Sjekk informasjon. Det er nødvendig å kontrollere nøyaktigheten av fakta og påliteligheten til informasjonen som presenteres i denne artikkelen. På diskusjonssiden er det en diskusjon om temaet: Tvil om terminologi. Kjemisk formel ... Wikipedia
En kjemisk formel gjenspeiler informasjon om sammensetningen og strukturen til stoffer ved hjelp av kjemiske symboler, tall og delesymboler i parentes. For øyeblikket skilles følgende typer kjemiske formler: Den enkleste formelen. Kan fås av erfarne... ... Wikipedia
En kjemisk formel gjenspeiler informasjon om sammensetningen og strukturen til stoffer ved hjelp av kjemiske symboler, tall og delesymboler i parentes. For øyeblikket skilles følgende typer kjemiske formler: Den enkleste formelen. Kan fås av erfarne... ... Wikipedia
En kjemisk formel gjenspeiler informasjon om sammensetningen og strukturen til stoffer ved hjelp av kjemiske symboler, tall og delesymboler i parentes. For øyeblikket skilles følgende typer kjemiske formler: Den enkleste formelen. Kan fås av erfarne... ... Wikipedia
En kjemisk formel gjenspeiler informasjon om sammensetningen og strukturen til stoffer ved hjelp av kjemiske symboler, tall og delesymboler i parentes. For øyeblikket skilles følgende typer kjemiske formler: Den enkleste formelen. Kan fås av erfarne... ... Wikipedia
Hovedartikkel: Uorganiske forbindelser Liste over uorganiske forbindelser etter grunnstoff informasjonsliste over uorganiske forbindelser presentert i alfabetisk rekkefølge (etter formel) for hvert stoff, hydrogensyrer av elementene (hvis ... ... Wikipedia
Denne artikkelen eller delen trenger revisjon. Vennligst forbedre artikkelen i samsvar med reglene for å skrive artikler... Wikipedia
En kjemisk ligning (ligning for en kjemisk reaksjon) er en konvensjonell representasjon av en kjemisk reaksjon ved bruk av kjemiske formler, numeriske koeffisienter og matematiske symboler. Ligningen for en kjemisk reaksjon gir kvalitativ og kvantitativ... ... Wikipedia
Kjemisk programvare dataprogrammer, brukt innen kjemi. Innhold 1 Kjemiske redaktører 2 Plattformer 3 Litteratur ... Wikipedia
Bøker
- Japansk-engelsk-russisk ordbok for installasjon av industrielt utstyr. Omtrent 8000 termer, Popova I.S. Ordboken er beregnet på et bredt spekter av brukere og primært for oversettere og tekniske spesialister involvert i levering og implementering av industrielt utstyr fra Japan eller...
- En kort ordbok over biokjemiske termer, Kunizhev S.M.. Ordboken er beregnet på studenter av kjemiske og biologiske spesialiteter ved universiteter som studerer et kurs i generell biokjemi, økologi og grunnleggende bioteknologi, og kan også brukes i ...
Jukseark med formler i fysikk for Unified State-eksamenen
og mer (kan være nødvendig for klasse 7, 8, 9, 10 og 11).
Først et bilde som kan skrives ut i kompakt form.
Mekanikk
- Trykk P=F/S
- Tetthet ρ=m/V
- Trykk ved væskedybde P=ρ∙g∙h
- Tyngdekraft Ft=mg
- 5. Arkimedesk kraft Fa=ρ f ∙g∙Vt
- Bevegelsesligning for jevn akselerert bevegelse
X=X 0 + υ 0 ∙t+(a∙t 2)/2 S=( υ 2 -υ 0 2) /2a S=( υ +υ 0) ∙t /2
- Hastighetsligning for jevn akselerert bevegelse υ =υ 0 +a∙t
- Akselerasjon a=( υ -υ 0)/t
- Sirkulær hastighet υ =2πR/T
- Sentripetalakselerasjon a= υ 2/R
- Sammenheng mellom periode og frekvens ν=1/T=ω/2π
- Newtons II lov F=ma
- Hookes lov Fy=-kx
- Tyngdeloven F=G∙M∙m/R 2
- Vekten til en kropp som beveger seg med akselerasjon a P=m(g+a)
- Vekten til en kropp som beveger seg med akselerasjon а↓ Р=m(g-a)
- Friksjonskraft Ftr=µN
- Kroppsmomentum p=m υ
- Kraftimpuls Ft=∆p
- Kraftmoment M=F∙ℓ
- Potensiell energi til et legeme hevet over bakken Ep=mgh
- Potensiell energi til en elastisk deformert kropp Ep=kx 2 /2
- Kroppens kinetiske energi Ek=m υ 2 /2
- Arbeid A=F∙S∙cosα
- Effekt N=A/t=F∙ υ
- Effektivitet η=Ap/Az
- Oscillasjonsperiode for en matematisk pendel T=2π√ℓ/g
- Oscillasjonsperiode for en fjærpendel T=2 π √m/k
- Ligning for harmoniske vibrasjoner Х=Хmax∙cos ωt
- Forholdet mellom bølgelengden, dens hastighet og periode λ= υ T
Molekylærfysikk og termodynamikk
- Mengde av stoff ν=N/Na
- Molar masse M=m/ν
- ons. pårørende. energi av monoatomiske gassmolekyler Ek=3/2∙kT
- Grunnleggende ligning for MKT P=nkT=1/3nm 0 υ 2
- Gay-Lussacs lov (isobarisk prosess) V/T =konst
- Charles's lov (isokorisk prosess) P/T =konst
- Relativ fuktighet φ=P/P 0 ∙100 %
- Int. energiideal. monoatomisk gass U=3/2∙M/µ∙RT
- Gassarbeid A=P∙ΔV
- Boyle–Mariotte lov (isoterm prosess) PV=konst
- Mengde varme under oppvarming Q=Cm(T 2 -T 1)
- Varmemengde under smelting Q=λm
- Mengde varme under fordampning Q=Lm
- Mengde varme under brennstoffforbrenning Q=qm
- Tilstandslikning for en ideell gass PV=m/M∙RT
- Termodynamikkens første lov ΔU=A+Q
- Effektiviteten til varmemotorer η= (Q 1 - Q 2)/ Q 1
- Effektivitet er ideelt. motorer (Carnot-syklus) η= (T 1 - T 2)/ T 1
Elektrostatikk og elektrodynamikk - formler i fysikk
- Coulombs lov F=k∙q 1 ∙q 2 /R 2
- Spenning elektrisk felt E=F/q
- Elektrisk spenning punktladningsfelt E=k∙q/R 2
- Overflateladningstetthet σ = q/S
- Elektrisk spenning feltene til et uendelig plan E=2πkσ
- Dielektrisk konstant ε=E 0 /E
- Potensiell energiinteraksjon. ladninger W= k∙q 1 q 2 /R
- Potensial φ=W/q
- Punktladningspotensial φ=k∙q/R
- Spenning U=A/q
- For et jevnt elektrisk felt U=E∙d
- Elektrisk kapasitet C=q/U
- Elektrisk kapasitet til en flat kondensator C=S∙ ε ∙ε 0 /d
- Energi til en ladet kondensator W=qU/2=q²/2С=CU²/2
- Strømstyrke I=q/t
- Ledermotstand R=ρ∙ℓ/S
- Ohms lov for kretsdelen I=U/R
- De sistes lover. forbindelser I 1 =I 2 =I, U 1 +U 2 =U, R 1 +R 2 =R
- Lover parallelle. tilk. U 1 = U 2 = U, I 1 + I 2 = I, 1/R 1 + 1/R 2 = 1/R
- Elektrisk strømeffekt P=I∙U
- Joule-Lenz lov Q=I 2 Rt
- Ohms lov for en komplett krets I=ε/(R+r)
- Kortslutningsstrøm (R=0) I=ε/r
- Magnetisk induksjonsvektor B=Fmax/ℓ∙I
- Ampereeffekt Fa=IBℓsin α
- Lorentz kraft Fl=Bqυsin α
- Magnetisk fluks Ф=BSсos α Ф=LI
- Lov om elektromagnetisk induksjon Ei=ΔФ/Δt
- Induksjon emk i en bevegelig leder Ei=µ υ sinα
- Selvinduksjon EMF Esi=-L∙ΔI/Δt
- Energi magnetisk felt spoler Wm=LI 2 /2
- Svingningsperiode nr. krets T=2π ∙√LC
- Induktiv reaktans X L =ωL=2πLν
- Kapasitans Xc=1/ωC
- Effektiv strømverdi Id=Imax/√2,
- Effektiv spenningsverdi Ud=Umax/√2
- Impedans Z=√(Xc-X L) 2 +R 2
Optikk
- Lov for lysbrytning n 21 =n 2 /n 1 = υ 1 / υ 2
- Brytningsindeks n 21 =sin α/sin γ
- Tynn linseformel 1/F=1/d + 1/f
- Linse optisk effekt D=1/F
- maksimal interferens: Δd=kλ,
- min interferens: Δd=(2k+1)λ/2
- Differensialgitter d∙sin φ=k λ
Kvantefysikk
- Einsteins fysikk for den fotoelektriske effekten hν=Aout+Ek, Ek=U z e
- Rød kant av den fotoelektriske effekten ν k = Aout/h
- Fotonmomentum P=mc=h/ λ=E/s
Fysikk atomkjernen
- Lov om radioaktivt forfall N=N 0 ∙2 - t / T
- Bindingsenergi til atomkjerner
Instruksjoner
Elektronene i et atom okkuperer ledige orbitaler i en sekvens kalt skalaen: 1s/2s, 2p/3s, 3p/4s, 3d, 4p/5s, 4d, 5p/6s, 4d, 5d, 6p/7s, 5f, 6d , 7 s. En orbital kan inneholde to elektroner med motsatte spinn - rotasjonsretninger.
Strukturen til elektronskall uttrykkes ved hjelp av grafiske elektroniske formler. Bruk en matrise for å skrive formelen. Ett eller to elektroner med motsatte spinn kan være lokalisert i en celle. Elektroner er representert med piler. Matrisen viser tydelig at to elektroner kan være lokalisert i s-orbital, 6 elektroner i p-orbital, 10 i d-orbital og -14 i f-orbital.
Skriv ned serienummeret og symbolet til elementet ved siden av matrisen. I samsvar med energiskalaen fyller du 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s nivåene etter hverandre, og skriv to elektroner per celle. Du får 2+2+6+2+6+2=20 elektroner. Disse nivåene er fullstendig fylt.
Du har fortsatt fem elektroner igjen og et ufylt 3d-nivå. Ordne elektronene i d-subnivåcellene, start fra venstre. Plasser elektroner med samme spinn i cellene, ett om gangen. Hvis alle cellene er fylt, start fra venstre, legg til et andre elektron med motsatt spinn. Mangan har fem d-elektroner, en i hver celle.
Elektrongrafiske formler viser tydelig antall uparrede elektroner som bestemmer valens.
Vær oppmerksom på
Husk at kjemi er en vitenskap om unntak. I atomer av sideundergrupper i det periodiske system oppstår elektron "lekkasje". For eksempel, i krom med atomnummer 24, går ett av elektronene fra 4s-nivået til d-nivåcellen. En lignende effekt oppstår i molybden, niob, etc. I tillegg er det konseptet med en eksitert tilstand av et atom, når sammenkoblede elektroner pares og overføres til nærliggende orbitaler. Derfor, når du kompilerer elektroniske grafiske formler for elementene i den femte og påfølgende perioden i den sekundære undergruppen, sjekk oppslagsboken.
Kilder:
- hvordan skrive den elektroniske formelen til et kjemisk grunnstoff
Elektroner er en del av atomer. Og komplekse stoffer er på sin side bygd opp av disse atomene (atomer danner elementer) og deler elektroner seg imellom. Oksydasjonstilstanden viser hvilket atom som tok hvor mange elektroner for seg selv, og hvilket som ga bort hvor mange. Denne indikatoren er mulig.
Du trenger
- Skolelærebok om kjemi klassetrinn 8-9 av enhver forfatter, periodisk system, tabell over elektronegativitet av elementer (trykt i skolelærebøker om kjemi).
Instruksjoner
Til å begynne med er det nødvendig å indikere at grad er et begrep som tar sammenhenger for, det vil si å ikke dykke ned i strukturen. Hvis elementet er i fri tilstand, er dette det enkleste tilfellet - det dannes et enkelt stoff, noe som betyr at oksidasjonstilstanden er null. For eksempel hydrogen, oksygen, nitrogen, fluor, etc.
I komplekse stoffer dette er ikke tilfelle: elektroner er ikke jevnt fordelt mellom atomer, og det er oksidasjonstilstanden som er med på å bestemme antall elektroner som gis eller mottas. Oksydasjonstilstanden kan være positiv eller negativ. Når de er positive, blir elektroner gitt bort når de er negative, mottas elektroner. Noen grunnstoffer beholder sin oksidasjonstilstand i forskjellige forbindelser, men mange skiller seg ikke i denne funksjonen. En viktig regel å huske er at summen av oksidasjonstilstander alltid er null. Det enkleste eksemplet er CO-gass: å vite at oksidasjonstilstanden til oksygen i de aller fleste tilfeller er -2 og ved å bruke regelen ovenfor, kan du beregne oksidasjonstilstanden for C. I sum med -2 gir null bare +2, som betyr at oksidasjonstilstanden til karbon er +2. La oss komplisere problemet og ta CO2-gass for beregninger: oksidasjonstilstanden til oksygen forblir fortsatt -2, men i dette tilfellet er det to molekyler. Derfor, (-2) * 2 = (-4). Tallet som summeres til -4 gir null, +4, det vil si at i denne gassen har den en oksidasjonstilstand på +4. Et mer komplisert eksempel: H2SO4 - hydrogen har en oksidasjonstilstand på +1, oksygen har -2. I denne forbindelsen er det 2 hydrogenmolekyler og 4 oksygenmolekyler, dvs. kostnadene vil være henholdsvis +2 og -8. For å få totalt null, må du legge til 6 plusser. Dette betyr at oksidasjonstilstanden til svovel er +6.
Når det er vanskelig å bestemme hvor pluss og hvor er minus i en forbindelse, er det nødvendig med en elektronegativitetstabell (det er lett å finne i en generell kjemi lærebok). Metaller har ofte en positiv oksidasjonstilstand, mens ikke-metaller ofte har en negativ oksidasjonstilstand. Men for eksempel PI3 - begge elementene er ikke-metaller. Tabellen viser at elektronegativiteten til jod er 2,6, og for fosfor er 2,2. Ved sammenligning viser det seg at 2,6 er større enn 2,2, det vil si at elektroner trekkes mot jod (jod har en negativ oksidasjonstilstand). Ved å følge de enkle eksemplene som er gitt, kan du enkelt bestemme oksidasjonstilstanden til ethvert element i forbindelser.
Vær oppmerksom på
Det er ikke nødvendig å forveksle metaller og ikke-metaller, da vil oksidasjonstilstanden være lettere å finne og ikke bli forvirret.
Et atom i et kjemisk grunnstoff består av en kjerne og et elektronskall. Kjernen er den sentrale delen av atomet, der nesten all massen er konsentrert. I motsetning til elektronskallet har kjernen en positiv ladning.
Du trenger
- Atomnummer til et kjemisk grunnstoff, Moseleys lov
Instruksjoner
Dermed er ladningen til kjernen lik antall protoner. I sin tur er antall protoner i kjernen lik atomnummeret. For eksempel er atomnummeret til hydrogen 1, det vil si at hydrogenkjernen består av ett proton og har en ladning på +1. Atomnummeret til natrium er 11, ladningen til kjernen er +11.
Under alfa-forfallet til en kjerne reduseres atomnummeret med to på grunn av utslipp av en alfapartikkel (atomkjernen). Dermed reduseres også antallet protoner i en kjerne som har gjennomgått alfa-nedbrytning med to.
Beta-forfall kan forekomme i tre ulike typer. Ved beta-minus-forfall blir et nøytron til et proton ved å sende ut et elektron og et antinøytrino. Da øker atomladningen med én.
Ved beta-pluss-nedbrytning blir protonet til et nøytron, positron og nitrino, og kjerneladningen avtar med én.
Ved elektronfangst reduseres også kjerneladningen med én.
Kjerneladningen kan også bestemmes ut fra frekvensen til spektrallinjene til den karakteristiske strålingen til atomet. I henhold til Moseleys lov: sqrt(v/R) = (Z-S)/n, hvor v er spektralfrekvensen til den karakteristiske strålingen, R er Rydbergkonstanten, S er screeningskonstanten, n er hovedkvantetallet.
Dermed er Z = n*sqrt(v/r)+s.
Video om emnet
Kilder:
- hvordan endres atomladningen?
Når du lager teoretiske og praktiske arbeider i matematikk, fysikk, kjemi, står en student eller skolebarn overfor behovet for å sette inn spesialtegn og komplekse formler. Med Word-applikasjonen fra Microsoft Office-pakken kan du skrive inn en elektronisk formel uansett kompleksitet.
Instruksjoner
Gå til fanen "Sett inn". Til høyre finner du π, og ved siden av den er inskripsjonen "Formel". Klikk på pilen. Et vindu vises der du kan velge en innebygd formel, for eksempel en kvadratisk formel.
Klikk på pilen og en rekke symboler vises på topppanelet som du kanskje trenger når du skriver denne spesielle formelen. Etter å ha endret den slik du trenger, kan du lagre den. Fra nå av vil det vises i listen over innebygde formler.
Hvis du trenger å overføre formelen til, som du senere må plassere på nettstedet, høyreklikk på det aktive feltet med den og velg ikke den profesjonelle, men den lineære metoden. Spesielt vil den samme andregradsligningen i dette tilfellet ha formen: x=(-b±√(b^2-4ac))/2a.
Et annet alternativ for å skrive en elektronisk formel i Word er gjennom konstruktøren. Hold nede Alt- og =-tastene samtidig. Du vil umiddelbart ha et felt for å skrive en formel, og en konstruktør åpnes i topppanelet. Her kan du velge alle tegn som kan være nødvendig for å skrive en ligning og løse ethvert problem.
Noen lineære notasjonssymboler er kanskje ikke tydelige for en leser som ikke er kjent med datamaskinsymbologi. I dette tilfellet er det fornuftig å lagre de mest komplekse formlene eller ligningene i grafisk form. For å gjøre dette, åpne den enkleste grafiske editoren Paint: "Start" - "Programmer" - "Paint". Zoom deretter inn på formeldokumentet slik at det fyller hele skjermen. Dette er nødvendig for at det lagrede bildet skal ha høyest oppløsning. Trykk PrtScr på tastaturet, gå til Paint og trykk Ctrl+V.
Klipp av overflødig. Som et resultat vil du få et bilde av høy kvalitet med den nødvendige formelen.
Video om emnet
Under normale forhold er et atom elektrisk nøytralt. I dette tilfellet er kjernen til et atom, bestående av protoner og nøytroner, positiv, og elektroner har en negativ ladning. Når det er overskudd eller mangel på elektroner, blir et atom til et ion.
Instruksjoner
Hver har sin egen atomladning. Det er ladningen som bestemmer grunnstoffnummeret i det periodiske systemet. Så, hydrogenkjernen er +1, helium er +2, litium er +3, +4, etc. Således, hvis et grunnstoff er kjent, kan ladningen til kjernen til dets atom bestemmes fra det periodiske systemet.
Siden atomet er elektrisk nøytralt under normale forhold, tilsvarer antallet elektroner ladningen til atomets kjerne. Det negative kompenseres av den positive ladningen til kjernen. Elektrostatiske krefter holder elektronskyer nær atomet, noe som sikrer stabiliteten.
Når de utsettes for visse forhold, kan elektroner fjernes fra et atom eller flere kan legges til det. Når du fjerner et elektron fra et atom, blir atomet et kation, et positivt ladet ion. Med et overflødig antall elektroner blir et atom et anion, et negativt ladet ion.
Algoritme for å komponere den elektroniske formelen til et element:
1. Bestem antall elektroner i et atom ved hjelp av det periodiske systemet for kjemiske grunnstoffer D.I. Mendeleev.
2. Basert på antallet av perioden der elementet er lokalisert, bestemme antall energinivåer; antall elektroner i det siste elektroniske nivået tilsvarer gruppenummeret.
3. Del nivåene inn i undernivåer og orbitaler og fyll dem med elektroner i henhold til reglene for fylling av orbitaler:
Det må huskes at det første nivået inneholder maksimalt 2 elektroner 1s 2, på den andre - maksimalt 8 (to s og seks r: 2s 2 2p 6), på den tredje - maksimalt 18 (to s, seks s, og ti d: 3s 2 3p 6 3d 10).
- Hovedkvantenummer n skal være minimal.
- Først til å fylle s- undernivå altså р-, d- b f- undernivåer.
- Elektroner fyller orbitalene i rekkefølge etter økende energi til orbitalene (Klechkovskys regel).
- Innenfor et undernivå okkuperer elektroner først frie orbitaler én etter én, og først etter det danner de par (Hunds regel).
- Det kan ikke være mer enn to elektroner i en orbital (Pauli-prinsippet).
Eksempler.
1. La oss lage en elektronisk formel for nitrogen. Nitrogen er nummer 7 i det periodiske systemet.
2. La oss lage den elektroniske formelen for argon. Argon er nummer 18 i det periodiske systemet.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.
3. La oss lage den elektroniske formelen for krom. Krom er nummer 24 i det periodiske systemet.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3 s 6 4s 1 3d 5
Energidiagram av sink.
4. La oss lage en elektronisk formel for sink. Sink er nummer 30 i det periodiske systemet.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
Vær oppmerksom på at en del av den elektroniske formelen, nemlig 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, er den elektroniske formelen for argon.
Den elektroniske formelen for sink kan representeres som:
Elektronisk konfigurasjon av et atom er en numerisk representasjon av dets elektronorbitaler. Elektronorbitaler er områder med forskjellige former som ligger rundt atomkjernen der det er matematisk sannsynlig at et elektron vil bli funnet. Elektronkonfigurasjon hjelper deg raskt og enkelt å fortelle leseren hvor mange elektronorbitaler et atom har, samt bestemme antall elektroner i hver orbital. Etter å ha lest denne artikkelen vil du mestre metoden for å lage elektroniske konfigurasjoner.
Trinn
Fordeling av elektroner ved hjelp av det periodiske systemet til D. I. Mendeleev
- For eksempel vil et natriumatom med ladning -1 ha et ekstra elektron i tillegg til sitt grunnatomnummer 11. Med andre ord vil atomet ha totalt 12 elektroner.
- Hvis vi snakker om et natriumatom med en ladning på +1, må ett elektron trekkes fra grunnatomnummeret 11. Dermed vil atomet ha 10 elektroner.
-
Husk den grunnleggende listen over orbitaler. Når antallet elektroner i et atom øker, fyller de de ulike undernivåene av atomets elektronskall i henhold til en bestemt sekvens. Hvert undernivå av elektronskallet, når det er fylt, inneholder et jevnt antall elektroner. Det er følgende undernivåer:
Forstå elektronisk konfigurasjonsnotasjon. Elektronkonfigurasjoner er skrevet for å tydelig vise antall elektroner i hver orbital. Orbitaler skrives sekvensielt, med antall atomer i hver orbital skrevet som et overskrift til høyre for orbitalnavnet. Den fullførte elektroniske konfigurasjonen har form av en sekvens av undernivåbetegnelser og hevet skrift.
- Her er for eksempel den enkleste elektroniske konfigurasjonen: 1s 2 2s 2 2p 6 . Denne konfigurasjonen viser at det er to elektroner i 1s undernivå, to elektroner i 2s undernivå, og seks elektroner i 2p undernivå. 2 + 2 + 6 = 10 elektroner totalt. Dette er den elektroniske konfigurasjonen av et nøytralt neonatom (neons atomnummer er 10).
-
Husk rekkefølgen på orbitalene. Husk at elektronorbitaler er nummerert i rekkefølge etter økende elektronskallnummer, men ordnet i økende rekkefølge av energi. For eksempel har en fylt 4s 2 orbital lavere energi (eller mindre mobilitet) enn en delvis fylt eller fylt 3d 10 orbital, så 4s orbital skrives først. Når du kjenner rekkefølgen til orbitalene, kan du enkelt fylle dem i henhold til antall elektroner i atomet. Rekkefølgen for å fylle orbitalene er som følger: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
- Den elektroniske konfigurasjonen av et atom der alle orbitaler er fylt vil være som følger: 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 0s 5d 1s 14 6d 10 7p 6
- Merk at oppføringen ovenfor, når alle orbitaler er fylt, er elektronkonfigurasjonen til elementet Uuo (ununoctium) 118, det høyest nummererte atomet i det periodiske systemet. Derfor inneholder denne elektroniske konfigurasjonen alle de for tiden kjente elektroniske undernivåene til et nøytralt ladet atom.
-
Fyll orbitalene i henhold til antall elektroner i atomet ditt. Hvis vi for eksempel vil skrive ned den elektroniske konfigurasjonen til et nøytralt kalsiumatom, må vi starte med å slå opp atomnummeret i det periodiske systemet. Atomnummeret er 20, så vi vil skrive konfigurasjonen til et atom med 20 elektroner i henhold til rekkefølgen ovenfor.
- Fyll orbitalene i henhold til rekkefølgen ovenfor til du når det tjuende elektronet. Den første 1s-orbitalen vil ha to elektroner, 2s-orbitalen vil også ha to, 2p-en vil ha seks, 3-erne vil ha to, 3p-en vil ha 6, og 4-erne vil ha 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Med andre ord har den elektroniske konfigurasjonen av kalsium formen: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
- Legg merke til at orbitalene er ordnet i rekkefølge etter økende energi. For eksempel, når du er klar til å gå til det fjerde energinivået, skriv først ned 4s orbital, og da 3d. Etter det fjerde energinivået går du til det femte, hvor samme rekkefølge gjentas. Dette skjer først etter det tredje energinivået.
-
Bruk det periodiske systemet som en visuell pekepinn. Du har sikkert allerede lagt merke til at formen til det periodiske systemet tilsvarer rekkefølgen av elektronundernivåene i elektronkonfigurasjonene. For eksempel ender atomene i den andre kolonnen fra venstre alltid på "s 2", og atomene på høyre kant av den tynne midtre delen ender alltid på "d 10", osv. Bruk det periodiske systemet som en visuell guide til å skrive konfigurasjoner - hvordan rekkefølgen du legger til orbitalene samsvarer med din plassering i tabellen. Se nedenfor:
- Nærmere bestemt inneholder de to kolonnene lengst til venstre atomer hvis elektroniske konfigurasjoner ender på s-orbitaler, den høyre blokken i tabellen inneholder atomer hvis konfigurasjoner ender på p-orbitaler, og den nederste halvdelen inneholder atomer som ender på f-orbitaler.
- For eksempel, når du skriver ned den elektroniske konfigurasjonen av klor, tenk slik: "Dette atomet er plassert i den tredje raden (eller "perioden") i det periodiske systemet. Det er også plassert i den femte gruppen av p-orbitalblokken i det periodiske systemet vil derfor dens elektroniske konfigurasjon ende med ..3p 5
- Merk at elementer i d- og f-omløpsområdet i tabellen er preget av energinivåer som ikke samsvarer med perioden de befinner seg i. For eksempel tilsvarer den første raden i en blokk av elementer med d-orbitaler 3d-orbitaler, selv om den er plassert i den fjerde perioden, og den første raden med elementer med f-orbitaler tilsvarer en 4f-orbitaler, til tross for at den er i den sjette. periode.
-
Lær forkortelser for å skrive lange elektronkonfigurasjoner. Atomene på høyre kant av det periodiske systemet kalles edle gasser. Disse elementene er kjemisk meget stabile. For å forkorte prosessen med å skrive lange elektronkonfigurasjoner, skriv ganske enkelt det kjemiske symbolet på den nærmeste edelgassen med færre elektroner enn atomet ditt i hakeparenteser, og fortsett deretter å skrive elektronkonfigurasjonen til påfølgende orbitalnivåer. Se nedenfor:
- For å forstå dette konseptet vil det være nyttig å skrive en eksempelkonfigurasjon. La oss skrive konfigurasjonen av sink (atomnummer 30) ved å bruke forkortelsen som inkluderer edelgassen. Den komplette konfigurasjonen av sink ser slik ut: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Imidlertid ser vi at 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 er elektronkonfigurasjonen til argon, en edelgass. Bare bytt ut en del av den elektroniske konfigurasjonen for sink med det kjemiske symbolet for argon i hakeparenteser (.)
- Så den elektroniske konfigurasjonen av sink, skrevet i forkortet form, har formen: 4s 2 3d 10 .
- Vær oppmerksom på at hvis du skriver den elektroniske konfigurasjonen til en edelgass, si argon, kan du ikke skrive det! Man må bruke forkortelsen for edelgassen foran dette elementet; for argon blir det neon ().
Ved å bruke det periodiske systemet ADOMAH
-
Mestre det periodiske systemet ADOMAH. Denne metoden for å registrere den elektroniske konfigurasjonen krever ikke memorering, men krever et modifisert periodisk system, siden i det tradisjonelle periodiske systemet, fra og med den fjerde perioden, samsvarer ikke periodenummeret med elektronskallet. Finn det periodiske systemet ADOMAH - en spesiell type periodisk system utviklet av forskeren Valery Zimmerman. Det er lett å finne med et kort internettsøk.
- I det periodiske systemet ADOMAH representerer de horisontale radene grupper av grunnstoffer som halogener, edelgasser, alkalimetaller, jordalkalimetaller, etc. Vertikale kolonner tilsvarer elektroniske nivåer, og de såkalte "kaskadene" (diagonale linjer som forbinder blokker s,p,d og f) tilsvarer perioder.
- Helium flyttes mot hydrogen fordi begge disse elementene er preget av en 1s orbital. Periodeblokkene (s,p,d og f) vises på høyre side, og nivåtallene er gitt nederst. Grunnstoffer er representert i bokser nummerert 1 til 120. Disse tallene er vanlige atomtall, som representerer det totale antallet elektroner i et nøytralt atom.
-
Finn atomet ditt i ADOMAH-tabellen. For å skrive den elektroniske konfigurasjonen til et grunnstoff, slå opp symbolet på det periodiske systemet ADOMAH og kryss ut alle grunnstoffene med et høyere atomnummer. For eksempel, hvis du trenger å skrive elektronkonfigurasjonen til erbium (68), kryss ut alle elementene fra 69 til 120.
- Legg merke til tallene 1 til 8 nederst i tabellen. Dette er antall elektroniske nivåer, eller antall kolonner. Ignorer kolonner som bare inneholder overkryssede elementer. For erbium gjenstår kolonner nummerert 1,2,3,4,5 og 6.
-
Tell orbitale undernivåer opp til elementet ditt. Når du ser på blokksymbolene vist til høyre for tabellen (s, p, d og f) og kolonnenumrene vist i bunnen, ignorer de diagonale linjene mellom blokkene og bryter kolonnene i kolonneblokker, og lister dem opp i rekkefølge fra bunn til topp. Igjen, ignorer blokker som har alle elementene krysset ut. Skriv kolonneblokker med utgangspunkt i kolonnenummeret etterfulgt av blokksymbolet, dermed: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (for erbium).
- Vennligst merk: Elektronkonfigurasjonen ovenfor til Er er skrevet i stigende rekkefølge etter elektronundernivånummer. Det kan også skrives i rekkefølge for å fylle orbitalene. For å gjøre dette, følg kaskadene fra bunn til topp, i stedet for kolonner, når du skriver kolonneblokker: 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 .
-
Tell elektronene for hvert elektronundernivå. Tell elementene i hver kolonneblokk som ikke er krysset ut, fest ett elektron fra hvert element, og skriv tallet ved siden av blokksymbolet for hver kolonneblokk slik: 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 . I vårt eksempel er dette den elektroniske konfigurasjonen av erbium.
-
Vær oppmerksom på feil elektroniske konfigurasjoner. Det er atten typiske unntak som relaterer seg til elektroniske konfigurasjoner av atomer i den laveste energitilstanden, også kalt grunnenergitilstanden. De adlyder ikke generell regel bare i de to eller tre siste posisjonene okkupert av elektroner. I dette tilfellet antar den faktiske elektroniske konfigurasjonen at elektronene er i en tilstand med lavere energi sammenlignet med standardkonfigurasjonen til atomet. Unntaksatomer inkluderer:
- Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); NB(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) og Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
- For å finne atomnummeret til et atom når det er skrevet i elektronkonfigurasjonsform, legger du ganske enkelt sammen alle tallene som følger bokstavene (s, p, d og f). Dette fungerer bare for nøytrale atomer, hvis du har å gjøre med et ion vil det ikke fungere - du må legge til eller trekke fra antall ekstra eller tapte elektroner.
- Tallet etter bokstaven er hevet, ikke gjør feil i testen.
- Det er ingen "halvfull" undernivåstabilitet. Dette er en forenkling. Enhver stabilitet som tilskrives "halvfylte" undernivåer skyldes det faktum at hver orbital er okkupert av ett elektron, og dermed minimerer frastøting mellom elektroner.
- Hvert atom har en tendens til en stabil tilstand, og de mest stabile konfigurasjonene har s- og p-undernivåene fylt (s2 og p6). Edelgasser har denne konfigurasjonen, så de reagerer sjelden og er plassert til høyre i det periodiske systemet. Derfor, hvis en konfigurasjon ender på 3p 4, trenger den to elektroner for å nå en stabil tilstand (for å miste seks, inkludert s-subnivå-elektronene, krever mer energi, så å miste fire er lettere). Og hvis konfigurasjonen ender i 4d 3, må den miste tre elektroner for å oppnå en stabil tilstand. I tillegg er halvfylte undernivåer (s1, p3, d5..) mer stabile enn for eksempel p4 eller p2; s2 og p6 vil imidlertid være enda mer stabile.
- Når du har med et ion å gjøre, betyr dette at antall protoner ikke er lik antall elektroner. Ladningen til atomet i dette tilfellet vil være avbildet øverst til høyre (vanligvis) av det kjemiske symbolet. Derfor har et antimonatom med ladning +2 den elektroniske konfigurasjonen 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1. Merk at 5p 3 er endret til 5p 1 . Vær forsiktig når den nøytrale atomkonfigurasjonen ender i andre undernivåer enn s og p. Når du tar bort elektroner, kan du bare ta dem fra valensorbitalene (s og p orbitalene). Derfor, hvis konfigurasjonen ender med 4s 2 3d 7 og atomet mottar en ladning på +2, vil konfigurasjonen ende med 4s 0 3d 7. Vær oppmerksom på at 3d 7 Ikke endringer, går elektroner fra s orbital tapt i stedet.
- Det er forhold når et elektron blir tvunget til å "flytte til et høyere energinivå." Når et undernivå mangler ett elektron på å være halvt eller fullt, tar du ett elektron fra det nærmeste s- eller p-undernivået og flytter det til undernivået som trenger elektronet.
- Det er to alternativer for å registrere den elektroniske konfigurasjonen. De kan skrives i økende rekkefølge av energinivåtall eller i rekkefølgen for å fylle elektronorbitaler, som vist ovenfor for erbium.
- Du kan også skrive den elektroniske konfigurasjonen til et element ved å skrive kun valenskonfigurasjonen, som representerer det siste s- og p-undernivået. Dermed vil valenskonfigurasjonen til antimon være 5s 2 5p 3.
- Ioner er ikke det samme. Det er mye vanskeligere med dem. Hopp over to nivåer og følg det samme mønsteret avhengig av hvor du startet og hvor stort antall elektroner er.
Finn atomnummeret til atomet ditt. Hvert atom har et visst antall elektroner knyttet til seg. Finn atomets symbol i det periodiske systemet. Atomnummeret er et positivt heltall som starter ved 1 (for hydrogen) og øker med én for hvert påfølgende atom. Atomnummer er antall protoner i et atom, og derfor er det også antall elektroner i et atom med null ladning.
Bestem ladningen til et atom. Nøytrale atomer vil ha samme antall elektroner som vist i det periodiske systemet. Imidlertid vil ladede atomer ha flere eller færre elektroner, avhengig av størrelsen på ladningen. Hvis du arbeider med et ladet atom, legg til eller trekk fra elektroner som følger: legg til ett elektron for hver negativ ladning og trekk fra ett for hver positiv ladning.
