Numri i nënniveleve në nivelet energjetike - seksioni Kimi, BAZAT E KIMISË TË PËRGJITHSHME Numri kuantik kryesor N Orbital ...

Oriz. 7. Format dhe orientimet e imazhit

s-,fq-,d-, orbitalet që përdorin sipërfaqet kufitare.

Numri kuantik m l thirrur magnetike . Përcakton rregullimin hapësinor të orbitalës atomike dhe merr vlera të plota nga - l te + l përmes zeros, që është 2 l+ 1 vlera (Tabela 27).

Orbitalet e të njëjtit nënnivel ( l= konst) kanë të njëjtën energji. Një gjendje e tillë quhet i degjeneruar në energji. Kështu që fq-orbitale - tre herë, d- pesë herë, dhe f janë shtatë herë të degjeneruara. Sipërfaqet kufitare s-,fq-,d-, orbitalet janë paraqitur në fig. 7.

s-orbitalet sferikisht simetrike për çdo n dhe ndryshojnë nga njëri-tjetri vetëm nga madhësia e sferës. Forma e tyre maksimalisht simetrike është për faktin se në l= 0 dhe μ l = 0.

Tabela 27

Fundi i punës -

Kjo temë i përket:

BAZAT E KIMISË TË PËRGJITHSHME

Në faqe lexoni: BAZAT E KIMISË TË PËRGJITHSHME. C M Dryutskaya...

Nëse keni nevojë për materiale shtesë për këtë temë, ose nuk keni gjetur atë që po kërkoni, ju rekomandojmë të përdorni kërkimin në bazën e të dhënave tona të veprave:

Çfarë do të bëjmë me materialin e marrë:

Nëse ky material doli të jetë i dobishëm për ju, mund ta ruani në faqen tuaj në rrjetet sociale:

Të gjitha temat në këtë seksion:

Informacion teorik
Kimia është Shkenca natyrore për substancat, strukturën, vetitë dhe ndërkonvertimet e tyre. Detyra më e rëndësishme e kimisë është të përftojë substanca dhe materiale me specifikat e nevojshme për të ndryshme

Vetitë kimike të oksideve
Acid Amfoterik Bazik Reagoni me acid të tepërt për të formuar kripë dhe ujë. Oksidet bazë korrespondojnë me bazën

Marrja e acideve
Me përmbajtje oksigjeni 1. Oksid acid + ujë 2. Jo metal + agjent i fortë oksidues

Vetitë kimike të acideve
Me përmbajtje oksigjeni pa oksigjen 1. Ndryshoni ngjyrën e treguesit - lakmus - e kuqe, metil portokalli - rozë

Marrja e kripërave
1. Me përdorimin e metaleve Kripërat mesatare (normale) metal + metal jometal (rr

Vetitë kimike të kripërave mesatare
Zbërthimi gjatë ndezjes Kripë+metal Kripë+kripë

Marrëdhënia midis kripërave
Nga kripërat mesatare mund të merren kripëra acidike dhe bazike, por është i mundur edhe procesi i kundërt. Kripërat e acidit

NOMENKLATURA E PËRBËRJEVE INORGANIKE
Nomenklatura kimike është një grup rregullash që bëjnë të mundur hartimin në mënyrë të paqartë të një formule ose një tjetër ose emri të ndonjë kimike duke ditur përbërjen dhe strukturën e tij.

Parashtesa numerike
Multiplier Prefiksi Multiplier Prefiks Multiplier Prefiks mono

Emrat sistematikë dhe të parëndësishëm të disa substancave
Formula Emri sistematik Emërtimi i parëndësishëm Klorur natriumi Kripë

Emrat dhe simbolet e elementeve
Simbolet e elementeve kimike sipas rregullave të IUPAC janë dhënë në tabelën periodike të D.I. Mendelejevi. Emrat e elementeve kimike në shumicën e rasteve kanë rrënjë latine. Në rast se

Formulat dhe emrat e substancave komplekse
Njësoj si në formulë lidhje binare në formulën e një lënde komplekse në radhë të parë është simboli i një kationi ose atomi me një pjesë ngarkesë pozitive, dhe në të dytën - një anion ose një atom me një të pjesshme

Emrat sistematikë dhe ndërkombëtarë të disa substancave komplekse
Formula Emri sistematik Emri ndërkombëtar tetraoxosulfate(VI) sodium(I) sulfate

Emrat e acideve më të zakonshme dhe anionet e tyre
Anion acid (mbetje acidi) Emri i formulës Emri i formulës &nb

themelet
Sipas nomenklaturës ndërkombëtare, emrat e bazave përbëhen nga fjala hidroksid dhe emri i metalit. Për shembull, - hidroksidi i natriumit, - hidroksidi i kaliumit, - hidroksidi i kalciumit. Esl

Kripërat mesatare të acideve që përmbajnë oksigjen
Emrat e kripërave të mesme përbëhen nga emrat tradicionalë të kationeve dhe anioneve. Nëse një element në oksoanionet që ai formon shfaq një gjendje oksidimi, atëherë emri i anionit përfundon me -at

Acidi dhe kripëra bazë
Nëse kripa përmban atome hidrogjeni, të cilët shfaqin veti acidike gjatë shpërbërjes dhe mund të zëvendësohen me katione metalike, atëherë kripërat e tilla quhen acide. Titujt

KONCEPTET THEMELORE DHE LIGJET E KIMISË
Teoria atomike dhe molekulare e strukturës së materies M.V. Lomonosov është një nga themelet e kimisë shkencore. Teoria atomike-molekulare mori njohje universale në fillim të shekullit të 19-të. pos

Element kimik. Pesha atomike dhe molekulare. nishan
Atomi është grimca më e vogël element kimik duke ruajtur të gjitha vetitë e tij kimike. Një element është një lloj atomi me të njëjtën pagesë I

Numri i grimcave në 1 mol të çdo substance është i njëjtë dhe i barabartë me 6.02 × 1023. Ky numër quhet numri i Avogadros dhe shënohet
Numri i moleve të një substance (nx) është sasi fizike, proporcionale me numrin e njësive strukturore të kësaj substance. (1) ku, - orë numër

Ligjet bazë stekiometrike
Ligji i ruajtjes së masës (M.V. Lomonosov, 1748; A.L. Lavoisier, 1780) shërben si bazë për llogaritjen e bilancit material të proceseve kimike: masa e substancave që hyjnë në chi

Ekuivalente. Ligji i ekuivalentëve
Ekuivalent (E) - a është një grimcë reale e kushtëzuar e një substance që mund të ngjitet, zëvendësohet, çlirohet ose të jetë në ndonjë mënyrë tjetër e

Zgjidhje.
Shembulli 4. Llogaritni masë molare ekuivalentet e squfurit në komponime. Zgjidhje

Informacion teorik
Një tretësirë ​​është një sistem homogjen termodinamikisht i qëndrueshëm i përbërë nga një substancë e tretur, një tretës dhe produktet e ndërveprimit të tyre. Një komponent gjendja agregate e të cilit nuk është

Informacion teorik
Procesi kimik mund të konsiderohet si hapi i parë në ngjitjen nga objektet kimike - elektroni, protoni, atomi - në një sistem të gjallë. Doktrina e proceset kimike- kjo është re

Funksionet standarde termodinamike
Substanca Δ Н0298, kJ/mol Δ G0298, kJ/mol S0

Informacion teorik
Reaksionet kinetike-kimike - doktrina e proceseve kimike, ligjet e rrjedhës së tyre në kohë, shpejtësitë dhe mekanizmat. I lidhur me studimet e kinetikës së reaksioneve kimike

Efekti i temperaturës në shpejtësinë e reaksionit.
Me një rritje të temperaturës për çdo 10 0, shpejtësia e shumicës së reaksioneve kimike rritet me 2-4 herë dhe, anasjelltas, me një ulje të temperaturës, zvogëlohet në përputhje me rrethanat me po aq.

Ndikimi i një katalizatori në shpejtësinë e reaksionit.
Një mënyrë për të rritur shpejtësinë e reagimit është të ulni barrierën e energjisë, domethënë të zvogëloni. Kjo arrihet me futjen e katalizatorëve. Katalizatori është një substancë

EKUILIBRI KIMIK
Ka reaksione të kthyeshme dhe të pakthyeshme. Reaksione të pakthyeshme quhen ato, pas rrjedhës së të cilave, sistemi dhe mjedisi i jashtëm në të njëjtën kohë nuk mund të kthehet në gjendjen e mëparshme. Ata po vijnë

Informacion teorik
Vetitë kimike të çdo elementi përcaktohen nga struktura e atomit të tij. Nga pikëpamja historike, teoria e strukturës së atomit u zhvillua me radhë nga E. Rutherford, N. Bohr, L. de Broglie, E.

Karakteristikat themelore të protonit, neutronit dhe elektronit
Simboli i grimcave Ngarkesa e masës së pushimit, C kg a.m.u. proton f

Vetitë valore korpuskulare të grimcave
Karakteristika e gjendjes së elektroneve në një atom bazohet në pozicionin Mekanika kuantike për natyrën e dyfishtë të elektronit, i cili njëkohësisht ka vetitë e një grimce dhe një valë. Për herë të parë dualitet

Numri i orbitaleve në nënnivelet e energjisë
Numri kuantik orbital Numri kuantik magnetik Numri i orbitaleve me një vlerë të caktuar l l

Sekuenca e mbushjes së orbitaleve atomike
Zgjidhja e elektroneve orbitalet atomike(AO) kryhet sipas parimit të energjisë më të vogël, parimit Pauli dhe rregullit Hund, dhe për atomet me shumë elektrone - rregulli Klechkovsky.

Formulat elektronike të elementeve
Një rekord që pasqyron shpërndarjen e elektroneve në një atom të një elementi kimik përgjatë nivelet e energjisë dhe nënnivelet quhet konfigurim elektronik këtë atom. Në thelb (nr

Periodiciteti i karakteristikave atomike
Natyra periodike e ndryshimit vetitë kimike atomet e elementeve varet nga ndryshimi i rrezes së atomit dhe jonit. Pozicioni i atomit kryesor merret si rrezja e një atomi të lirë.

Potencialet (energjitë) jonizuese I1, eV
Grupet e elementeve I II III IV V VI VII VI

Potencialet (energjitë) jonizuese I1, eV të elementeve të grupit V
p-elementet Si 9,81 d-elementet V 6,74 Sb 8,64 Nb 6,88 Bi 7,29

Vlera e energjisë (Eav) e afinitetit të elektroneve për disa atome.
Elem. H He Li Be B C N O F

Elektronegativiteti relativ i elementeve
H 2,1 Li 1,0 Be 1,5 B 2,0

Varësia e vetive acido-bazike të oksideve nga pozicioni i elementit në sistemin periodik dhe gjendja e tij e oksidimit.
Nga e majta në të djathtë përgjatë periudhës, elementët kanë një dobësim të vetive metalike dhe një rritje të atyre jometalike. Vetitë themelore të oksideve dobësohen dhe vetitë acidike të oksideve rriten.

Natyra e ndryshimit të vetive të bazave në varësi të pozicionit të metalit në sistemin periodik dhe shkallës së tij të oksidimit.
Gjatë kësaj periudhe, nga e majta në të djathtë, vërehet një dobësim gradual i vetive themelore të hidroksideve. Për shembull, Mg(OH)2 është një bazë më e dobët se NaOH, por një bazë më e fortë se Al(OH)3

Varësia e fuqisë së acideve nga pozicioni i elementit në sistemin periodik dhe gjendja e tij e oksidimit.
Sipas periudhës për acidet që përmbajnë oksigjen, nga e majta në të djathtë, forca e acideve rritet. Pra, H3PO4 është më i fortë se H2SiO3; nga ana tjetër, H2SO

Vetitë e substancave në gjendje të ndryshme grumbullimi
Vetitë shtetërore Të gaztë 1. Aftësia për të marrë vëllimin dhe formën e enës. 2. Ngjeshshmëria. 3. Bys

Karakteristikat krahasuese të substancave amorfe dhe kristalore
Karakteristikë e substancës Amorf 1. Rendi me rreze të shkurtër të grimcave. 2. Izotropia e vetive fizike

Vetitë e rrjetave kristalore
Lloji i rrjetës kristalore Karakteristike Jonike Përbëhet nga jone. Ato formojnë komponime jonike. Të ketë t të lartë

Në sistemin periodik D.I. Mendelejevi
1. Specifikoni emrin e elementit, përcaktimin e tij. Përcaktoni numrin serial të elementit, numrin e periudhës, grupin, nëngrupin. Përcaktoni kuptimi fizik parametrat e sistemit - numri serial, numri i periudhës

Informacion teorik
Të gjitha reaksionet kimike janë në thelb dhurues-pranues dhe ndryshojnë në natyrën e grimcave që shkëmbehen: dhurues-akceptor i elektroneve dhe dhurues-pranues i protoneve. Reaksionet kimike

Karakteristikat e elementeve dhe përbërjeve të tyre në OVR
Agjentët tipikë reduktues 1. atomet metalike neutrale: Me0 - nē → Burrat + 2. hidrogjeni dhe jometalet e grupeve IV-VI: karboni, fosfori,

Llojet e OVR
Reaksionet ndërmolekulare që ndodhin me një ndryshim në gjendjen e oksidimit të atomeve në molekula të ndryshme. Mg + O2 = 2MgO

Hartimi i ekuacioneve të reaksioneve redoks
1. metoda (skema) e bilancit elektronik 1. Shkruani ekuacionin në formë molekulare: Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO

Pjesëmarrja e joneve në media të ndryshme
E mesme Produkti ka më shumë atome oksigjeni Produkti ka më pak atome oksigjeni Acid Jon + H2O U

Potencialet standarde të elektrodës së metaleve
Ju lejon të nxirrni një sërë përfundimesh në lidhje me vetitë kimike të elementeve: 1. çdo element është në gjendje të rivendosë nga tretësirat e kripës të gjithë jonet me rëndësi më të madhe.

Të dhënat fillestare
Ekuacioni i reaksionit variant K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → Cr2

Informacion teorik
Shumë jone janë në gjendje të bashkojnë molekula ose jone të kundërta me vete dhe të kthehen në jone më komplekse, të quajtur jone komplekse. Komponimet komplekse (CS) janë komponime në një nyje

Struktura e komponimeve komplekse
Në 1893, A. Werner formuloi dispozitat që hodhën themelet për teorinë e koordinimit. Parimi i koordinimit: atomi ose joni koordinues (Men +) është i rrethuar nga e kundërta

Agjentët kryesorë kompleksues në CS
Agjent komplikues Ngarkesa jonike Shembuj kompleksesh Metal n+ HCl ®++Cl- - disociimi primar

Ekuilibri në një tretësirë ​​gjithmonë zhvendoset në anën ku ka një substancë më pak të tretshme ose një elektrolit më të dobët.
Cl + HNO3 → AgCl↓ + NH4NO3 КН=6,8 10-8 PR =1,8 10-10 Që nga PR<

Natyra e lidhjes kimike në përbërjet komplekse
Teoria e parë që shpjegon formimin e CS ishte teoria e lidhjes jonike (heteropolare). Kossel dhe A. Magnus: një jon i ngarkuar shumëfish - një agjent kompleks (elementi d) ka një të fortë

Fushë e dobët
Veprimi i ligandëve shkakton ndarje të nënnivelit d: dz2, dx2-y2 - dyshe me rrotullim të lartë (d¡)

Struktura gjeometrike e CS dhe lloji i hibridizimit
K.ch. Lloji i hibridizimit Struktura gjeometrike Shembull sp Linear n∙m (76) Rregulli Nernst.PR - në pa të ngopur

Informacion teorik
Uji është një elektrolit i dobët. Është polare dhe shfaqet në formën e grupimeve të hidratuara. Për shkak të lëvizjes termike, lidhja prishet, ndodh një ndërveprim: H2O↔[

Ndryshimi i ngjyrës së disa treguesve
Treguesi Zona e tranzicionit të ngjyrës pH Ndryshimi i ngjyrës Fenolftalinë 8.2-10 Bes

Ekuacionet Henderson–Hasselbach
për sistemet buferike të tipit 1 (acidi i dobët dhe anioni i tij): pH = pKa + log ([pranuesi i protonit]/[dhuruesi i protonit])

HIDROLIZA.
Hidroliza qëndron në themel të shumë proceseve në industrinë kimike. Hidroliza e drurit kryhet në një shkallë të gjerë. Industria e hidrolizës prodhon nga lëndët e para jo ushqimore (dru,

Mekanizmi i hidrolizës së anionit.
1. Anionet me efekt të lartë polarizues: sulfide, karbonate, acetate, sulfit, fosfat, cianid, silikat - anione të acideve të dobëta. Ata nuk kanë një orbital të lirë, një baba i tepërt punon

Objekti i disiplinës akademike "Kimia e Përgjithshme dhe Inorganike" dhe llojet e punës akademike për studentët me kohë të plotë të Fakultetit të Farmacisë
Lloji i punës studimore Orë totale / kredite Semestri I Orë Klasa

Kurse laboratorike ne pergjithesi dhe kimi inorganike per studentet me kohe te plote te Fakultetit te Farmacise
Semestri I (kohëzgjatja - 5 orë) Mësimi nr. Seksioni 1 Moduli i Kimisë së Përgjithshme 1 B

Ligjërata për kiminë e përgjithshme dhe inorganike për studentë të rregullt të Fakultetit të Farmacisë
Semestri I (kohëzgjatja - 2 orë) № p / p Tema e leksionit Lënda, detyrat, metodat dhe ligjet e kimisë

Tretshmëria e acideve, bazave dhe kripërave në ujë
Jonet H+ NH4+ K+ Na+ Ag+ Hg

Konstantet e tretshmërisë
Formula Кs рКs Ag3AsO3 Ag3AsO4

PËRGJIGJE TESTI
TEMA 1. 1c; 2 g; 3a; 4 g; 5 B; 6c; 7c; 8A4, B2, V4, G1; 9 A5, B1, V6, G3; 10 A4, B2, V3, G1; 11a; 12v; 13 g; 14a; 15b; 16a; 17a; 18a; 19c; 20b.

Gjendja e një elektroni në një atom (d.m.th. një grup informacioni rreth energji elektron dhe hapësirë, në të cilin ndodhet) karakterizohet nga katër numra kuantikë.

Numri kuantik kryesorn përcakton energjinë e një elektroni në një atom dhe madhësinë e AO, d.m.th. largësia e elektronit nga bërthama. Numri kuantik kryesor n merr vlerat e plota 1, 2, 3, 4… Një koleksion elektronesh me të njëjtën vlerë n thirrur niveli i energjisë. Elektronet e nivelit të parë të energjisë nga bërthama kanë energjinë më të ulët ( n= 1); me rritje n rritet energjia e elektronit dhe largësia e tij nga bërthama. Gjendja e një atomi kur elektronet e tij janë në nivele të tilla energjetike që energjia totale e tyre është minimale, thirrur bazë, ose i pangacmuar. Shtetet me vlera më të larta të energjisë thirrur i emocionuar. Nivelet e energjisë shënohen me shkronja:

Vlera numerike n 1 2 3 4 5 6 7

Përcaktimi i shkronjës K L M N O P Q.

Numri i niveleve të energjisë në një atom në gjendjen bazë është i barabartë me numrin e periudhës në të cilën ndodhet elementi.

Në të njëjtin nivel energjie mund të ketë orbitale atomike të formave të ndryshme, të ndryshme nga njëra-tjetra në energji. Prandaj, nivelet e energjisë ndahen në nënnivele. Energjia e një elektroni në një nënnivel dhe forma e një orbitale atomike karakterizon numri kuantik orbitall. Kuptimi l varet nga numri kuantik kryesor: l merr vlera nga 0 në ( n–1), pra 0, 1, 2, 3… ( n–1). Brenda një niveli të caktuar energjetik, një grup elektronesh të karakterizuar nga e njëjta vlerë l, quhet nënniveli i energjisë. Nënnivelet shënohen me shkronja:

Numri kuantik orbital l 0 1 2 3

Përcaktimi i nënnivelit të energjisë s p d f.

Kështu, në l= 0, 1, 2, 3 elektrone janë përkatësisht të ndezura s-, p-, d-, f- nënnivele. Quhen elektrone të nënnivele të ndryshme s-, p-, d-, f- elektronet. Në këtë rast flitet edhe për shtete s-, p-, d-, f- elektronet, ose s-, p-, d-, f- orbitalet atomike.

Numri i nënniveleve të energjisë në një nivel nuk duhet të kalojë numrin kuantik kryesor n. Pra, niveli i parë n= 1) ka një nënnivel ( s), niveli i dytë ( n= 2) janë dy nënnivele ( s dhe fq), e treta ( n= 3) - tre ( s, p, d), e katërta ( n= 4) - katër ( s, p, d, f). Në guaskat e atomeve të elementeve aktualisht të njohur, elektronet ndërtohen në çdo nivel jo më shumë se katër nënnivele. Nivelet O (n= 5), P (n= 6), P (n= 7) përmban katër nënnivele. Për një vlerë të caktuar të numrit kuantik kryesor n elektronet kanë energjinë më të ulët s-nënnivel, atëherë p-, d-, f- nënnivele.

Çdo nënnivel përbëhet nga orbitale, numri i të cilave përcaktohet nga numri kuantik magnetik m l. Numri kuantik magnetikm l përcakton orientimet e mundshme të orbitales në hapësirë, lidhet me numrin kuantik orbital dhe mund të marrë vlera të plota nga -l përpara +l, duke përfshirë zero. një vlerë të caktuar l korrespondon (2l+1) vlerat e mundshme të numrit kuantik magnetik. Numri i vlerave m l tregon numrin e orbitaleve atomike në nënnivel dhe numrin e drejtimeve të mundshme në të cilat mund të orientohen në hapësirë.

Për s-nënnivel l= 0 dhe prandaj m l ka vetëm një kuptim: ml= 0. Kështu, në s-Nënnivel ka vetëm një s-orbitale, e cila ndodhet në mënyrë simetrike me bërthamën e një atomi. Për fq-nënnivel l= 1 dhe m l merr tre vlera: -1, 0, 1, d.m.th. R- nënniveli ka tre R-orbitalet dhe ato janë të orientuara përgjatë tre boshteve koordinative. d- nënniveli me l= 2 ka pesë vlera ml: -2, -1, 0, 1, 2 dhe prandaj pesë d-orbitalet që janë të orientuara në pesë drejtime të ndryshme. f- nënniveli me l= 3 ka shtatë vlera ml: -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, pra shtatë f- orbitalet. Numri i orientimeve f- ka shtatë orbitale.

Në mënyrë konvencionale, AO shënohet si një katror (qelizë kuantike) š . Prandaj, për s-Nënniveli ka një AO š , për fq-nënnivele - tre AO, për d- nënniveli pesë AO, për f- nënniveli i shtatë AO.

Kështu, elektronet në një atom ndodhen në nivele energjetike, distanca e të cilave nga bërthama karakterizohet nga vlera e numrit kuantik kryesor. n; nivelet përbëhen nga nënnivele, numri i të cilave për çdo nivel nuk e kalon vlerën n; nga ana tjetër, nënniveli përbëhet nga orbitale, numri i të cilave jepet nga numri i vlerave të numrit kuantik magnetik ml. numrat kuantikë n, l, m l karakterizojnë orbitalin.

Përveç lëvizjes rreth bërthamës, elektroni rrotullohet rreth boshtit të vet. Kjo lëvizje quhet "spin". Numri kuantik rrotulluesZnj karakterizon dy drejtime të mundshme të rrotullimit të një elektroni rreth boshtit të vet(në drejtim të akrepave të orës ose në të kundërt). Numri kuantik rrotullues Znj merr dy vlera: +½ dhe –½. Elektronet me rrotullime të ndryshme zakonisht shënohen me shigjeta të kundërta ↓.

Katër numra kuantikë n, l, m l, Znj karakterizojnë plotësisht gjendjen e një elektroni në një atom.

Udhëzim

Numri kuantik kryesor merr vlera të plota: n = 1, 2, 3, … . Nëse n=∞, kjo nënkupton që një energji jonizimi i është dhënë elektronit - një energji e mjaftueshme për ta ndarë atë nga bërthama.

Brenda të njëjtit nivel, elektronet mund të ndryshojnë në nënnivele. Ndryshime të tilla në gjendjen energjetike të elektroneve të të njëjtit nivel reflektohen nga numri kuantik anësor l (orbital). Mund të marrë vlera nga 0 në (n-1). Vlerat e l zakonisht përfaqësohen simbolikisht me shkronja. Forma e resë elektronike varet nga vlera e numrit kuantik anësor.

Lëvizja e një elektroni përgjatë një rruge të mbyllur provokon shfaqjen e një fushe magnetike. Gjendja e një elektroni për shkak të momentit magnetik karakterizohet nga numri kuantik magnetik m(l). Ky është numri i tretë kuantik i elektronit. Karakterizon orientimin e tij në hapësirën e fushës magnetike dhe merr një sërë vlerash nga (-l) në (+l).

Në vitin 1925, shkencëtarët sugjeruan që elektroni kishte një rrotullim. Nën rrotullimin kuptoni momentin këndor të brendshëm të elektronit, që nuk shoqërohet me lëvizjen e tij në hapësirë. Numri i rrotullimit m(s) mund të marrë vetëm dy vlera: +1/2 dhe -1/2.

Sipas parimit Pauli, asnjë dy elektrone në një atom nuk mund të ketë të njëjtin grup prej katër numrash kuantikë. Të paktën njëri prej tyre duhet të jetë i ndryshëm. Pra, nëse një elektron është në orbitën e parë, numri kuantik kryesor për të është n=1. Atëherë në mënyrë unike l=0, m(l)=0, dhe për m(s) janë të mundshme dy opsione: m(s)=+1/2, m(s)=-1/2. Kjo është arsyeja pse në nivelin e parë të energjisë nuk mund të ketë më shumë se dy elektrone, dhe ato kanë numra të ndryshëm spin.

Në orbitalën e dytë, numri kuantik kryesor është n=2. Numri kuantik anësor merr dy vlera: l=0, l=1. Numri kuantik magnetik m(l)=0 për l=0 dhe merr vlerat (+1), 0 dhe (-1) për l=1. Për secilin prej opsioneve, ka edhe dy numra të tjerë rrotullues. Pra, numri maksimal i mundshëm i elektroneve në nivelin e dytë të energjisë është 8.

Për shembull, neoni i gazit fisnik ka dy nivele energjie të mbushura plotësisht me elektrone. Numri i përgjithshëm i elektroneve neoni është 10 (2 nga niveli i parë dhe 8 nga i dyti). Ky gaz është inert dhe nuk reagon me substanca të tjera. Substancat e tjera, duke hyrë në reaksione kimike, priren të fitojnë strukturën e gazrave fisnikë.

Gjeja kryesore kuantike numriështë e tëra numri, që është përkufizimi i gjendjes së elektronit në nivelin e energjisë. Niveli i energjisë është një grup i gjendjeve të palëvizshme të një elektroni në një atom me vlera të afërta të energjisë. Gjeja kryesore kuantike numri përcakton distancën e elektronit nga bërthama dhe karakterizon energjinë e elektroneve që zënë këtë nivel.

Tërësia e numrave që karakterizojnë gjendjen e një elektroni quhen numra kuantikë. Funksioni valor i një elektroni në një atom, gjendja e tij unike përcaktohet nga katër numra kuantikë - kryesori, magnetik, orbital dhe shpretka - momenti magnetik i lëvizjes së një grimce elementare, i shprehur në terma sasiorë. Gjeja kryesore kuantike numri shënohet n.Nëse kuanti kryesor numri rritet, atëherë si orbita ashtu edhe energjia e elektronit rriten në përputhje me rrethanat. Sa më e vogël të jetë vlera e n, aq më e madhe është vlera e bashkëveprimit energjetik të elektronit me bërthamën. Nëse energjia totale e elektroneve është minimale, atëherë një gjendje e tillë e atomit quhet e pangacmuar ose e tokëzuar. Gjendja e një atomi me vlerë të lartë energjetike quhet e ngacmuar. Në nivelin e energjisë, më i madhi numri elektronet mund të përcaktohen me formulën N = 2n2. Kur një elektron kalon nga një nivel energjie në tjetrin, kuanti kryesor numri.Në teorinë kuantike pranohet pohimi se energjia e një elektroni është e kuantizuar, domethënë mund të marrë vetëm vlera diskrete, të përcaktuara. Për të ditur gjendjen e një elektroni në një atom, është e nevojshme të merret parasysh energjia e elektronit, forma e resë elektronike dhe parametra të tjerë. Nga sfera e numrave natyrorë, ku n mund të jetë e barabartë me 1 dhe 2, dhe 3 e kështu me radhë, kuanti kryesor numri mund të marrë çdo vlerë. Në teorinë kuantike, nivelet e energjisë shënohen me shkronja, vlera e n me numra. Numri i periudhës ku ndodhet elementi është i barabartë me numrin e niveleve të energjisë në atom, i cili është në gjendjen bazë. Të gjitha nivelet e energjisë përbëhen nga nënnivele. Nënniveli përbëhet nga orbitalet atomike, të cilat përcaktohen, të karakterizuara nga kuanti kryesor numri m n, orbitale numri m l dhe kuantike numri m ml. Numri i nënniveleve të çdo niveli nuk e kalon vlerën n. Ekuacioni i valës së Schrödinger-it është përshkrimi më i përshtatshëm i strukturës elektronike të një atomi.

Vlera numerike kuantike e disa ndryshoreve të kuantizuara të një objekti mikroskopik, që karakterizon gjendjen e grimcës, quhet numër kuantik. Një atom i një elementi kimik përbëhet nga një bërthamë dhe një shtresë elektronike. Gjendja e një elektroni karakterizohet nga kuanti i tij numrat.

Do t'ju duhet

• tabelë periodike

Udhëzim

Numri kuantik i orbitalit 2 mund të marrë vlera nga 0 në n-2, duke karakterizuar formën e orbitaleve. Ai gjithashtu karakterizon nënshtresën në të cilën ndodhet elektroni. Numri kuantik 2 ka gjithashtu një përcaktim shkronjash. Numrat kuantikë 2 = 0, 1, 2, 3, 4 korrespondojnë me emërtimet 2 = s, p, d, f, g... Emërtimet e shkronjave në shënimin që tregojnë konfigurimin elektronik të një elementi kimik janë gjithashtu të pranishëm. Ata përcaktojnë numrin kuantik. Pra, mund të ketë deri në 2*(2l+1) elektrone në një nënshell.

Numri kuantik ml quhet magnetik, ndërsa l shtohet më poshtë si indeks. Të dhënat e tij tregojnë orbitalën atomike, duke marrë vlerat nga 1 në -1. Vlera totale (21+1).

Elektroni do të jetë një fermion, me një spin gjysmë të plotë, i cili është i barabartë me ½. Numri i tij kuantik do të marrë dy vlera, përkatësisht: ½ dhe -½. Dhe gjithashtu bëni dy projeksione të elektronit në bosht dhe konsiderohuni si numri kuantik ms.

Video të ngjashme

Një atom përbëhet nga një bërthamë dhe rrethina e saj. elektronet, të cilat rrotullohen rreth tij në orbitale atomike dhe formojnë shtresa elektronike (nivele të energjisë). Numri i grimcave të ngarkuara negativisht në nivelet e jashtme dhe të brendshme përcakton vetitë e elementeve. Numri elektronet të përfshira në atom, mund të gjendet duke ditur disa pika kyçe.

Do t'ju duhet

• - letër;
• - një stilolaps;
• - sistemi periodik i Mendelejevit.

Udhëzim

Për të përcaktuar sasinë elektronet, përdorni sistemin periodik të D.I. Mendelejevi. Në këtë tabelë, elementët janë të renditur në një sekuencë të caktuar, e cila është e lidhur ngushtë me strukturën e tyre atomike. Duke ditur që ngarkesa pozitive e një atomi është gjithmonë e barabartë me numrin atomik të elementit, ju mund të gjeni lehtësisht numrin e grimcave negative. Në fund të fundit, dihet se atomi në tërësi është neutral, që do të thotë se numri elektronet do të jetë i barabartë me numrin e protoneve dhe numrin e elementit në tabelë. Për shembull, numri serial i aluminit është 13. Prandaj, sasia elektronet do të ketë 13, natriumi do të ketë 11, hekuri do të ketë 26, e kështu me radhë.

Nëse keni nevojë të gjeni sasinë elektronet në nivelet e energjisë, së pari përsëritni parimin e Palit dhe rregullin e Hundit. Më pas shpërndani grimcat negative sipas niveleve dhe nënnivele duke përdorur të njëjtin sistem periodik, ose më mirë periudhat dhe grupet e tij. Pra, numri i rreshtit horizontal (periudha) tregon numrin e shtresave të energjisë, dhe vertikale (grupi) - numrin elektronet në nivelin e jashtëm.

Elektronet

Tre postulate

E gjithë mekanika kuantike përbëhet nga parimi i relativitetit të matjeve, parimi i pasigurisë së Heisenberg dhe parimi i komplementaritetit të N. Bohr-it. Gjithçka që vijon në mekanikën kuantike bazohet në këto tre postulate. Ligjet e mekanikës kuantike janë baza për studimin e strukturës së materies. Me ndihmën e këtyre ligjeve, shkencëtarët zbuluan strukturën e atomeve, shpjeguan sistemin periodik të elementeve, studiuan vetitë e grimcave elementare dhe kuptuan strukturën e bërthamave atomike. Me ndihmën e mekanikës kuantike, shkencëtarët shpjeguan varësinë nga temperatura, llogaritën madhësinë e trupave të ngurtë dhe kapacitetin e nxehtësisë së gazeve, përcaktuan strukturën dhe kuptuan disa veti të trupave të ngurtë.

Parimi i relativitetit të matjeve

Ky parim bazohet në rezultatet e matjes së një sasie fizike në varësi të procesit të matjes. Me fjalë të tjera, sasia fizike e vëzhguar është eigenvlera e sasisë fizike përkatëse. Besohet se jo gjithmonë saktësia e matjes rritet me përmirësimin e instrumenteve matëse. Ky fakt është përshkruar dhe shpjeguar nga W. Heisenberg në parimin e tij të famshëm të pasigurisë.

Parimi i pasigurisë

Sipas parimit të pasigurisë, me rritjen e saktësisë së matjes së shpejtësisë së lëvizjes së një grimce elementare, rritet pasiguria e vendndodhjes së saj në hapësirë ​​dhe anasjelltas. Ky zbulim i W. Heisenberg u parashtrua nga N. Bohr si një pozicion metodologjik i pakushtëzuar.

Pra, matja është procesi më i rëndësishëm i kërkimit. Për të kryer matjen, kërkohet një shpjegim i veçantë teorik dhe metodologjik. Dhe mungesa e tij shkakton pasiguri.Matja përmban karakteristikat e saktësisë dhe objektivitetit. Shkencëtarët modernë besojnë se është matja e bërë me saktësinë e kërkuar që shërben si faktori kryesor në njohuritë teorike dhe eliminon pasigurinë.

Parimi i komplementaritetit

Mjetet e vëzhgimit janë në lidhje me objektet kuantike. Parimi i komplementaritetit është se të dhënat e marra në kushte eksperimentale nuk mund të përshkruhen në një pamje të vetme. Këto të dhëna janë shtesë në kuptimin që tërësia e fenomeneve jep një pasqyrë të plotë të vetive të objektit. Bohr zbatoi parimin e komplementaritetit jo vetëm në shkencat fizike. Ai besonte se mundësitë e qenieve të gjalla janë të shumëanshme dhe varen nga njëra-tjetra, se duke i studiuar ato, duhet t'i drejtohesh përsëri dhe përsëri plotësimit të të dhënave vëzhguese.

Këshilla të dobishme

Për të shpjeguar plotësisht strukturën e predhave elektronike të atomeve për të gjitha rastet, përveç parimit Pauli, duhet të dini gjithashtu parimin e energjisë më të vogël dhe rregullin e Hundit.

Burimet:

• "Parimet e Kimisë", N.E. Kuzmenko, V.V. Eremin, V.A. Popkov, 2008.

Nënniveli: s p d f g

Për n = 1, l = 0, për n = 2, l = 0, 1, për n = 3, l = 0, 1, 2, e kështu me radhë. Kështu, niveli i parë ka një nënnivel: s - nënniveli; e dyta - dy: s- dhe p-nënnivele; e treta - tre: s-, p-, d- nënnivelet e kështu me radhë. Prandaj është e qartë se numri i nivelit tregon numrin e nënniveleve që ka. Sekuenca e nënniveleve në çdo nivel është si më poshtë: s-, p-, d-nënnivele, e kështu me radhë.

Një nënnivel energjie është një grup gjendjesh elektronike të karakterizuara nga një grup i caktuar numrash kuantikë n dhe l .

Gjendja e një elektroni karakterizohet nga vlera të caktuara të numrave kuantikë kryesorë dhe orbitalë. Për shembull: hyrja 3p tregon se elektroni është në nivelin e tretë të energjisë në nënnivelin p.

Nëse l = 0, atëherë rajoni i hapësirës (re elektronike), ku probabiliteti për të gjetur një elektron do të jetë më i madhi, është një sferë (s-re). Nëse l \u003d 1, atëherë rajoni i vendndodhjes më të mundshme të një elektroni është një figurë e zgjatur vëllimore tetë (p-re); për l = 2, një rajon i tillë i hapësirës është një katërkëndësh voluminoze (d-re).

Numri i tretë kuantikështë numri kuantik magnetik m , karakterizon numrin e mënyrave të orientimit të ndërsjellë të reve elektronike (orbitaleve) në hapësirë. Numri kuantik magnetik varet nga vlerat e numrit kuantik orbital: m = -l … 0 …+l. Prandaj, për çdo l, numri magnetik m merr vlera (2l + 1) (çdo vlerë e l korrespondon me një numër vlerash të numrit kuantik magnetik, të cilat ndryshojnë nga -l në +l, duke përfshirë 0 ). Numri i vlerave të numrit kuantik magnetik tregon numrin e orientimeve të resë elektronike në hapësirë, të cilat janë të barabarta me numrin e orbitaleve në një nënnivel të caktuar.

Nëse l = 0 (s), atëherë m = 0, numri kuantik magnetik ka një vlerë për një vlerë të caktuar të numrit kuantik orbital, prandaj, ka vetëm një orbitale në nënnivelin s. Për l = 1 (p), m = -1, 0, 1. Kështu, nënniveli p përbëhet nga tre orbitale. Arsyetim i ngjashëm mund të kryhet për vlera të tjera të numrit kuantik orbital. Të gjitha orbitalet që i përkasin të njëjtit nënnivel kanë të njëjtën energji dhe quhen i degjeneruar.

Numri i përgjithshëm i orbitaleve që përbëjnë çdo nivel energjetik (shtresa kuantike) është n 2, dhe numri i orbitaleve që përbëjnë një nënnivel është (2l + 1).

Tani mund të japim përkufizimin e mëposhtëm të një orbitale:

Gjendja e një elektroni në një atom, e karakterizuar nga vlera të caktuara të numrave kuantikë n, l dhe m, d.m.th. madhësive të caktuara, formës dhe orientimit në hapësirën e resë elektronike, quhet orbita e elektroneve atomike

numri i katërt kuantikështë numri kuantik spin (s), që karakterizon momentin e brendshëm mekanik të elektronit të shoqëruar me rrotullimin e elektronit rreth boshtit të tij kur ai lëviz rreth bërthamës. Ky numër mund të ketë vetëm dy vlera, ose +1/2 ose -1/2 (një elektron mund të rrotullohet ose në drejtim të akrepave të orës ose në të kundërt).

RENDI I PLOTËSIMIT SIPAS ELEKTRONEVE NIVELE, NËNNIVELE DHE ORBITALE TË ATOMIT

Struktura e një atomi me elektrone të shpërndara në nivele, nënnivele dhe orbitale quhet konfigurimi elektronik i atomit. Konfigurimi elektronik është shkruar duke përdorur formulën elektronike. Për shembull: hyrja 1s 1 do të thotë që elektroni është në nivelin e parë të energjisë (1 është vlera e numrit kuantik kryesor), në nënnivelin s (shkronja s "kodron"" vlerën e numrit kuantik orbital është e barabartë në 0 (l = 0), dhe numri 1 mbi shkronjën s tregon numrin e elektroneve. Kjo është formula elektronike e atomit të hidrogjenit. Cila është rendi i popullimit të niveleve, nënniveleve dhe orbitaleve të një multi-elektroni atom?Shpërndarja e elektroneve në një atom që është në gjendjen bazë përcaktohet nga ngarkesa e bërthamës atomike.në përputhje me parimet e mëposhtme.

1. Parimi i energjisë minimale.

Gjendja bazë (ose e qëndrueshme) e një atomi korrespondon me energjinë totale minimale të elektroneve.

Nëse një atomi i jepet energji, ai kalon në një gjendje të ngacmuar. Në gjendjen e ngacmuar, atomi është i paqëndrueshëm, ai ekziston në të për rreth 10 -8 sekonda, dhe më pas kalon në gjendjen bazë, ndërsa lëshon një sasi energjie. Energjia e niveleve dhe nënniveleve rritet në përputhje me skemën:

E(1s)‹E(2s)‹E(2p)‹E(3s)‹E(3p)‹E(4s)‹E(3d)‹E(4p)‹E(5s)‹E(4d)‹ E(5p)‹E(6s)‹E(4f)‹E(5d).

Në gjendjen e pangacmuar të atomit, çdo elektron i ri hyn në nivelin dhe nënnivelin ku energjia e tij është minimale.

2. Parimi Pauli.

Një atom nuk mund të ketë elektrone që kanë katër numra kuantikë identikë.

Një pasojë e rëndësishme rrjedh nga parimi Pauli, i cili përcakton numrin maksimal të elektroneve në një orbital. Çdo orbital mund të mbajë vetëm dy elektrone me rrotullime të kundërta. Dy elektrone të tilla të vendosura në të njëjtën orbitale formojnë një çift elektronik. Le ta tregojmë këtë me shembullin e popullsisë së orbitalit 1s nga elektronet:

Numrat kuantikë n l m s

Elektroni i parë 1 0 0 + ½

Elektroni i dytë 1 0 0 - ½

Tani mund të specifikojmë numrin maksimal të elektroneve në nënnivele: s 2 , p 6 , d 10 , f 14 . Numri maksimal i elektroneve në çdo nënnivel mund të llogaritet duke përdorur formulën: 2(2l + 1).

3. Parimi i tretë është rregulli i Hundit.

Kur orbitalet e degjeneruara të secilit nënnivel të caktuar mbushen me elektrone, numri i elektroneve të paçiftuara në të duhet të jetë maksimal.

Në praktikë, kjo do të thotë që, për shembull, një atom azoti ka tre elektrone në nënnivelin p, dhe të gjithë ata duhet të zënë orbitalin e tyre (nuk duhet të ketë elektrone të çiftëzuar në atomin e azotit në nënnivelin p). Vetëm në atomin e oksigjenit, kur të tre orbitalet tashmë janë të zëna nga elektronet, elektroni i katërt zë vendin e tij në orbitalën e zënë tashmë nga një elektron tjetër.

Nëse dy elektrone zënë dy orbitale të ndryshme, atëherë ndërveprimi ndërmjet tyre do të jetë më i vogël dhe energjia totale e sistemit do të jetë më e vogël. Një elektron që është i vetëm në një orbital quhet elektron i paçiftuar. Elektrone të tilla, sipas teorisë spin të valencës, përcaktojnë valencën e elementit.

FORMULA ELEKTRONIKE E ELEMENTEVE I - IV PERIUDHA TE SISTEMIT PERIODIK TE ELEMENTEVE

Periudha e pare:

1 H 1s 1 , 2 He 1s 2 .

Elementet e periudhës së parë kanë një nivel elektronik me një nënnivel. Hidrogjeni ka një elektron, dhe heliumi ka dy. Ata mbushën nivelin e parë elektronik - periudha e parë përfundoi me helium.

Periudha e dytë.

Elementet e periudhës së dytë tashmë kanë dy nivele elektronike, i pari është plotësuar plotësisht dhe i dyti është për t'u plotësuar. Niveli i dytë ka dy nënnivele: s- dhe p-nënnivele. Ato janë të mbushura me elektrone sipas parimeve të mësipërme.

3 Li 1s 2 2s 1 7 N 1s 2 2s 2 2p 3

4 Bëhu 1s 2 2s 2 8 O 1s 2 2s 2 2p 4

5 B 1s 2 2s 2 2p 1 9 F 1s 2 2s 2 2p 5

6 C 1s 2 2s 2 2p 2 10 Ne 1s 2 2s 2 2p 6

Në neoni, niveli i dytë i energjisë ishte i mbushur me elektrone, dhe periudha e dytë përfundon në neoni. Niveli i dytë i energjisë ka 8 elektrone dhe, në përputhje me rrethanat, 8 elementë. Një guaskë me një konfigurim 1s 2 shënohet me shkronjën K, një guaskë me një konfigurim 2s 2 2p 6 shënohet me L.

Periudha e tretë.

Elementet e periudhës së tretë kanë tre nivele elektronike, i treti është i jashtëm. Ai ka tre nënnivele që kanë 9 orbitale. Prandaj, numri maksimal i elektroneve në këtë nivel është 18 (2 elektrone në nënnivelin s, 6 në nënnivelin p dhe 10 në nënnivelin d). Megjithatë, sipas diagramit të energjisë, elektronet mbushin dy nënnivelet e para të nivelit të tretë. Dy elektronet e ardhshme popullojnë nënnivelin 4s, pasi energjia e tij është më e vogël se energjia e nënnivelit 3d.

11 Na (K,L)3s 1 15 P (K,L)3s 2 3p 3

12 Mg (K,L)3s 2 16 S (K,L)3s 2 3p 4

13 Al (K,L)3s 2 3p 1 17 Cl (K,L)3s 2 3p 5

14 Si (K,L)3s 2 3p 2 18 Ar (K,L)3s 2 3p 6

Argoni përfundon periodën e tretë.

Periudha e katërt

Kjo është periudha e parë e madhe. Fillon me kalium dhe kalcium, në të cilin elektronet mbushin nënnivelin 4s (është energjikisht më i favorshëm).

19 K (K,L)3s 2 3p 6 4s 1

20 Ca(K,L)3s 2 3p 6 4s 2

Më pas, elektronet popullojnë nënnivelin 3d, të rradhës për sa i përket energjisë. Këtu hasim disa veçori. Nga 21 Sc deri në 23 V, elektronet e çdo elementi tjetër arrijnë një nga një në nënnivelin 3d.

21 Sc 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2

Nënniveli 3d shkruhet para 4s, pasi numri kuantik 4 është më i madh se numri kuantik 3.

22 Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2

23V 1s2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2

Për kromin, ndodh kjo: elektroni tjetër shfaqet në nënnivelin 3d dhe një elektron nga nënniveli 4s kalon në të njëjtin nënnivel. Kjo shpjegohet me faktin se, siç tregohet nga fizikanët teorikë, më të qëndrueshmet janë nënnivelet e mbushura në gjysmë të rrugës me elektrone ose plotësisht. Ky fenomen quhet "dështimi" i një elektroni (një elektron nga nënniveli 4s bie në nënnivelin 3d), doli që konfigurimet d 5 dhe d 10 janë më të qëndrueshme se konfigurimet d 4 dhe d 9. Prandaj, ""dështimi"" i ardhshëm i elektronit do të jetë gjithashtu në bakër.

24 kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

25 min 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2

26 Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3P 6 3d 6 4s 2

27 Co 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2

28 Ni 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1

30 Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2

Duke analizuar konfigurimet elektronike të elementeve të ndryshëm, mund të vërejmë se konfigurimet e niveleve të jashtme elektronike përsëriten periodikisht. Pra, litiumi, natriumi, kaliumi, rubidiumi, ceziumi dhe franciumi kanë një elektron në nivelin e jashtëm elektronik; berilium, magnez, kalcium, stroncium, barium dhe radium - dy elektrone etj. Elementet me një konfigurim të ngjashëm elektronik quhen homologë elektronikë. Këta elementë kanë veti kimike të ngjashme, por aktivitet kimik të ndryshëm.

Varësisht se cili nënnivel i një niveli të caktuar energjetik është i mbushur me elektrone i fundit, elementët mund të ndahen në familjet e mëposhtme:

1. s-elementet , për këta elementë, i fundit plotësohet nënniveli s i nivelit të jashtëm të energjisë;

2. p-elementet , elektronet e tyre mbushin nënnivelin p të nivelit të jashtëm të energjisë;

3. d-Elementet, elektronet e tyre mbushin nënnivelin d të nivelit të parafundit të energjisë ((n - 1)d-nënnivel;

4. F-elementet, elektronet e tyre mbushin nënnivelin f të nivelit të tretë nga jashtë ((n - 2)f-nënniveli).