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

Bir atomun elektron ve elektron kabuğu

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

Pirinç. 1. Atom.

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

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

Pirinç. 2. Elektron yörüngelerinin şekilleri.

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

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

burada N maksimum elektron sayısıdır ve n enerji seviyesinin sayısıdır.

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

Atomların elektronik kabuklarının yapısı

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

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

1803 yılında “Katlı Oranlar Yasası”nı keşfetti. Bu teori, eğer belirli bir kimyasal element diğer elementlerle bileşikler oluşturabilirse, kütlesinin her bir kısmı için diğer maddenin kütlesinin bir kısmı olacağını ve aralarındaki ilişkilerin küçük tam sayılar arasındaki ilişkilerle aynı olacağını belirtir. Bu, kompleksi açıklamaya yönelik ilk girişimdi.1808 yılında aynı bilim adamı, keşfettiği yasayı açıklamaya çalışırken, farklı elementlerdeki atomların farklı kütlelere sahip olabileceğini öne sürdü.

Atomun ilk modeli 1904'te oluşturuldu. Bilim insanları bu modeldeki elektronik öğeye "kuru üzümlü tatlı" adını verdiler. Bir atomun, bileşenlerinin eşit şekilde karıştırıldığı pozitif yüklü bir cisim olduğuna inanılıyordu. Böyle bir teori, atomun bileşenlerinin hareket halinde mi yoksa hareketsiz mi olduğu sorusuna cevap veremezdi. Bu nedenle Japon Nagaoka, "puding" teorisiyle neredeyse eş zamanlı olarak, bir atomun elektron kabuğunun yapısını güneş sistemine benzettiği bir teori öne sürdü. Ancak Wien, bir atomun etrafında dönerken bileşenlerinin enerji kaybetmesi gerektiğini ve bunun elektrodinamik yasalarına uymadığını öne sürerek gezegen teorisini reddetti.

Yirminci yüzyılın başlarında gezegen teorisi nihayet kabul edildi. Güneş etrafındaki bir gezegen gibi çekirdeğin yörüngesi boyunca hareket eden her elektronun kendi yörüngesine sahip olduğu ortaya çıktı.

Ancak daha sonraki deneyler ve çalışmalar bu görüşü çürüttü. Elektronların kendilerine ait bir yörüngeye sahip olmadığı ortaya çıktı ancak bu parçacığın en sık kendisini bulduğu bölgeyi tahmin etmek mümkün. Çekirdeğin etrafında dönen elektronlar, elektron kabuğu adı verilen bir yörünge oluşturur. Artık atomların elektron kabuklarının yapısını incelememiz gerekiyordu. Fizikçiler şu sorularla ilgileniyorlardı: Elektronlar tam olarak nasıl hareket ediyor? Bu harekette düzen var mı? Belki hareket kaotiktir?

Atomun atası ve aynı önde gelen bilim adamlarının bir kısmı kanıtladı: elektronlar kabuk katmanlarında dönüyor ve hareketleri belirli yasalara karşılık geliyor. Atomların elektronik kabuklarının yapısını yakından ve ayrıntılı olarak incelemek gerekiyordu.

Kimya için bu yapıyı bilmek özellikle önemlidir, çünkü bir maddenin özellikleri, zaten açık olduğu gibi, elektronların yapısına ve davranışına bağlıdır. Bu açıdan bakıldığında elektron yörüngesinin davranışı bu parçacığın en önemli özelliğidir. Elektronların bir atomun çekirdeğine ne kadar yakınsa, elektron-çekirdek bağını kırmak için o kadar fazla çaba uygulanması gerektiği bulundu. Çekirdeğin yakınında bulunan elektronlar onunla maksimum bağlantıya sahiptir, ancak minimum enerji miktarına sahiptir. Dış elektronlar için ise tam tersine çekirdekle bağlantı zayıflar ve enerji rezervi artar. Böylece atom çevresinde elektron katmanları oluşur. Atomların elektronik kabuklarının yapısı daha net hale geldi. Enerji seviyelerinin (katmanlarının) benzer enerji rezervlerine sahip parçacıklar oluşturduğu ortaya çıktı.

Bugün enerji seviyesinin n'ye bağlı olduğu bilinmektedir (bu, 1'den 7'ye kadar tam sayılara karşılık gelir. Atomların elektron kabuklarının yapısı ve her seviyedeki en fazla elektron sayısı, N = 2n2 formülü ile belirlenir.

Bu formüldeki büyük harf her seviyedeki en fazla elektron sayısını, küçük harf ise bu seviyenin seri numarasını gösterir.

Atomların elektronik kabuğunun yapısı, ilk kabukta ikiden fazla atom ve dördüncüde 32'den fazla atom olamayacağını belirler. Dış, tamamlanmış seviye 8'den fazla elektron içermez. Daha az elektrona sahip katmanlar eksik olarak kabul edilir.

Atomik yörünge- Bir atomdaki elektronun durumu. Yörüngenin sembolü. Her yörüngenin karşılık gelen bir elektron bulutu vardır.

Temel (uyarılmamış) durumdaki gerçek atomların yörüngeleri dört türdendir: S, P, D Ve F.

Elektronik bulut- yüzde 90 (veya daha fazla) olasılıkla bir elektronun bulunabileceği uzay kısmı.

Bir atomun elektron kabuğu katmanlıdır. Elektronik katman aynı büyüklükteki elektron bulutlarından oluşur. Bir katman formunun yörüngeleri elektronik ("enerji") seviyesi, enerjileri hidrojen atomu için aynı, ancak diğer atomlar için farklıdır.

Aynı türdeki yörüngeler gruplandırılır. elektronik (enerji) alt seviyeler:
S-alt düzey (birinden oluşur S-orbitaller), sembol - .
P-alt düzey (üçten oluşur) P
D-alt seviye (beşten oluşur) D-orbitaller), sembol - .
F-alt düzey (yediden oluşur) F-orbitaller), sembol - .

Aynı alt seviyedeki yörüngelerin enerjileri aynıdır.

Alt seviyeleri belirlerken, alt seviye sembolüne katman numarası (elektronik seviye) eklenir, örneğin: 2 S, 3P, 5D araç S-ikinci seviyenin alt seviyesi, P-üçüncü seviyenin alt seviyesi, D-beşinci seviyenin alt seviyesi.

Bir seviyedeki alt seviyelerin toplam sayısı seviye numarasına eşittir N. Bir seviyedeki toplam yörünge sayısı eşittir N 2. Buna göre bir katmandaki toplam bulut sayısı da şuna eşittir: N 2 .

Tanımlar: - serbest yörünge (elektronsuz), - eşlenmemiş elektronlu yörünge, - elektron çiftli yörünge (iki elektronlu).

Elektronların bir atomun yörüngelerini doldurma sırası üç doğa kanunu tarafından belirlenir (formülasyonlar basitleştirilmiş terimlerle verilmiştir):

1. En az enerji ilkesi: Elektronlar, yörüngelerin enerjisini arttıracak şekilde yörüngeleri doldurur.

2. Pauli ilkesi: Bir yörüngede ikiden fazla elektron bulunamaz.

3. Hund kuralı - bir alt seviyede, elektronlar önce boş yörüngeleri doldurur (birer birer) ve ancak bundan sonra elektron çiftleri oluştururlar.

Elektronik seviyedeki (veya elektron katmanındaki) toplam elektron sayısı 2'dir N 2 .

Alt seviyelerin enerjiye göre dağılımı şu şekilde ifade edilir (artan enerji sırasına göre):

1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S, 5F, 6D, 7P ...

Bu dizi, bir enerji diyagramıyla açıkça ifade edilir:

Bir atomun elektronlarının seviyeler, alt seviyeler ve yörüngeler arasındaki dağılımı (bir atomun elektronik konfigürasyonu), bir elektron formülü, bir enerji diyagramı veya daha basit bir şekilde elektron katmanlarının bir diyagramı ("elektron diyagramı") olarak gösterilebilir.

Atomların elektronik yapısına örnekler:

Değerlik elektronları- kimyasal bağların oluşumunda rol alabilen bir atomun elektronları. Herhangi bir atom için, bunların tümü dış elektronlar artı enerjisi dıştakilerden daha büyük olan ön-dış elektronlardır. Örneğin: Ca atomunun 4 dış elektronu vardır S 2, bunlar aynı zamanda değerliktir; Fe atomunun 4 dış elektronu vardır S 2 ama 3'ü var D 6, dolayısıyla demir atomunun 8 değerlik elektronu vardır. Kalsiyum atomunun değerlik elektronik formülü 4'tür S 2 ve demir atomları - 4 S 2 3D 6 .

Kimyasal elementlerin periyodik kanunu(modern formülasyon): kimyasal elementlerin özellikleri ve bunların oluşturduğu basit ve karmaşık maddeler periyodik olarak atom çekirdeğinin yükünün değerine bağlıdır.

Periyodik tablo- periyodik yasanın grafik ifadesi.

Doğal dizi kimyasal elementler- Atomlarının çekirdeklerindeki artan proton sayısına göre veya aynı şekilde bu atomların çekirdeklerinin artan yüklerine göre düzenlenmiş bir dizi kimyasal element. Bu serideki bir elementin atom numarası, bu elementin herhangi bir atomunun çekirdeğindeki proton sayısına eşittir.

Kimyasal elementler tablosu, doğal kimyasal element serilerinin "kesilmesiyle" oluşturulur. dönemler(tablonun yatay satırları) ve benzer elektronik atom yapısına sahip elementlerin gruplandırılması (tablonun dikey sütunları).

Öğeleri gruplar halinde birleştirme şeklinize bağlı olarak tablo şu şekilde olabilir: uzun dönem(aynı sayıda ve türde değerlik elektronuna sahip elementler gruplar halinde toplanır) ve kısa süre(aynı sayıda değerlik elektronuna sahip elementler gruplar halinde toplanır).

Kısa dönem tablosu grupları alt gruplara ayrılmıştır ( ana Ve taraf), uzun dönem tablosundaki gruplarla çakışıyor.

Aynı periyoda ait elementlerin tüm atomları, periyot sayısına eşit, aynı sayıda elektron katmanına sahiptir.

Periyotlardaki element sayısı: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Sekizinci periyodun elementlerinin çoğu yapay olarak elde edildi, bu periyodun son elementleri henüz sentezlenmedi. İlki dışındaki tüm periyotlar alkali metal oluşturan bir elementle (Li, Na, K, vb.) başlar ve soy gaz oluşturan bir elementle (He, Ne, Ar, Kr, vb.) biter.

Kısa dönem tablosunda her biri iki alt gruba (ana ve ikincil) ayrılan sekiz grup vardır; uzun dönem tablosunda ise Romen rakamlarıyla A veya B harfleriyle numaralandırılmış on altı grup vardır. örnek: IA, IIIB, VIA, VIIB. Uzun dönem tablosunun IA grubu, kısa dönem tablosunun birinci grubunun ana alt grubuna karşılık gelir; grup VIIB - yedinci grubun ikincil alt grubu: geri kalanı - benzer şekilde.

Kimyasal elementlerin özellikleri doğal olarak gruplara ve periyotlara göre değişir.

Dönemler halinde (seri numarası arttıkça)

• nükleer yük artar
• dış elektronların sayısı artar,
• atomların yarıçapı azalır,
• elektronlar ile çekirdek arasındaki bağın gücü artar (iyonlaşma enerjisi),
• elektronegatiflik artar,
• basit maddelerin oksitleyici özellikleri arttırılır ("metaliklik"),
• basit maddelerin indirgeyici özellikleri zayıflar ("metallik"),
• Hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin temel karakterini zayıflatır,
• hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin asidik karakteri artar.

Gruplar halinde (artan seri numarasıyla)

İlk dört döneme ait elementlerin atomlarının elektronik kabuklarının yapısı: $s-$, $p-$ ve $d-$elementler. Bir atomun elektronik konfigürasyonu. Atomların zemin ve uyarılmış halleri

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

Elektronlar

İrlandalı fizikçi Stoney, deneylere dayanarak elektriğin tüm kimyasal elementlerin atomlarında bulunan en küçük parçacıklar tarafından taşındığı sonucuna vardı. 1891 $'da Bay Stoney bu parçacıklara "parçacıklar" adını vermeyi önerdi. elektronlar Yunanca'da "kehribar" anlamına gelen.

Elektron adını aldıktan birkaç yıl sonra İngiliz fizikçi Joseph Thomson ve Fransız fizikçi Jean Perrin, elektronların negatif yük taşıdığını kanıtladılar. Bu, kimyada $(–1)$ birimi olarak alınan en küçük negatif yüktür. Thomson, elektronun hızını (ışık hızına eşittir - 300.000 km/s) ve elektronun kütlesini (hidrojen atomunun kütlesinden 1836$ kat daha azdır) bile belirlemeyi başardı.

Thomson ve Perrin, bir akım kaynağının kutuplarını, havanın boşaltıldığı bir cam tüpe lehimlenmiş iki metal plakayla (bir katot ve bir anot) bağladılar. Elektrot plakalarına yaklaşık 10 bin volt voltaj uygulandığında, tüpte parlak bir deşarj parladı ve parçacıklar katottan (negatif kutup) bilim adamlarının ilk kez adlandırdığı anoda (pozitif kutup) uçtu. katot ışınları ve sonra bunun bir elektron akışı olduğunu keşfetti. Televizyon ekranındakiler gibi özel maddelere çarpan elektronlar bir parıltıya neden olur.

Sonuç çıkarıldı: Elektronlar, katodun yapıldığı malzemenin atomlarından kaçar.

Serbest elektronlar veya bunların akışı başka yollarla, örneğin bir metal telin ısıtılmasıyla veya periyodik tablonun I. grubunun ana alt grubunun (örneğin sezyum) elemanları tarafından oluşturulan metallere ışık tutularak elde edilebilir.

Bir atomdaki elektronların durumu

Bir atomdaki elektronun durumu, onun hakkındaki bilgilerin toplamı olarak anlaşılır. enerji belirli bir elektron uzay, bulunduğu yer. Bir atomdaki elektronun bir hareket yörüngesine sahip olmadığını zaten biliyoruz. sadece hakkında konuşabiliriz olasılıklarçekirdeğin etrafındaki boşluktaki konumu. Çekirdeği çevreleyen bu alanın herhangi bir yerine yerleştirilebilir ve farklı konumlar kümesi, belirli bir negatif yük yoğunluğuna sahip bir elektron bulutu olarak kabul edilir. Mecazi olarak, bu şu şekilde hayal edilebilir: Bir atomdaki bir elektronun konumunu, fotofinişte olduğu gibi saniyenin yüzde biri veya milyonda biri sonra fotoğraflamak mümkün olsaydı, o zaman bu tür fotoğraflardaki elektron bir nokta olarak temsil edilirdi. Bu tür sayısız fotoğraf üst üste bindirilseydi, resim, bu noktaların çoğunun bulunduğu, en büyük yoğunluğa sahip bir elektron bulutu olurdu.

Şekil, çekirdekten geçen bir hidrojen atomundaki böyle bir elektron yoğunluğunun "kesilmesini" göstermektedir ve kesikli çizgi, içinde bir elektronun tespit edilme olasılığının %90$ olduğu küreyi sınırlar. Çekirdeğe en yakın kontur, bir elektronu tespit etme olasılığının $%10$ olduğu, çekirdekten gelen ikinci konturun içinde bir elektronu tespit etme olasılığının $%20$ olduğu, üçüncü konturun içinde $≈%30 olduğu bir uzay bölgesini kapsar. $ vb. Elektronun durumunda bazı belirsizlikler vardır. Bu özel durumu karakterize etmek için Alman fizikçi W. Heisenberg kavramını ortaya attı. belirsizlik ilkesi yani Bir elektronun enerjisini ve konumunu aynı anda ve doğru bir şekilde belirlemenin imkansız olduğunu gösterdi. Bir elektronun enerjisi ne kadar kesin olarak belirlenirse konumu o kadar belirsiz olur ve bunun tersi de konumu belirledikten sonra elektronun enerjisini belirlemek imkansızdır. Bir elektronu tespit etmek için olasılık aralığının net sınırları yoktur. Ancak elektron bulma olasılığının maksimum olduğu bir uzayı seçmek mümkündür.

Atom çekirdeğinin etrafındaki elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu boşluğa yörünge denir.

Yaklaşık %90$$ tutarında elektron bulutu içerir, bu da elektronun uzayın bu kısmında bulunduğu zamanın yaklaşık %90$$'ı anlamına gelir. Şekillerine göre, $s, p, d$ ve $f$ Latin harfleriyle gösterilen, bilinen dört tür yörünge vardır. Şekilde bazı elektron yörünge formlarının grafiksel bir temsili gösterilmektedir.

Bir elektronun belirli bir yörüngedeki hareketinin en önemli özelliği çekirdeğe bağlanma enerjisidir. Benzer enerji değerlerine sahip elektronlar tek bir yapı oluşturur elektron katmanı, veya enerji seviyesi. Enerji seviyeleri çekirdekten başlayarak numaralandırılır: 1 $, 2, 3, 4, 5, 6$ ve 7$.

Enerji düzeyi sayısını ifade eden $n$ tamsayısına baş kuantum sayısı denir.

Belirli bir enerji seviyesini işgal eden elektronların enerjisini karakterize eder. Çekirdeğe en yakın olan birinci enerji seviyesindeki elektronlar en düşük enerjiye sahiptir. Birinci seviyedeki elektronlarla karşılaştırıldığında, sonraki seviyelerdeki elektronlar büyük miktarda enerji ile karakterize edilir. Sonuç olarak, dış seviyedeki elektronlar atom çekirdeğine en az sıkı bir şekilde bağlanır.

Bir atomdaki enerji seviyelerinin (elektronik katmanlar) sayısı, kimyasal elementin ait olduğu D.I. Mendeleev sistemindeki periyot sayısına eşittir: ilk periyodun elementlerinin atomları bir enerji seviyesine sahiptir; ikinci periyot - iki; yedinci dönem - yedi.

Bir enerji seviyesindeki en fazla elektron sayısı aşağıdaki formülle belirlenir:

burada $N$ maksimum elektron sayısıdır; $n$ seviye numarası veya ana kuantum numarasıdır. Sonuç olarak: çekirdeğe en yakın birinci enerji seviyesinde ikiden fazla elektron olamaz; ikincisinde - en fazla 8$$; üçüncüsünde - en fazla 18$$; dördüncüsünde - en fazla 32$$. Peki enerji seviyeleri (elektronik katmanlar) nasıl düzenlenir?

İkinci enerji seviyesinden $(n = 2)$ başlayarak, seviyelerin her biri çekirdeğe bağlanma enerjisinde birbirinden biraz farklı olan alt seviyelere (alt katmanlara) ayrılır.

Alt seviyelerin sayısı ana kuantum sayısının değerine eşittir: birinci enerji seviyesinin bir alt seviyesi vardır; ikincisi - iki; üçüncü - üç; dördüncü - dört. Alt seviyeler ise yörüngeler tarafından oluşturulur.

$n$'ın her değeri, $n^2$'a eşit sayıda yörüngeye karşılık gelir. Tabloda sunulan verilere göre, $n$ baş ​​kuantum sayısı ile alt düzey sayısı, yörünge türü ve sayısı ve alt düzey ve düzeydeki maksimum elektron sayısı arasındaki bağlantı izlenebilir.

Ana kuantum sayısı, yörünge türleri ve sayısı, alt düzey ve düzeylerdeki maksimum elektron sayısı.

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

• $s$-alt düzey - atom çekirdeğine en yakın her enerji düzeyinin ilk alt düzeyi, bir $s$-orbitalinden oluşur;
• $p$-alt düzey - birinci enerji düzeyi dışında her birinin ikinci alt düzeyi üç $p$-orbitalinden oluşur;
• $d$-alt seviye - üçüncü enerji seviyesinden başlayarak her birinin üçüncü alt seviyesi beş $d$-orbitalden oluşur;
• Dördüncü enerji seviyesinden başlayarak her birinin $f$-alt seviyesi yedi $f$-orbitalinden oluşur.

Atom çekirdeği

Ancak atomların parçası olan yalnızca elektronlar değildir. Fizikçi Henri Becquerel, uranyum tuzu içeren doğal bir mineralin aynı zamanda bilinmeyen radyasyon yayarak ışıktan korunan fotoğraf filmlerini açığa çıkardığını keşfetti. Bu fenomene çağrıldı radyoaktivite.

Üç tür radyoaktif ışın vardır:

1. $α$-ışınları, bir elektronun yükünden 2$ kat daha fazla yüke sahip, ancak pozitif işaretli ve bir hidrojen atomunun kütlesinden 4$ kat daha büyük bir kütleye sahip $α$-parçacıklarından oluşur;
2. $β$-ışınları bir elektron akışını temsil eder;
3. $γ$-ışınları, ihmal edilebilir kütleye sahip, elektrik yükü taşımayan elektromanyetik dalgalardır.

Sonuç olarak atom karmaşık bir yapıya sahiptir; pozitif yüklü bir çekirdek ve elektronlardan oluşur.

Bir atomun yapısı nasıldır?

1910'da, Londra yakınlarındaki Cambridge'de Ernest Rutherford ile öğrencileri ve meslektaşları, ince altın folyodan geçen ve ekrana düşen $α$ parçacıklarının saçılımını incelediler. Alfa parçacıkları genellikle orijinal yönden yalnızca bir derece saptı, bu da görünüşte altın atomlarının özelliklerinin tekdüzeliğini ve tekdüzeliğini doğruluyor. Ve aniden araştırmacılar bazı $α$ parçacıklarının sanki bir tür engelle karşılaşmış gibi aniden yollarının yönünü değiştirdiğini fark ettiler.

Rutherford, folyonun önüne bir ekran yerleştirerek, altın atomlarından yansıyan $α$ parçacıklarının ters yönde uçtuğu nadir durumları bile tespit edebildi.

Hesaplamalar, atomun tüm kütlesinin ve tüm pozitif yükünün küçük bir merkezi çekirdekte yoğunlaşması durumunda gözlemlenen olayların meydana gelebileceğini gösterdi. Çekirdeğin yarıçapının, negatif yüklü elektronların bulunduğu bölge olan tüm atomun yarıçapından 100.000 kat daha küçük olduğu ortaya çıktı. Mecazi bir karşılaştırma yaparsak, bir atomun tüm hacmi Luzhniki'deki stadyuma, çekirdeği ise sahanın ortasında bulunan bir futbol topuna benzetilebilir.

Herhangi bir kimyasal elementin bir atomu küçük bir güneş sistemiyle karşılaştırılabilir. Bu nedenle Rutherford'un önerdiği bu atom modeline gezegen denir.

Protonlar ve Nötronlar

Atomun tüm kütlesinin yoğunlaştığı minik atom çekirdeğinin iki tür parçacıktan (protonlar ve nötronlar) oluştuğu ortaya çıktı.

Protonlar elektronların yüküne eşit fakat $(+1)$ işaretinin tersi olan bir yüke ve hidrojen atomunun kütlesine eşit bir kütleye sahiptir (kimyada birlik olarak alınır). Protonlar $↙(1)↖(1)p$ (veya $p+$) işaretiyle gösterilir. Nötronlar yük taşımazlar, nötrdürler ve bir protonun kütlesine eşit bir kütleye sahiptirler; 1$$. Nötronlar $↙(0)↖(1)n$ (veya $n^0$) işaretiyle gösterilir.

Proton ve nötronların toplamına denir nükleonlar(lat. çekirdek- çekirdek).

Bir atomdaki proton ve nötron sayılarının toplamına ne ad verilir? kütle Numarası. Örneğin bir alüminyum atomunun kütle numarası:

İhmal edilebilecek kadar küçük olan elektronun kütlesi ihmal edilebileceğinden, atomun tüm kütlesinin çekirdekte toplandığı açıktır. Elektronlar şu şekilde tanımlanır: $e↖(-)$.

Atom elektriksel olarak nötr olduğundan, şu da açıktır ki bir atomdaki proton ve elektron sayısının aynı olmasıdır. Kimyasal elementin atom numarasına eşittir, Periyodik Tabloda kendisine atanmıştır. Örneğin, bir demir atomunun çekirdeğinde 26$ değerinde proton bulunur ve çekirdeğin etrafında 26$ değerinde elektron döner. Nötron sayısı nasıl belirlenir?

Bilindiği gibi bir atomun kütlesi proton ve nötronların kütlesinden oluşur. $(Z)$ öğesinin seri numarasını bilmek, yani. proton sayısı ve kütle numarası $(A)$, proton ve nötron sayılarının toplamına eşit, nötron sayısı $(N)$ aşağıdaki formül kullanılarak bulunabilir:

Örneğin bir demir atomundaki nötron sayısı:

$56 – 26 = 30$.

Tablo temel parçacıkların temel özelliklerini sunmaktadır.

Temel parçacıkların temel özellikleri.

İzotoplar

Aynı elementin aynı nükleer yüke sahip ancak farklı kütle numaralarına sahip atom çeşitlerine izotoplar denir.

Kelime izotop iki Yunanca kelimeden oluşur: ISO'lar- aynı ve topo- yer, Periyodik Element Tablosunda “tek bir yeri işgal etmek” (hücre) anlamına gelir.

Doğada bulunan kimyasal elementler izotopların bir karışımıdır. Dolayısıyla karbonun kütleleri 12, 13, 14 $ olan üç izotopu vardır; oksijen - kütleleri 16, 17, 18 vb. olan üç izotop.

Genellikle, Periyodik Tabloda verilen bir kimyasal elementin bağıl atom kütlesi, belirli bir elementin izotoplarının doğal bir karışımının atom kütlelerinin, doğadaki göreceli bollukları, dolayısıyla atom değerleri dikkate alınarak ortalama değeridir. kütleler çoğunlukla kesirlidir. Örneğin, doğal klor atomları iki izotopun karışımıdır - $35$ (doğada $75$ vardır) ve $37$ (doğada $25$ vardır); bu nedenle klorun bağıl atom kütlesi 35,5$'dır. Klorun izotopları şu şekilde yazılır:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ ve $↖(37)↙(17)(Cl)$

Klor izotoplarının kimyasal özellikleri, çoğu kimyasal elementin (örneğin potasyum, argon) izotopları ile tamamen aynıdır:

$↖(39)↙(19)(K)$ ve $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ ve $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Bununla birlikte, hidrojen izotoplarının özellikleri, göreceli atom kütlelerindeki çarpıcı çoklu artış nedeniyle büyük ölçüde farklılık gösterir; hatta onlara bireysel isimler ve kimyasal semboller bile verildi: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; döteryum - $↖(2)↙(1)(H)$ veya $↖(2)↙(1)(D)$; trityum - $↖(3)↙(1)(H)$ veya $↖(3)↙(1)(T)$.

Artık kimyasal elementin modern, daha kesin ve bilimsel bir tanımını verebiliriz.

Kimyasal element, aynı nükleer yüke sahip atomların topluluğudur.

İlk dört periyodun element atomlarının elektronik kabuklarının yapısı

Elementlerin atomlarının elektronik konfigürasyonlarının D.I. Mendeleev sisteminin dönemlerine göre gösterimini ele alalım.

İlk dönemin unsurları.

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

Atomların elektronik formülleri, elektronların enerji seviyeleri ve alt seviyeler arasındaki dağılımını gösterir.

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

Helyum atomunda ilk elektron katmanı tamamlandı; 2 $ elektron içeriyor.

Hidrojen ve helyum $s$ elementleridir; bu atomların $s$ yörüngesi elektronlarla doludur.

İkinci dönemin unsurları.

Tüm ikinci periyot elementleri için, birinci elektron katmanı doldurulur ve elektronlar, en az enerji ilkesine göre (önce $s$ ve sonra $p$) ikinci elektron katmanının $s-$ ve $p$ yörüngelerini doldurur. ) ve Pauli ve Hund kuralları.

Neon atomunda ikinci elektron katmanı tamamlandı; 8 $ elektron içeriyor.

Üçüncü periyodun unsurları.

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

Üçüncü periyodun elementlerinin atomlarının elektronik kabuklarının yapısı.

Magnezyum atomu 3,5$ değerindeki elektron yörüngesini tamamlıyor. $Na$ ve $Mg$ $s$-elementleridir.

Alüminyum ve sonraki elementlerde $3d$ alt seviyesi elektronlarla doludur.

$↙(18)(Ar)$ Argon

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Bir argon atomunun dış katmanında (üçüncü elektron katmanı) 8$ elektronu vardır. Dış katman tamamlandığında, ancak toplamda üçüncü elektron katmanında, bildiğiniz gibi, 18 elektron olabilir, bu da üçüncü periyodun elemanlarının doldurulmamış $3d$-orbitalleri olduğu anlamına gelir.

$Al$ ile $Ar$ arasındaki tüm öğeler $р$'dır -elementler.

$s-$ ve $p$ -elementler biçim ana alt gruplar Periyodik Tabloda.

Dördüncü periyodun unsurları.

Potasyum ve kalsiyum atomları dördüncü bir elektron katmanına sahiptir ve $4s$ alt seviyesi doludur, çünkü $3d$ alt seviyesinden daha düşük enerjiye sahiptir. Dördüncü periyodun elementlerinin atomlarının grafiksel elektronik formüllerini basitleştirmek için:

1. Argonun geleneksel grafiksel elektronik formülünü şu şekilde gösterelim: $Ar$;
2. Bu atomlarla doldurulmayan alt seviyeleri tasvir etmeyeceğiz.

$K, Ca$ - $s$ -elementler, ana alt gruplara dahildir. $Sc$'dan $Zn$'a kadar olan atomlar için 3d alt seviyesi elektronlarla doldurulur. Bunlar $3d$ öğeleridir. Onlar dahil yan alt gruplar, dış elektron katmanları doludur ve şu şekilde sınıflandırılırlar: geçiş elemanları.

Krom ve bakır atomlarının elektronik kabuklarının yapısına dikkat edin. Bunlarda, bir elektron $4s-$ seviyesinden $3d$ alt seviyesine kadar "başarısız olur", bu da ortaya çıkan $3d^5$ ve $3d^(10)$ elektronik konfigürasyonlarının daha yüksek enerji kararlılığıyla açıklanır:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Eleman sembolü, seri numarası, adı	Elektronik yapı şeması	Elektronik formül	Grafiksel elektronik formül
$↙(19)(K)$ Potasyum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalsiyum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Skandiyum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ veya $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titanyum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ veya $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadyum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ veya $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Krom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ veya $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Krom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ veya $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Çinko		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ veya $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Galyum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ veya $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Kripton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ veya $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

Çinko atomunda üçüncü elektron katmanı tamamlandı - tüm $3s, 3p$ ve $3d$ alt seviyeleri, toplam 18$ elektronla dolu.

Çinkoyu takip eden elementlerde dördüncü elektron katmanı olan $4p$ alt seviyesi dolmaya devam ediyor. $Ga$'dan $Кr$ - $р$'a kadar olan elementler -elementler.

Kripton atomunun dış (dördüncü) katmanı tamamlandı ve 8 $ elektrona sahip. Ama toplamda dördüncü elektron katmanında bildiğiniz gibi 32$$ elektron olabilir; kripton atomu hala doldurulmamış $4d-$ ve $4f$ alt seviyelerine sahip.

Beşinci periyodun elemanları için alt seviyeler şu sırayla doldurulur: $5s → 4d → 5p$. Ayrıca $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) içindeki elektronların “başarısızlığı” ile ilgili istisnalar da vardır. ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ altıncı ve yedinci periyotlarda görünür -elementler yani Üçüncü dış elektronik katmanın sırasıyla $4f-$ ve $5f$ alt seviyelerinin doldurulduğu öğeler.

$4f$ -elementler isminde lantanitler.

5$$ -elementler isminde aktinit.

Altıncı periyodun elementlerinin atomlarındaki elektronik alt seviyelerin doldurulma sırası: $↙(55)Cs$ ve $↙(56)Ba$ - $6s$ elementleri; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-eleman; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-elemanları; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elemanları; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elemanları. Ancak burada da elektronik yörüngelerin doldurulma sırasının ihlal edildiği unsurlar vardır; bu, örneğin yarı ve tamamen dolu $f$ alt seviyelerinin daha fazla enerji kararlılığıyla ilişkilidir, yani. $nf^7$ ve $nf^(14)$.

Atomun hangi alt seviyesinin en son elektronlarla doldurulduğuna bağlı olarak, zaten anladığınız gibi tüm elementler dört elektron ailesine veya bloğuna ayrılır:

1. $s$ -elementler; atomun dış seviyesinin $s$-alt seviyesi elektronlarla doludur; $s$-elementleri hidrojen, helyum ve grup I ve II'nin ana alt gruplarının elementlerini içerir;
2. $p$ -elementler; atomun dış seviyesinin $p$-alt seviyesi elektronlarla doludur; $p$-elemanları III-VIII gruplarının ana alt gruplarının elemanlarını içerir;
3. $d$ -elementler; atomun ön-dış düzeyinin $d$-alt düzeyi elektronlarla doludur; $d$-elemanları, I-VIII gruplarının ikincil alt gruplarının elemanlarını içerir; $s-$ ve $p-$elemanları arasında yer alan onlarca yıllık büyük periyotların interkalar elemanları. Onlara da denir geçiş elemanları;
4. $f$ -elementler; elektronlar atomun üçüncü dış seviyesinin $f-$alt seviyesini doldurur; bunlar lantanitleri ve aktinitleri içerir.

Bir atomun elektronik konfigürasyonu. Atomların zemin ve uyarılmış halleri

İsviçreli fizikçi W. Pauli 1925 yılında şunu buldu: Bir atomun bir yörüngede ikiden fazla elektronu olamaz, zıt (antiparalel) sırtlara sahip (İngilizce'den mil olarak çevrilmiştir), yani. geleneksel olarak bir elektronun hayali ekseni etrafında saat yönünde veya saat yönünün tersine dönmesi olarak hayal edilebilecek özelliklere sahiptir. Bu ilkeye denir Pauli ilkesi.

Bir yörüngede bir elektron varsa buna denir. eşleştirilmemiş, eğer iki ise, o zaman bu eşleşmiş elektronlar yani Zıt spinli elektronlar.

Şekilde enerji seviyelerini alt seviyelere ayıran bir diyagram gösterilmektedir.

$s-$ Orbital, bildiğiniz gibi küresel bir şekle sahiptir. Hidrojen atomunun $(n = 1)$ elektronu bu yörüngede bulunur ve eşleşmemiştir. Bu nedenle elektronik formül, veya elektronik konfigürasyon, şu şekilde yazılır: $1s^1$. Elektronik formüllerde enerji seviyesi numarası $(1...)$ harfinin önündeki rakamla, Latin harfi alt seviyeyi (yörünge tipini) ve sağ üstte yazılan rakamla belirtilir. harf (üs olarak) alt seviyedeki elektronların sayısını gösterir.

Bir $s-$orbitalinde iki eşleştirilmiş elektrona sahip bir helyum atomu He için bu formül şöyledir: $1s^2$. Helyum atomunun elektron kabuğu tam ve oldukça kararlıdır. Helyum soylu bir gazdır. İkinci enerji seviyesinde $(n = 2)$ dört yörünge vardır; bir $s$ ve üç $p$. İkinci seviyenin $s$-orbitalindeki ($2s$-orbital) elektronlar daha yüksek enerjiye sahiptir, çünkü çekirdeğe $1s$ yörüngesindeki $(n = 2)$ elektronlarından daha uzaktadır. Genel olarak, her $n$ değeri için bir $s-$yörüngesi vardır, ancak üzerinde karşılık gelen bir elektron enerjisi kaynağı vardır ve dolayısıyla karşılık gelen bir çapa sahiptir ve $n$ değeri arttıkça büyür. s-$Orbital, bildiğiniz gibi küresel bir şekle sahiptir. Hidrojen atomunun $(n = 1)$ elektronu bu yörüngede bulunur ve eşleşmemiştir. Bu nedenle elektronik formülü veya elektronik konfigürasyonu şu şekilde yazılır: $1s^1$. Elektronik formüllerde enerji seviyesi numarası $(1...)$ harfinin önündeki rakamla, Latin harfi alt seviyeyi (yörünge tipini) ve sağ üstte yazılan rakamla belirtilir. harf (üs olarak) alt seviyedeki elektronların sayısını gösterir.

Bir $s-$orbitalinde iki eşleştirilmiş elektrona sahip olan bir helyum atomu $He$ için bu formül şöyledir: $1s^2$. Helyum atomunun elektron kabuğu tam ve oldukça kararlıdır. Helyum soylu bir gazdır. İkinci enerji seviyesinde $(n = 2)$ dört yörünge vardır; bir $s$ ve üç $p$. İkinci seviyedeki $s-$orbitallerin ($2s$-orbitaller) elektronları daha yüksek enerjiye sahiptir, çünkü çekirdeğe $1s$ yörüngesindeki $(n = 2)$ elektronlarından daha uzaktadır. Genel olarak, her $n$ değeri için bir $s-$yörüngesi vardır, ancak üzerinde karşılık gelen bir elektron enerjisi kaynağı bulunur ve dolayısıyla karşılık gelen bir çap, $n$ değeri arttıkça büyür.

$p-$ Orbital bir dambıl veya hacimli bir sekiz rakamı şeklindedir. Üç $p$-orbitalinin tümü, atomun çekirdeği boyunca çizilen uzaysal koordinatlar boyunca karşılıklı olarak dik olarak atomda bulunur. $n= 2$'dan başlayan her enerji seviyesinin (elektronik katman) üç $p$-orbitalinin bulunduğunu bir kez daha vurgulamak gerekir. $n$ değeri arttıkça, elektronlar çekirdekten büyük uzaklıklarda bulunan ve $x, y, z$ eksenleri boyunca yönlendirilen $p$-orbitallerini işgal eder.

İkinci periyodun $(n = 2)$ elemanları için, önce bir $s$-orbital doldurulur ve ardından üç $p$-orbital doldurulur; elektronik formül $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$ elektronu atomun çekirdeğine daha zayıf bir şekilde bağlıdır, bu nedenle lityum atomu onu kolayca bırakabilir (belli ki hatırladığınız gibi, bu sürece oksidasyon denir), bir lityum iyonu $Li^+$'a dönüşebilir. .

Berilyum Be atomunda dördüncü elektron da $2s$ yörüngesinde bulunur: $1s^(2)2s^(2)$. Berilyum atomunun iki dış elektronu kolayca ayrılır - $B^0$, $Be^(2+)$ katyonuna oksitlenir.

Bor atomunda beşinci elektron $2p$ yörüngesinde yer alır: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Daha sonra $C, N, O, F$ atomları $2p$-orbitalleriyle doldurulur ve bu da asal gaz neonuyla biter: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Üçüncü periyodun elemanları için sırasıyla $3s-$ ve $3p$ yörüngeleri doldurulur. Üçüncü seviyedeki beş $d$-orbital serbest kalır:

$↙(11)Hayır 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Bazen elektronların atomlardaki dağılımını gösteren diyagramlarda yalnızca her enerji seviyesindeki elektron sayısı gösterilir; Yukarıda verilen tam elektronik formüllerin aksine, kimyasal elementlerin atomlarının kısaltılmış elektronik formüllerini yazın, örneğin:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

Büyük periyotlardaki (dördüncü ve beşinci) elementler için, ilk iki elektron sırasıyla $4s-$ ve $5s$ yörüngelerini işgal eder: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Her ana periyodun üçüncü elementinden başlayarak, sonraki on elektron sırasıyla önceki $3d-$ ve $4d-$orbitallerine gidecektir (yan alt grupların elemanları için): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Kural olarak, önceki $d$-alt düzeyi doldurulduğunda, dıştaki (sırasıyla $4р-$ ve $5р-$) $р-$alt düzeyi doldurulmaya başlayacaktır: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Büyük periyotların elemanları için - altıncı ve tamamlanmamış yedinci - elektronik seviyeler ve alt seviyeler kural olarak şu şekilde elektronlarla doldurulur: ilk iki elektron dış $s-$alt seviyesine girer: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; sonraki bir elektron ($La$ ve $Ca$ için) önceki $d$-alt seviyesine: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ ve $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Daha sonra sonraki 14$ elektronları üçüncü dış enerji seviyesine, sırasıyla lantanitlerin ve aktinitlerin $4f$ ve $5f$ yörüngelerine gidecek: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Daha sonra yan alt grupların elemanlarının ikinci dış enerji seviyesi ($d$-alt seviye) yeniden oluşmaya başlayacaktır: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. Ve son olarak, ancak $d$-alt seviyesi tamamen on elektronla doldurulduktan sonra $p$-alt seviyesi tekrar doldurulacaktır: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Çoğu zaman atomların elektronik kabuklarının yapısı enerji veya kuantum hücreleri kullanılarak tasvir edilir - sözde grafik elektronik formüller. Bu gösterim için aşağıdaki gösterim kullanılır: her kuantum hücresi, bir yörüngeye karşılık gelen bir hücre tarafından belirlenir; Her elektron, dönüş yönüne karşılık gelen bir okla gösterilir. Grafiksel bir elektronik formül yazarken iki kuralı hatırlamanız gerekir: Pauli prensibi Buna göre bir hücrede (orbital) ikiden fazla elektron olamaz, ancak antiparalel dönüşlerle ve F. Hund'un kuralı Buna göre elektronlar serbest hücreleri birer birer işgal eder ve aynı spin değerine sahiptir ve ancak o zaman çiftleşir, ancak Pauli ilkesine göre spinler zıt yönlerde olacaktır.