
2. طاقة الربط للنواة الذرية

تعليمات

تشغل الإلكترونات الموجودة في الذرة مدارات شاغرة في تسلسل يسمى المقياس: 1s/2s، 2p/3s، 3p/4s، 3d، 4p/5s، 4d، 5p/6s، 4d، 5d، 6p/7s، 5f، 6d ، 7 ص. يمكن أن يحتوي المدار على إلكترونين لهما دوران متعاكسان - في اتجاهات الدوران.

يتم التعبير عن بنية الأصداف الإلكترونية باستخدام الصيغ الإلكترونية الرسومية. استخدم مصفوفة لكتابة الصيغة. يمكن أن يوجد إلكترون أو إلكترونين لهما دوران متضاد في خلية واحدة. يتم تمثيل الإلكترونات بالسهام. توضح المصفوفة بوضوح أنه يمكن وضع إلكترونين في المدار s، و6 إلكترونات في المدار p، و10 إلكترونات في المدار d، و-14 في المدار f.

اكتب الرقم التسلسلي ورمز العنصر بجوار المصفوفة. وفقًا لمقياس الطاقة، املأ المستويات 1s، 2s، 2p، 3s، 3p، 4s بالتتابع، مع كتابة إلكترونين لكل خلية. تحصل على 2+2+6+2+6+2=20 إلكترونًا. هذه المستويات مليئة بالكامل.

لا يزال لديك خمسة إلكترونات متبقية ومستوى ثلاثي الأبعاد شاغر. رتّب الإلكترونات في خلايا المستوى الفرعي d، بدءًا من اليسار. ضع الإلكترونات التي لها نفس الدوران في الخلايا، واحدًا تلو الآخر. إذا امتلأت جميع الخلايا، بدءًا من اليسار، أضف إلكترونًا ثانيًا له دوران معاكس. يحتوي المنغنيز على خمسة إلكترونات d، واحد في كل خلية.

تُظهر صيغ الرسم الإلكتروني بوضوح عدد الإلكترونات غير المتزاوجة التي تحدد التكافؤ.

يرجى الملاحظة

تذكر أن الكيمياء هي علم الاستثناءات. في ذرات المجموعات الفرعية الجانبية للجدول الدوري، يحدث "تسرب" الإلكترون. على سبيل المثال، في الكروم ذو العدد الذري 24، يذهب أحد الإلكترونات من المستوى 4s إلى خلية المستوى d. ويحدث تأثير مماثل في الموليبدينوم والنيوبيوم وما إلى ذلك. بالإضافة إلى ذلك، هناك مفهوم الحالة المثارة للذرة، عندما يتم إقران الإلكترونات المقترنة ونقلها إلى المدارات المجاورة. لذلك، عند تجميع الصيغ الرسومية الإلكترونية لعناصر الفترات الخامسة واللاحقة للمجموعة الفرعية الثانوية، تحقق من الكتاب المرجعي.

مصادر:

• كيفية كتابة الصيغة الإلكترونية للعنصر الكيميائي

الإلكترونات جزء من الذرات. والمواد المعقدة بدورها تتكون من هذه الذرات (تشكل الذرات عناصر) وتتقاسم الإلكترونات فيما بينها. توضح حالة الأكسدة أي ذرة أخذت عدد الإلكترونات لنفسها، وأي ذرة أعطت عدد الإلكترونات. هذا المؤشر ممكن.

سوف تحتاج

• كتاب مدرسي عن الكيمياء للصفوف 8-9 من قبل أي مؤلف، الجدول الدوري، جدول الكهربية للعناصر (مطبوع في الكتب المدرسية عن الكيمياء).

تعليمات

في البداية، من الضروري الإشارة إلى أن الدرجة هي مفهوم يتطلب اتصالات، أي عدم الخوض في البنية. إذا كان العنصر في حالة حرة، فهذه هي أبسط حالة - يتم تشكيل مادة بسيطة، مما يعني أن حالة الأكسدة الخاصة بها هي صفر. على سبيل المثال، الهيدروجين والأكسجين والنيتروجين والفلور، وما إلى ذلك.

في المواد المعقدةلكن هذا ليس هو الحال: فالإلكترونات ليست موزعة بالتساوي بين الذرات، وحالة الأكسدة هي التي تساعد في تحديد عدد الإلكترونات المعطاة أو المستلمة. يمكن أن تكون حالة الأكسدة إيجابية أو سلبية. عندما تكون موجبة، يتم التخلص من الإلكترونات؛ وعندما تكون سالبة، يتم استقبال الإلكترونات. تحتفظ بعض العناصر بحالة الأكسدة الخاصة بها في المركبات المختلفة، لكن الكثير منها لا يختلف في هذه الخاصية. إحدى القواعد المهمة التي يجب تذكرها هي أن مجموع حالات الأكسدة يكون دائمًا صفرًا. أبسط مثال هو غاز ثاني أكسيد الكربون: مع العلم أن حالة أكسدة الأكسجين في الغالبية العظمى من الحالات هي -2 وباستخدام القاعدة المذكورة أعلاه، يمكنك حساب حالة الأكسدة لـ C. في المجموع مع -2، يعطي الصفر +2 فقط، مما يعني أن حالة أكسدة الكربون هي +2. دعونا نعقد المشكلة ونأخذ غاز ثاني أكسيد الكربون لإجراء العمليات الحسابية: لا تزال حالة أكسدة الأكسجين هي -2، ولكن في هذه الحالة يوجد جزيئين. ولذلك، (-2) * 2 = (-4). الرقم الذي يصل إلى -4 يعطي صفرًا، +4، أي أنه في هذا الغاز لديه حالة أكسدة +4. مثال أكثر تعقيدًا: H2SO4 - حالة أكسدة الهيدروجين +1، والأكسجين لديه -2. يوجد في هذا المركب جزيئين هيدروجين و4 جزيئات أكسجين، أي. ستكون الرسوم +2 و -8 على التوالي. للحصول على إجمالي صفر، تحتاج إلى إضافة 6 إيجابيات. وهذا يعني أن حالة أكسدة الكبريت هي +6.

عندما يكون من الصعب تحديد مكان الموجب وأين الناقص في المركب، تكون هناك حاجة إلى جدول السالبية الكهربية (من السهل العثور عليه في كتاب الكيمياء العام). غالبًا ما يكون للمعادن حالة أكسدة موجبة، في حين أن غير المعادن غالبًا ما يكون لها حالة أكسدة سلبية. لكن على سبيل المثال، PI3 - كلا العنصرين غير معدنيين. يوضح الجدول أن السالبية الكهربية لليود هي 2.6، وللفوسفور 2.2. عند المقارنة، يتبين أن 2.6 أكبر من 2.2، أي أن الإلكترونات تنجذب نحو اليود (اليود له حالة أكسدة سلبية). باتباع الأمثلة البسيطة المذكورة، يمكنك بسهولة تحديد حالة الأكسدة لأي عنصر في المركبات.

يرجى الملاحظة

ليست هناك حاجة للخلط بين المعادن وغير المعدنية، فسيكون من الأسهل العثور على حالة الأكسدة وعدم الخلط بينها.

تتكون ذرة العنصر الكيميائي من نواة وقذيفة إلكترونية. النواة هي الجزء المركزي من الذرة، حيث تتركز كل كتلتها تقريبًا. على عكس غلاف الإلكترون، فإن النواة لها شحنة موجبة.

سوف تحتاج

• العدد الذري للعنصر الكيميائي، قانون موزلي

تعليمات

وبالتالي فإن شحنة النواة تساوي عدد البروتونات. وبدوره فإن عدد البروتونات في النواة يساوي العدد الذري. على سبيل المثال، العدد الذري للهيدروجين هو 1، أي أن نواة الهيدروجين تتكون من بروتون واحد وشحنتها +1. العدد الذري للصوديوم هو 11، وشحنة نواته هي +11.

أثناء اضمحلال ألفا للنواة، ينخفض ​​عددها الذري بمقدار اثنين بسبب انبعاث جسيم ألفا (النواة الذرية). وبالتالي، فإن عدد البروتونات في النواة التي خضعت لاضمحلال ألفا يقل أيضًا بمقدار اثنين.
يمكن أن يحدث اضمحلال بيتا في ثلاثة أنواع مختلفة. في اضمحلال بيتا السالب، يتحول النيوترون إلى بروتون عن طريق انبعاث إلكترون ونيوترينو مضاد. ثم تزيد الشحنة النووية بمقدار واحد.
وفي حالة اضمحلال بيتا بلس، يتحول البروتون إلى نيوترون وبوزيترون ونيترينو، وتنخفض الشحنة النووية بمقدار واحد.
وفي حالة أسر الإلكترون، تنخفض الشحنة النووية أيضًا بمقدار واحد.

ويمكن أيضًا تحديد الشحنة النووية من تردد الخطوط الطيفية للإشعاع المميز للذرة. وفقًا لقانون موسلي: sqrt(v/R) = (Z-S)/n، حيث v هو التردد الطيفي للإشعاع المميز، R هو ثابت ريدبيرج، S هو ثابت الفحص، n هو رقم الكم الرئيسي.
وبالتالي، Z = n*sqrt(v/r)+s.

فيديو حول الموضوع

مصادر:

• كيف تتغير الشحنة النووية؟

عند إنشاء أعمال نظرية وعملية في الرياضيات والفيزياء والكيمياء، يواجه الطالب أو تلميذ المدرسة الحاجة إلى إدراج أحرف خاصة وصيغ معقدة. باستخدام تطبيق Word من مجموعة Microsoft Office، يمكنك كتابة صيغة إلكترونية بأي تعقيد.

تعليمات

انتقل إلى علامة التبويب "إدراج". على اليمين، ابحث عن π، وبجانبه يوجد نقش "الصيغة". انقر على السهم. ستظهر نافذة حيث يمكنك تحديد صيغة مضمنة، مثل الصيغة التربيعية.

انقر على السهم وستظهر على اللوحة العلوية مجموعة متنوعة من الرموز التي قد تحتاجها عند كتابة هذه الصيغة المحددة. بعد تغييره بالطريقة التي تريدها، يمكنك حفظه. من الآن فصاعدا، سوف يظهر في قائمة الصيغ المضمنة.

إذا كنت بحاجة إلى نقل الصيغة التي تحتاج إلى وضعها لاحقًا على الموقع، فانقر بزر الماوس الأيمن فوق الحقل النشط بها وحدد ليس الطريقة الاحترافية، بل الطريقة الخطية. على وجه الخصوص، نفس المعادلة التربيعية في هذه الحالة ستأخذ الشكل: x=(-b±√(b^2-4ac))/2a.

هناك خيار آخر لكتابة صيغة إلكترونية في Word وهو من خلال المُنشئ. اضغط باستمرار على مفتاحي Alt و= في نفس الوقت. سيكون لديك على الفور حقل لكتابة الصيغة، وسيتم فتح المُنشئ في اللوحة العلوية. هنا يمكنك تحديد جميع العلامات التي قد تكون مطلوبة لكتابة معادلة وحل أي مشكلة.

قد لا تكون بعض رموز التدوين الخطي واضحة للقارئ الذي ليس على دراية برموز الكمبيوتر. في هذه الحالة، من المنطقي حفظ الصيغ أو المعادلات الأكثر تعقيدًا في شكل رسومي. للقيام بذلك، افتح أبسط محرر رسومات الرسام: "ابدأ" - "البرامج" - "الرسام". ثم قم بتكبير مستند الصيغة بحيث يملأ الشاشة بأكملها. يعد ذلك ضروريًا حتى تتمتع الصورة المحفوظة بأعلى دقة. اضغط على PrtScr على لوحة المفاتيح، وانتقل إلى Paint واضغط على Ctrl+V.

تقليم أي فائض. ونتيجة لذلك، سوف تحصل على صورة ذات جودة عالية الصيغة المطلوبة.

فيديو حول الموضوع

في الظروف العادية، تكون الذرة متعادلة كهربائيًا. وفي هذه الحالة تكون نواة الذرة المكونة من بروتونات ونيوترونات موجبة، وتحمل الإلكترونات شحنة سالبة. عندما يكون هناك زيادة أو نقص في الإلكترونات، تتحول الذرة إلى أيون.

تعليمات

ولكل منها شحنتها النووية الخاصة. وهي الشحنة التي تحدد رقم العنصر في الجدول الدوري. إذن، نواة الهيدروجين هي +1، والهيليوم هي +2، والليثيوم هي +3، +4، وما إلى ذلك. وبالتالي، إذا كان عنصر ما معروفًا، فيمكن تحديد شحنة نواة ذرته من الجدول الدوري.

وبما أن الذرة متعادلة كهربائياً في الظروف العادية، فإن عدد الإلكترونات يتوافق مع شحنة نواة الذرة. يتم تعويض السلبية بالشحنة الإيجابية للنواة. تعمل القوى الكهروستاتيكية على احتجاز السحب الإلكترونية بالقرب من الذرة، مما يضمن استقرارها.

عند التعرض لظروف معينة يمكن إزالة الإلكترونات من الذرة أو إضافة إلكترونات إضافية إليها. عند إزالة إلكترون من الذرة، تصبح الذرة كاتيونًا، وهو أيون موجب الشحنة. مع وجود عدد زائد من الإلكترونات، تصبح الذرة أنيونًا، أيونًا سالب الشحنة.

خوارزمية تكوين الصيغة الإلكترونية للعنصر:

1. تحديد عدد الإلكترونات في الذرة باستخدام الجدول الدوري للعناصر الكيميائية D.I. مندليف.

2. بناءً على عدد الفترة التي يوجد فيها العنصر، حدد عدد مستويات الطاقة؛ عدد الإلكترونات في المستوى الإلكتروني الأخير يتوافق مع رقم المجموعة.

3. تقسيم المستويات إلى مستويات فرعية وأفلاكات وملئها بالإلكترونات وفقا لقواعد ملء المدارات:

يجب أن نتذكر أن المستوى الأول يحتوي على إلكترونين كحد أقصى 1س 2، في الثاني - بحد أقصى 8 (اثنان قوستة ص: 2ق 22ص6) ، في الثالث - بحد أقصى 18 (اثنان ق، ستة ص، وعشرة د: 3ث 2 3ع 6 3د 10).

• عدد الكم الرئيسي نيجب أن يكون الحد الأدنى.
• أول من يملأ ق-المستوى الفرعي إذن ص-، د- ب و-المستويات الفرعية.
• تملأ الإلكترونات المدارات حسب زيادة طاقة المدارات (قاعدة كليتشكوفسكي).
• ضمن المستوى الفرعي، تشغل الإلكترونات أولاً مدارات حرة واحدًا تلو الآخر، وبعد ذلك فقط تشكل أزواجًا (قاعدة هوند).
• لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين في مدار واحد (مبدأ باولي).

أمثلة.

1. دعونا ننشئ صيغة إلكترونية للنيتروجين. النيتروجين هو رقم 7 في الجدول الدوري.

2. دعونا ننشئ الصيغة الإلكترونية للأرجون. الأرجون هو رقم 18 في الجدول الدوري.

1ث 2 2ث 22ف 6 3ث 23ف6.

3. لنقم بإنشاء الصيغة الإلكترونية للكروم. الكروم هو رقم 24 في الجدول الدوري.

1 ثانية 2 2 ثانية 2 2 ص 6 3ث 2 3 ص 6 4s 1 3D 5

مخطط الطاقة للزنك.

4. دعونا ننشئ صيغة إلكترونية للزنك. الزنك رقم 30 في الجدول الدوري

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10

يرجى ملاحظة أن جزءًا من الصيغة الإلكترونية، أي 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6، هو الصيغة الإلكترونية للأرجون.

يمكن تمثيل الصيغة الإلكترونية للزنك على النحو التالي:

التكوين الإلكترونيالذرة هي تمثيل عددي لمداراتها الإلكترونية. مدارات الإلكترون هي مناطق ذات أشكال مختلفة تقع حول نواة الذرة، ومن المحتمل رياضيًا العثور على إلكترون فيها. يساعدك التكوين الإلكتروني على إخبار القارئ بسرعة وسهولة بعدد مدارات الإلكترون الموجودة في الذرة، بالإضافة إلى تحديد عدد الإلكترونات في كل مدار. بعد قراءة هذه المقالة، سوف تتقن طريقة رسم التكوينات الإلكترونية.

خطوات

توزيع الإلكترونات باستخدام النظام الدوري لـ D. I. Mendeleev

أوجد العدد الذري لذرتك.كل ذرة لها عدد معين من الإلكترونات المرتبطة بها. ابحث عن رمز ذرتك في الجدول الدوري. العدد الذري هو عدد صحيح موجب يبدأ من 1 (للهيدروجين) ويزيد بمقدار واحد لكل ذرة لاحقة. العدد الذري هو عدد البروتونات الموجودة في الذرة، وبالتالي فهو أيضًا عدد إلكترونات الذرة ذات الشحنة الصفرية.

تحديد شحنة الذرة.تحتوي الذرات المحايدة على نفس عدد الإلكترونات كما هو موضح في الجدول الدوري. ومع ذلك، فإن الذرات المشحونة سيكون لها إلكترونات أكثر أو أقل، اعتمادا على حجم شحنتها. إذا كنت تتعامل مع ذرة مشحونة، قم بإضافة أو طرح إلكترونات على النحو التالي: أضف إلكترونًا واحدًا لكل شحنة سالبة واطرح واحدًا لكل شحنة موجبة.

• على سبيل المثال، ذرة الصوديوم ذات الشحنة -1 سيكون لها إلكترون إضافي فضلاً عن ذلكإلى العدد الذري الأساسي 11. وبعبارة أخرى، ستحتوي الذرة على إجمالي 12 إلكترونًا.
• إذا كنا نتحدث عن ذرة صوديوم شحنتها +1، فيجب طرح إلكترون واحد من العدد الذري الأساسي 11. وبالتالي فإن الذرة سيكون لديها 10 إلكترونات.

1. تذكر القائمة الأساسية للمدارات.مع زيادة عدد الإلكترونات في الذرة، فإنها تملأ المستويات الفرعية المختلفة للغلاف الإلكتروني للذرة وفقًا لتسلسل محدد. يحتوي كل مستوى فرعي من غلاف الإلكترون، عند امتلائه، على عدد زوجي من الإلكترونات. هناك المستويات الفرعية التالية:

   فهم تدوين التكوين الإلكتروني.تتم كتابة تكوينات الإلكترون لتظهر بوضوح عدد الإلكترونات في كل مدار. تتم كتابة المدارات بشكل تسلسلي، مع كتابة عدد الذرات في كل مدار كخط مرتفع على يمين اسم المدار. يأخذ التكوين الإلكتروني المكتمل شكل سلسلة من تسميات المستويات الفرعية والأحرف الفوقية.

   • هنا، على سبيل المثال، أبسط التكوين الإلكتروني: 1س 2 2س 2 2ص 6 .يوضح هذا الترتيب أن هناك إلكترونين في المستوى الفرعي 1s، وإلكترونين في المستوى الفرعي 2s، وستة إلكترونات في المستوى الفرعي 2p. 2 + 2 + 6 = 10 إلكترونات إجمالاً. هذا هو التكوين الإلكتروني لذرة النيون المحايدة (العدد الذري للنيون هو 10).

2. تذكر ترتيب المدارات.ضع في اعتبارك أن مدارات الإلكترون يتم ترقيمها حسب زيادة عدد غلاف الإلكترون، ولكنها مرتبة حسب الترتيب المتزايد للطاقة. على سبيل المثال، يحتوي المدار 4s 2 المملوء على طاقة أقل (أو أقل حركة) من المدار 3d 10 المملوء أو المملوء جزئيًا، لذلك تتم كتابة المدار 4s أولاً. بمجرد معرفة ترتيب المدارات، يمكنك بسهولة ملؤها حسب عدد الإلكترونات الموجودة في الذرة. ترتيب ملء المدارات هو كما يلي: 1s، 2s، 2p، 3s، 3p، 4s، 3d، 4p، 5s، 4d، 5p، 6s، 4f، 5d، 6p، 7s، 5f، 6d، 7p.

   • سيكون التكوين الإلكتروني للذرة التي تمتلئ فيها جميع المدارات كما يلي: 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 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6 د 10 7 ص 6
   • لاحظ أن الإدخال أعلاه، عند امتلاء جميع المدارات، هو التكوين الإلكتروني للعنصر Uuo (الأونوكتيوم) 118، وهو أعلى ذرة مرقمة في الجدول الدوري. ولذلك، فإن هذا التكوين الإلكتروني يحتوي على جميع المستويات الفرعية الإلكترونية المعروفة حاليًا للذرة المشحونة بشكل متعادل.

3. املأ المدارات حسب عدد الإلكترونات الموجودة في ذرتك.على سبيل المثال، إذا أردنا كتابة التركيب الإلكتروني لذرة الكالسيوم المحايدة، فيجب أن نبدأ بالبحث عن عددها الذري في الجدول الدوري. وعددها الذري هو 20، لذا سنكتب ترتيب الذرة الذي يحتوي على 20 إلكترونًا حسب الترتيب أعلاه.

   • املأ المدارات حسب الترتيب أعلاه حتى تصل إلى الإلكترون العشرين. المدار 1s الأول سيحتوي على إلكترونين، والمدار 2s سيحتوي أيضًا على إلكترونين، والمدار 2p سيحتوي على ستة، والمدار 3s سيحتوي على اثنين، والمدار 3p سيحتوي على 6، والمدار 4s سيحتوي على 2 (2 + 2 + 6 +2 +) 6 + 2 = 20.) وبعبارة أخرى، فإن التكوين الإلكتروني للكالسيوم له الشكل: 1ث 2 2ث 2 2ف 6 3ث 2 3ف 6 4ث 2 .
   • لاحظ أن المدارات مرتبة حسب زيادة الطاقة. على سبيل المثال، عندما تكون مستعدًا للانتقال إلى مستوى الطاقة الرابع، اكتب أولًا المدار 4s، و ثم 3D. بعد مستوى الطاقة الرابع، تنتقل إلى المستوى الخامس، حيث يتم تكرار نفس الترتيب. يحدث هذا فقط بعد مستوى الطاقة الثالث.

4. استخدم الجدول الدوري كإشارة مرئية.ربما لاحظت بالفعل أن شكل الجدول الدوري يتوافق مع ترتيب مستويات الإلكترون الفرعية في تكوينات الإلكترون. على سبيل المثال، الذرات الموجودة في العمود الثاني من اليسار تنتهي دائمًا بـ "s 2"، والذرات الموجودة على الحافة اليمنى للجزء الأوسط الرقيق تنتهي دائمًا بـ "d 10"، وما إلى ذلك. استخدم الجدول الدوري كدليل مرئي لكتابة التكوينات - كيف يتوافق الترتيب الذي تضيفه إلى المدارات مع موقعك في الجدول. انظر أدناه:

   • على وجه التحديد، يحتوي العمودان الموجودان في أقصى اليسار على ذرات تنتهي تكويناتها الإلكترونية بالمدارات s، ويحتوي الجزء الأيمن من الجدول على ذرات تنتهي تكويناتها الإلكترونية بالمدارات p، ويحتوي النصف السفلي على ذرات تنتهي بالمدارات f.
   • على سبيل المثال، عندما تكتب التركيب الإلكتروني للكلور، فكر بهذه الطريقة: "تقع هذه الذرة في الصف الثالث (أو "الدورة") من الجدول الدوري. وهي تقع أيضًا في المجموعة الخامسة من الكتلة المدارية p من الجدول الدوري ولذلك سينتهي تكوينه الإلكتروني بـ..3ص5
   • لاحظ أن العناصر الموجودة في المنطقة المدارية d وf من الجدول تتميز بمستويات طاقة لا تتوافق مع الفترة التي توجد فيها. على سبيل المثال، الصف الأول من كتلة العناصر ذات المدارات d يتوافق مع المدارات ثلاثية الأبعاد، على الرغم من أنه يقع في الدورة الرابعة، والصف الأول من العناصر ذات المدارات f يتوافق مع المدارات 4f، على الرغم من وجوده في الدورة السادسة فترة.

5. تعلم الاختصارات لكتابة تكوينات الإلكترون الطويلة.تسمى الذرات الموجودة على الحافة اليمنى من الجدول الدوري الغازات النبيلة.هذه العناصر مستقرة كيميائيا للغاية. لاختصار عملية كتابة تكوينات إلكترونية طويلة، ما عليك سوى كتابة الرمز الكيميائي لأقرب غاز نبيل يحتوي على إلكترونات أقل من ذرتك بين قوسين مربعين، ثم تابع كتابة التكوين الإلكتروني للمستويات المدارية اللاحقة. انظر أدناه:

   • لفهم هذا المفهوم، سيكون من المفيد كتابة مثال للتكوين. لنكتب تكوين الزنك (العدد الذري 30) باستخدام الاختصار الذي يتضمن الغاز النبيل. يبدو التكوين الكامل للزنك كما يلي: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. ومع ذلك، نرى أن 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 هو التوزيع الإلكتروني للأرجون، وهو غاز نبيل. ما عليك سوى استبدال جزء من التكوين الإلكتروني للزنك بالرمز الكيميائي للأرجون بين قوسين مربعين (.)
   • لذلك، فإن التكوين الإلكتروني للزنك، المكتوب بشكل مختصر، له الشكل: 4س 2 3د 10 .
   • يرجى ملاحظة أنه إذا كنت تكتب التكوين الإلكتروني للغاز النبيل، مثل الأرجون، فلا يمكنك كتابته! يجب على المرء استخدام اختصار للغاز النبيل الذي يسبق هذا العنصر؛ بالنسبة للأرجون سيكون النيون ().

   باستخدام الجدول الدوري ADOMAH

   1. إتقان الجدول الدوري ADOMAH.هذه الطريقة في تسجيل التكوين الإلكتروني لا تحتاج إلى حفظ، بل تحتاج إلى جدول دوري معدل، حيث أنه في الجدول الدوري التقليدي، ابتداء من الدورة الرابعة، لا يتوافق رقم الفترة مع غلاف الإلكترون. ابحث عن الجدول الدوري ADOMAH - نوع خاص من الجدول الدوري طوره العالم فاليري زيمرمان. من السهل العثور عليه من خلال بحث قصير على الإنترنت.

      • في جدول ADOMAH الدوري، تمثل الصفوف الأفقية مجموعات من العناصر مثل الهالوجينات والغازات النبيلة والفلزات القلوية والفلزات القلوية الأرضية وما إلى ذلك. تتوافق الأعمدة الرأسية مع المستويات الإلكترونية، وما يسمى بـ "الشلالات" (خطوط قطرية متصلة كتل ق، ع، دو) تتوافق مع الفترات.
      • يتحرك الهيليوم نحو الهيدروجين لأن كلا العنصرين يتميزان بمدار 1s. تظهر كتل الفترة (s،p،d وf) على الجانب الأيمن، ويتم إعطاء أرقام المستوى في الأسفل. يتم تمثيل العناصر في مربعات مرقمة من 1 إلى 120. وهذه الأرقام هي أرقام ذرية عادية، تمثل إجمالي عدد الإلكترونات الموجودة في الذرة المحايدة.

   2. ابحث عن ذرتك في جدول ADOMAH.لكتابة التركيب الإلكتروني لعنصر ما، ابحث عن رمزه في الجدول الدوري ADOMAH وقم بشطب جميع العناصر ذات العدد الذري الأعلى. على سبيل المثال، إذا أردت كتابة التوزيع الإلكتروني للإربيوم (68)، فقم بشطب جميع العناصر من 69 إلى 120.

      • لاحظ الأرقام من 1 إلى 8 في أسفل الجدول. هذه هي أعداد المستويات الإلكترونية، أو أعداد الأعمدة. تجاهل الأعمدة التي تحتوي على عناصر مشطوبة فقط. بالنسبة للإربيوم، تبقى الأعمدة المرقمة 1،2،3،4،5 و6.

   3. عد المستويات الفرعية المدارية حتى العنصر الخاص بك.بالنظر إلى رموز الكتل الموضحة على يمين الجدول (s وp وd وf) وأرقام الأعمدة الموضحة في القاعدة، تجاهل الخطوط القطرية بين الكتل وقم بتقسيم الأعمدة إلى كتل أعمدة، مع إدراجها بالترتيب من الأسفل إلى الأعلى. مرة أخرى، تجاهل الكتل التي تم شطب جميع العناصر فيها. اكتب كتل الأعمدة بدءًا من رقم العمود متبوعًا برمز الكتلة، وبالتالي: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (للإربيوم).

      • يرجى ملاحظة: التكوين الإلكتروني أعلاه لـ Er مكتوب بترتيب تصاعدي لرقم المستوى الفرعي للإلكترون. ويمكن أيضًا كتابتها بترتيب ملء المدارات. للقيام بذلك، اتبع التسلسل من الأسفل إلى الأعلى، بدلاً من الأعمدة، عند كتابة كتل الأعمدة: 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. عد الإلكترونات لكل مستوى فرعي من الإلكترون.قم بعد العناصر في كل كتلة عمود التي لم يتم شطبها، مع إرفاق إلكترون واحد من كل عنصر، واكتب رقمها بجانب رمز الكتلة لكل كتلة عمود كالتالي: 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 . في مثالنا، هذا هو التكوين الإلكتروني للإربيوم.

   5. انتبه إلى التكوينات الإلكترونية غير الصحيحة.هناك ثمانية عشر استثناءً نموذجيًا يتعلق بالتكوينات الإلكترونية للذرات في حالة الطاقة الأدنى، والتي تسمى أيضًا حالة الطاقة الأرضية. لا يطيعون القاعدة العامةفقط في الموضعين أو الثلاثة الأخيرة التي تشغلها الإلكترونات. وفي هذه الحالة يفترض التكوين الإلكتروني الفعلي أن الإلكترونات في حالة ذات طاقة أقل مقارنة بالتكوين القياسي للذرة. ذرات الاستثناء تشمل:

      • كر(...، 3d5، 4s1)؛ النحاس(...، 3d10، 4s1)؛ ملحوظة(...، 4d4، 5s1)؛ شهر(...، 4d5، 5s1)؛ رو(...، 4d7، 5s1)؛ ر.س(...، 4d8، 5s1)؛ Pd(...، 4d10، 5s0)؛ حج(...، 4d10، 5s1)؛ لا(...، 5د1، 6س2)؛ م(...، 4f1، 5d1، 6s2)؛ جي دي(...، 4f7، 5d1، 6s2)؛ الاتحاد الأفريقي(...، 5د10، 6س1)؛ مكيف الهواء(...، 6د1، 7س2)؛ ذ(...، 6د2، 7س2)؛ بنسلفانيا(...، 5f2، 6d1، 7s2)؛ ش(...، 5f3، 6d1، 7s2)؛ نب(...، 5f4، 6d1، 7s2) و سم(...، 5ف7، 6د1، 7س2).
   • للعثور على العدد الذري للذرة عندما يتم كتابته في صيغة التكوين الإلكتروني، ما عليك سوى إضافة جميع الأرقام التي تتبع الحروف (s، p، d، وf). يعمل هذا فقط مع الذرات المحايدة، وإذا كنت تتعامل مع أيون فلن ينجح الأمر - سيتعين عليك إضافة أو طرح عدد الإلكترونات الإضافية أو المفقودة.
   • الرقم الذي يلي الحرف مرتفع، لا تخطئ في الاختبار.
   • لا يوجد استقرار في المستوى الفرعي "نصف كامل". هذا تبسيط. أي استقرار يعزى إلى المستويات الفرعية "نصف المملوءة" يرجع إلى حقيقة أن كل مدار يشغله إلكترون واحد، وبالتالي تقليل التنافر بين الإلكترونات.
   • تميل كل ذرة إلى حالة مستقرة، والتكوينات الأكثر استقرارًا تحتوي على المستويات الفرعية s وp (s2 وp6). تتمتع الغازات النبيلة بهذا الترتيب، لذلك نادرًا ما تتفاعل، وتقع على يمين الجدول الدوري. لذلك، إذا انتهى التكوين بـ 3p 4، فإنه يحتاج إلى إلكترونين للوصول إلى حالة مستقرة (فقد ستة إلكترونات، بما في ذلك إلكترونات المستوى الفرعي s، يتطلب المزيد من الطاقة، لذا فإن فقدان أربعة هو أسهل). وإذا انتهى التكوين في 4d 3، فإنه للوصول إلى حالة مستقرة يحتاج إلى فقدان ثلاثة إلكترونات. بالإضافة إلى ذلك، فإن المستويات الفرعية نصف المملوءة (s1، p3، d5..) أكثر استقرارًا من، على سبيل المثال، p4 أو p2؛ ومع ذلك، فإن s2 وp6 سيكونان أكثر استقرارًا.
   • عندما تتعامل مع أيون، فهذا يعني أن عدد البروتونات لا يساوي عدد الإلكترونات. سيتم تصوير شحنة الذرة في هذه الحالة في أعلى يمين (عادة) الرمز الكيميائي. ولذلك، فإن ذرة الأنتيمون ذات الشحنة +2 لها التكوين الإلكتروني 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . لاحظ أن 5p 3 قد تغير إلى 5p 1 . كن حذرًا عندما ينتهي تكوين الذرة المحايدة في مستويات فرعية غير s وp.عند إزالة الإلكترونات، يمكنك فقط أخذها من مدارات التكافؤ (المدارات s وp). لذلك، إذا انتهى التكوين بـ 4s 2 3d 7 واستقبلت الذرة شحنة قدرها +2، فإن التكوين سينتهي بـ 4s 0 3d 7. يرجى ملاحظة أن 3D 7 لاالتغييرات، يتم فقدان الإلكترونات من المدار s بدلا من ذلك.
   • هناك ظروف يضطر فيها الإلكترون إلى "الانتقال إلى مستوى طاقة أعلى". عندما يكون المستوى الفرعي أقل بإلكترون واحد من النصف أو الكامل، خذ إلكترونًا واحدًا من أقرب مستوى فرعي s أو p وانقله إلى المستوى الفرعي الذي يحتاج إلى الإلكترون.
   • هناك خياران لتسجيل التكوين الإلكتروني. يمكن كتابتها بترتيب تصاعدي لأرقام مستويات الطاقة أو بترتيب ملء مدارات الإلكترون، كما هو موضح أعلاه بالنسبة للإربيوم.
   • يمكنك أيضًا كتابة التكوين الإلكتروني لعنصر ما عن طريق كتابة تكوين التكافؤ فقط، والذي يمثل المستوى الفرعي الأخير s وp. وبالتالي، فإن تكوين التكافؤ للأنتيمون سيكون 5s 2 5p 3.
   • الأيونات ليست هي نفسها. الأمر أكثر صعوبة معهم. تخطي مستويين واتبع نفس النمط اعتمادًا على المكان الذي بدأت فيه وحجم عدد الإلكترونات.