Utasítás

Az atomban lévő elektronok üres pályákat foglalnak el egy léptéknek nevezett sorrendben: 1s/2s, 2p/3s, 3p/4s, 3d, 4p/5s, 4d, 5p/6s, 4d, 5d, 6p/7s, 5f, 6d , 7p. Egy pálya két elektront tartalmazhat ellentétes spinekkel - forgásirányokkal.

Az elektronhéjak szerkezetét grafikus elektronikus képletek segítségével fejezzük ki. Használjon mátrixot a képlet felírásához. Egy cellában egy vagy két ellentétes spinű elektron is elhelyezhető. Az elektronokat nyilak ábrázolják. A mátrix jól mutatja, hogy az s pályán két elektron, a p pályán 6, a d pályán 10, az f pályán -14 elektron helyezkedhet el.

Írja fel a mátrix mellé az elem sorszámát és szimbólumát! Az energiaskálának megfelelően töltse ki egymás után az 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s szinteket, cellánként két elektront írva. 2+2+6+2+6+2=20 elektront kapsz. Ezek a szintek teljesen megteltek.

Még mindig maradt öt elektronod és egy kitöltetlen 3D-s szint. Rendezd el az elektronokat a d-alszintű cellákban, balról indulva! Helyezze az azonos spinű elektronokat a cellákba, egyenként. Ha az összes cella megtelt, balról kiindulva adjunk hozzá egy második elektront az ellenkező spinnel. A mangánnak öt d elektronja van, mindegyik cellában egy.

Az elektrongrafikus képletek egyértelműen megmutatják a vegyértéket meghatározó párosítatlan elektronok számát.

jegyzet

Ne feledje, hogy a kémia a kivételek tudománya. A periódusos rendszer oldalsó alcsoportjainak atomjaiban elektron „szivárgás” történik. Például a 24-es rendszámú krómban a 4s szintről az egyik elektron a d-szintű cellába kerül. Hasonló hatás lép fel a molibdénben, nióbiumban stb. Ezen kívül létezik egy atom gerjesztett állapotának fogalma, amikor a páros elektronok párosulnak és a szomszédos pályákra kerülnek. Ezért a másodlagos alcsoport ötödik és az azt követő periódusok elemeinek elektronikus grafikus képletei összeállításakor ellenőrizze a kézikönyvet.

Források:

• hogyan kell felírni egy kémiai elem elektronképletét

Az elektronok az atomok részei. Az összetett anyagok pedig ezekből az atomokból állnak (az atomok elemeket alkotnak), és megosztják egymással az elektronokat. Az oxidációs állapot megmutatja, hogy melyik atom hány elektront vett fel magának, és melyik mennyit adott el. Ez a mutató meghatározható.

Szükséged lesz

• Iskolai kémia tankönyv 8-9 osztályos bármely szerzőtől, periódusos rendszer, elemek elektronegativitási táblázata (nyomtatva a kémia iskolai tankönyveiben).

Utasítás

Először is jelezni kell, hogy a fokozat olyan fogalom, amely kapcsolatokat vesz fel, vagyis nem mélyed el a struktúrában. Ha az elem szabad állapotban van, akkor ez a legegyszerűbb eset - egyszerű anyag képződik, ami azt jelenti, hogy az oxidációs állapota nulla. Például hidrogén, oxigén, nitrogén, fluor stb.

Az összetett anyagokban minden más: az elektronok egyenetlenül oszlanak el az atomok között, és az oxidációs állapot az, ami segít meghatározni az adott vagy elfogadott elektronok számát. Az oxidációs állapot lehet pozitív vagy negatív. Ha pozitív, akkor elektronokat adnak ki, ha negatívak, akkor elektronokat kapnak. Egyes elemek különféle vegyületekben megtartják oxidációs állapotukat, de sok nem különbözik ebben a tulajdonságban. Egy fontos szabályt meg kell jegyezni, hogy az oxidációs állapotok összege mindig nulla. A legegyszerűbb példa a CO-gáz: tudva, hogy az oxigén oxidációs állapota az esetek túlnyomó többségében -2, és a fenti szabályt alkalmazva kiszámolhatja C oxidációs állapotát. -2-vel összegezve a nulla csak +2-t ad. ami azt jelenti, hogy a szén oxidációs állapota +2. Bonyolítsuk le a problémát, és vegyünk CO2 gázt a számításokhoz: az oxigén oxidációs foka továbbra is -2 marad, de ebben az esetben két molekula van. Ezért (-2) * 2 = (-4). A -4-et összeadó szám nullát, +4-et ad, vagyis ebben a gázban +4 oxidációs állapotú. Egy bonyolultabb példa: H2SO4 - a hidrogén oxidációs állapota +1, az oxigéné -2. Ebben a vegyületben 2 hidrogénmolekula és 4 oxigénmolekula van, azaz. a díjak +2 és -8 lesznek. Ahhoz, hogy összesen nullát kapjunk, hozzá kell adni 6 pluszt. Ez azt jelenti, hogy a kén oxidációs állapota +6.

Ha nehéz meghatározni, hogy hol a plusz és hol a mínusz egy vegyületben, akkor elektronegativitási táblázatra van szükség (ez könnyen megtalálható egy általános kémia tankönyvben). A fémek gyakran pozitív oxidációs állapotúak, míg a nem fémek gyakran negatív oxidációs állapotúak. De például PI3 - mindkét elem nem fém. A táblázatból látható, hogy a jód elektronegativitása 2,6, a foszforé 2,2. Ha összehasonlítjuk, kiderül, hogy a 2,6 nagyobb, mint 2,2, vagyis az elektronok a jód felé húzódnak (a jód negatív oxidációs állapotú). A megadott egyszerű példák követésével könnyen meghatározhatja a vegyületek bármely elemének oxidációs állapotát.

jegyzet

Nem kell összekeverni a fémeket és a nemfémeket, így könnyebb lesz megtalálni az oxidációs állapotot, és nem lehet összekeverni.

Egy kémiai elem atomja egy magból és egy elektronhéjból áll. Az atommag az atom központi része, amelyben szinte teljes tömege koncentrálódik. Az elektronhéjjal ellentétben az atommag pozitív töltésű.

Szükséged lesz

• Egy kémiai elem atomszáma, Moseley törvénye

Utasítás

Így az atommag töltése megegyezik a protonok számával. Viszont az atommagban lévő protonok száma megegyezik az atomszámmal. Például a hidrogén rendszáma 1, vagyis a hidrogénmag egy protonból áll, és töltése +1. A nátrium rendszáma 11, magjának töltése +11.

Az atommag alfa-bomlása során annak rendszáma kettővel csökken egy alfa-részecske (atommag) kibocsátása miatt. Így az alfa-bomláson átesett atommag protonjainak száma is kettővel csökken.
A béta-bomlás három különböző formában fordulhat elő. A béta-mínusz bomlás során a neutron egy elektron és egy antineutrínó kibocsátásával protonná változik. Ekkor a nukleáris töltés eggyel nő.
Béta-plusz bomlás esetén a proton neutronná, pozitronná és nitrinóvá alakul, a mag töltése pedig eggyel csökken.
Elektronbefogás esetén a mag töltése is eggyel csökken.

A magtöltés az atom jellemző sugárzásának spektrumvonalainak frekvenciájából is meghatározható. Moseley törvénye szerint: sqrt(v/R) = (Z-S)/n, ahol v a karakterisztikus sugárzás spektrális frekvenciája, R a Rydberg-állandó, S a szűrési állandó, n a főkvantumszám.
Így Z = n*sqrt(v/r)+s.

Videó a témáról

Források:

• hogyan változik a nukleáris töltés?

A matematika, a fizika, a kémia elméleti és gyakorlati munkáinak létrehozásakor a tanuló vagy iskolás szembesül azzal, hogy speciális karaktereket és összetett képleteket kell beillesztenie. A Microsoft irodai programcsomag Word alkalmazásával bármilyen bonyolultságú elektronikus képletet begépelhet.

Utasítás

Lépjen a "Beszúrás" fülre. A jobb oldalon keresse meg a π-t, mellette pedig a „Képlet” felirat. Kattintson a nyílra. Megjelenik egy ablak, amelyben kiválaszthat egy beépített képletet, például egy másodfokú egyenlet képletét.

Kattintson a nyílra, és a felső panelen számos szimbólum jelenik meg, amelyekre szükség lehet ennek a képletnek a megírásakor. Miután a kívánt módon megváltoztatta, elmentheti. Ezentúl megjelenik a beépített képletek listájában.

Ha át kell vinni a képletet, amelyet később el kell helyeznie az oldalon, akkor kattintson jobb gombbal a vele lévő aktív mezőre, és válassza ki nem a professzionális, hanem a lineáris módszert. Pontosabban, ugyanaz a másodfokú egyenlet ebben az esetben a következő formában lesz: x=(-b±√(b^2-4ac))/2a.

Egy másik lehetőség az elektronikus képlet írására a Wordben a konstruktoron keresztül. Tartsa lenyomva az Alt és = billentyűket egyszerre. Azonnal lesz egy mező a képlet írásához, és megnyílik egy konstruktor a felső panelen. Itt kiválaszthatja az összes előjelet, amelyre szükség lehet egy egyenlet felírásához és bármilyen probléma megoldásához.

Előfordulhat, hogy egyes lineáris jelölési szimbólumok nem egyértelműek a számítógépes szimbolikát nem ismerő olvasó számára. Ebben az esetben célszerű a legbonyolultabb képleteket vagy egyenleteket grafikus formában menteni. Ehhez nyissa meg a legegyszerűbb Paint grafikus szerkesztőt: „Start” - „Programok” - „Paint”. Ezután nagyítsa ki a képletdokumentumot úgy, hogy az kitöltse a teljes képernyőt. Erre azért van szükség, hogy a mentett kép a legnagyobb felbontású legyen. Nyomja meg a PrtScr gombot a billentyűzeten, lépjen a Paint elemre, és nyomja meg a Ctrl+V billentyűkombinációt.

Az atomok elektronikus konfigurációi

Az atomban lévő elektronok teljes számát az atommag töltése, azaz a protonszám határozza meg. Ez egyenlő az elem rendszámával. Az elektronok energiájuktól függően energiaszintekre és alszintekre oszlanak el az atomban, amelyek mindegyike bizonyos számú pályából áll.

Az elektronok eloszlását az atom elektronképleteivel (vagy elektronkonfigurációival) fejezzük ki. Például a hidrogénnek, egy 1-es rendszámú elemnek elektronikus képlete: 1H 1s1. Ebben a képletben az energiaszint száma egy számmal van felírva, amelyet egy betű követ, amely jelzi az alszint típusát, végül a jobb felső sarokban lévő szám az adott részszinten lévő elektronok számát jelzi.

Sematikusan egy atom elektronszerkezetét egy elektrongrafikus diagram segítségével ábrázoljuk, amelyen a pályák sejtként, az elektronok pedig nyilakként vannak ábrázolva.

A hidrogénatom elektrongrafikus diagramja a következőképpen van felírva:

Az elektronikus képletek helyes ábrázolásához számos alapvető szabályt kell követnie.

1. szabály: Az alapállapotú (legstabilabb) atomban lévő elektronok eloszlását a minimális energia elve határozza meg: az atom alapállapota a lehető legalacsonyabb energiaszinteknek és részszinteknek felel meg.

Ezért az elektronok (az első három periódus elemeinek atomjaiban) kitöltik a pályákat az energiájuk növelésének sorrendjében:

1s→2s→2p→3s→3p

2. szabály: Minden pálya maximum két elektront tartalmazhat, ellentétes spinekkel.

Így a hélium 2He, a hidrogén mellett, a következő elektronikus képlettel rendelkezik:

2Nem 1s2,

Mivel az első elektronréteg csak két elektront tartalmazhat, ez a réteg a héliumatomban teljes, ezért nagyon stabil.

A második periódus elemeinek atomjainál a második energiaszintet töltik ki, amely legfeljebb 8 elektront tartalmazhat. Először is, az elektronok kitöltik a 2s pályát (lítium és berillium atomoknál):

Mivel a 2s pálya megtelt, a B bóratom ötödik elektronja a három 2p pálya egyikét foglalja el. A bór atom elektronikus képlete:

és az elektronikus grafikus diagram:

Vegye figyelembe, hogy a 2p alszint közel van a 2s alszinthez, de valamivel magasabban. Ez hangsúlyozza az azonos szinthez (második) való tartozást és egyben nagyobb energiaellátást.

3. szabály. Beállítja, hogy egy alszint pályái milyen sorrendben legyenek kitöltve. Az egy részszintű elektronok először egyenként töltik meg a pályákat (azaz minden üres), és ha az elektronok száma nagyobb, mint a pályák száma, akkor egyszerre kettőt. Ezért a szén- és nitrogénatomok elektronikus képletei a következők:

6C 1s22s22p2 és 7N 1s22s22p3

és elektronikus grafikus áramkörök:

Az oxigén-, fluor- és neonatomok esetében megnő az elektronok száma, és kénytelenek a második energiaszint két p-pályájára helyezni őket:

6O 1s22s22p4; 6F 1s22s22p5; 6Ne 1s22s22p6

Ezen elemek atomjainak elektrongrafikus diagramja:

A 2s22p6 külső réteg elektronikus konfigurációja megfelel a teljes kitöltésének, ezért stabil.

A harmadik elektronréteg a harmadik periódus elemeinek atomjaiban kezd kialakulni. Először is, a nátrium és a magnézium s-alszintje tele van elektronokkal:

11Na 1s22s22p63s1 12Mg 1s22s22p63s2

majd az alumínium, a szilícium, a klór és az argon p-alszintje:

18Ar 1s22s22p63s23p6

Az argonatom elektrongrafikus diagramja:

Egy argonatomnak 8 elektronja van a külső elektronrétegében. Következésképpen teljes, mivel bármely elem atomjában a külső energiaszinten legfeljebb 8 elektron lehet.

A harmadik elektronikus réteg felépítése ezzel nem ér véget. A 2n2 képlet szerint 18 elektront tartalmazhat: 8-at az s- és p-alszinten és 10-et a d-alszinten. Ez az alszint a negyedik periódus elemei között fog kialakulni. Először azonban a negyedik periódus első két eleme - a kálium és a kalcium - rendelkezik egy negyedik elektronikus réteggel, amely az s-alszinttel nyílik meg (a 4s alszint energiája valamivel kisebb, mint a 3d alszinté:

19K 1s22s22p63s23p64s1 és 19Са 1s22s22p63s23p64s2

Csak ezután kezdi meg elektronokkal feltölteni a harmadik, immár külső előtti energiaszint d-alszintjét. A szkandium atom elektronikus konfigurációja:

21Sc 1s22s22p63s23p64s23d1,

titán atom:

21Ti 1s22s22p63s23p64s23d2,

stb., cinkig. Atomjának elektronikus konfigurációja:

21Zn 1s22s22p63s23p64s23d10,

és az elektronikus grafikus diagram:

Mivel a negyedik periódus elemeinek csak a harmadik és negyedik energiaszint pályáját töltik ki elektronokkal, a teljesen feltöltött szintek (jelen esetben az első és a második) általában nem jelennek meg az elektrongrafikus diagramokon. Ehelyett az elektronikus képletekben a legközelebbi VIII A-csoport, teljesen kitöltött energia s- és p-alszintű elem szimbólumát írják: például a klór elektronikus képlete 3s23p5, a cinké 3d104s2, az antimoné pedig 51Sb -4d105s25p3.

Az elektronikus képletek és az elektronikus grafikus diagramok mellett néha atomok elektronikus diagramjait is használják, amelyekben csak az egyes energiaszinteken (elektronikus rétegen) lévő elektronok száma van feltüntetve:

Az atom elektronszerkezetét a magjának töltése határozza meg, amely megegyezik az elem rendszámával a periódusos rendszerben.

Az elektronok energiaszintek, alszintek és pályák közötti eloszlását elektronikus képletek és elektrongrafikus diagramok, valamint az atomok elektronikus diagramjai segítségével jelenítik meg.

Bármely elem atomjának külső elektronrétege legfeljebb 8 elektront tartalmazhat. 3.2. A kémiai kötések típusai

Kovalens kötés– a kémiai kötések legáltalánosabb típusa, amely egy elektronpár szocializációja következtében jön létre cseremechanizmus, amikor a kölcsönhatásban lévő atomok mindegyike egy elektront szolgáltat, ill donor-akceptor mechanizmus, ha egy elektronpárt közös használatra az egyik atom (donor) átad egy másik atomnak (akceptornak) (3.2. ábra).

A nempoláris kovalens kötés klasszikus példája (az elektronegativitás különbsége nulla) a homonukleáris molekulákban figyelhető meg: H–H, F–F. Egy kételektronos kétcentrumú kötés energiája 200-2000 kJ∙mol –1 tartományba esik.

Ha heteroatomos kovalens kötés jön létre, egy elektronpár eltolódik egy elektronegatívabb atomra, ami a kötést polárissá teszi. A poláris kötés százalékos ionosságát a 16(χ A – χ B) + 3,5(χ A – χ B) 2 empirikus összefüggés számítja ki, ahol χ A és χ B az A és B atomjainak elektronegativitása AB molekula. Kivéve polarizálhatóság kovalens kötés rendelkezik azzal a tulajdonsággal telítettség– az atom azon képessége, hogy annyi kovalens kötést hozzon létre, ahány atompályája van energetikailag. A kovalens kötés harmadik tulajdonságáról - fókusz- alább lesz szó (lásd. vegyértékkötés módszer).

Ionos kötés– a kovalens speciális esete, amikor a keletkező elektronpár teljesen egy elektronegatívabb atomhoz tartozik, amely anionná válik. E kötés külön típusként való azonosításának alapja az a tény, hogy az ilyen kötéssel rendelkező vegyületek elektrosztatikus közelítéssel írhatók le, tekintve, hogy az ionos kötés a pozitív és negatív ionok vonzásából adódik. Az ellenkező előjelű ionok kölcsönhatása nem függ az iránytól, és a Coulomb-erők nem rendelkeznek telítettségi tulajdonsággal. Ezért egy ionos vegyületben minden ion annyi ellentétes előjelű iont vonz, hogy ionos típusú kristályrács képződik. Az ionos kristályokban nincsenek molekulák. Minden iont bizonyos számú, eltérő előjelű ion vesz körül (az ion koordinációs száma). Az ionpárok gázhalmazállapotban poláris molekulákként létezhetnek. Gázhalmazállapotban a NaCl dipólusmomentuma ~3∙10 –29 C∙m, ami 0,236 nm-es kötéshosszonkénti 0,8 elektrontöltés eltolódásának felel meg Na-ról Cl-ra, azaz Na 0,8+ Cl 0,8-.

A fémes kötés a vegyértékelektronok részleges delokalizációja eredményeként jön létre, amelyek meglehetősen szabadon mozognak a fémrácsban, elektrosztatikusan kölcsönhatásba lépve a pozitív töltésű ionokkal. A kötőerők nem lokalizáltak vagy irányítottak, és a delokalizált elektronok magas hő- és elektromos vezetőképességet okoznak.

Hidrogén kötés. Kialakulása annak köszönhető, hogy egy elektronpár erős eltolódása következtében egy elektronegatív atom felé a hidrogénatom, amely effektív pozitív töltésű, kölcsönhatásba léphet egy másik elektronegatív atommal (F, O, N, kevesebb gyakran Cl, Br, S). Az ilyen elektrosztatikus kölcsönhatás energiája 20-100 kJ∙mol –1. A hidrogénkötések lehetnek intra- és intermolekulárisak. Intramolekuláris hidrogénkötés jön létre például acetil-acetonban, és ezt gyűrűzáródás kíséri (3.3. ábra).

Molekulák karbonsavak nem poláris oldószerekben két intermolekuláris hidrogénkötés hatására dimerizálódnak (3.4. ábra).

A hidrogénkötés rendkívül fontos szerepet játszik a biológiai makromolekulákban, olyan szervetlen vegyületekben, mint a H 2 O, H 2 F 2, NH 3. A hidrogénkötések miatt a vízre a H 2 E-hez képest ilyen magas olvadás- és forráshőmérséklet jellemző (E = S, Se, Te). Ha nem lennének hidrogénkötések, akkor a víz –100 °C-on megolvadna, és –80 °C-on forrna.

Van der Waals (intermolekuláris) kötés– az intermolekuláris kötés leguniverzálisabb típusa, köszönhetően diszperziós erők(indukált dipólus – indukált dipólus), indukció kölcsönhatás (permanens dipólus – indukált dipólus) és orientációs kölcsönhatás (permanens dipólus – permanens dipólus). A van der Waals kötés energiája kisebb, mint a hidrogénkötésé, és 2–20 kJ∙mol –1.

Kémiai kötés szilárd anyagokban. A szilárd anyagok tulajdonságait a kristályrács helyeit elfoglaló részecskék természete és a köztük lévő kölcsönhatás típusa határozza meg.

A szilárd argon és a metán atomi, illetve molekuláris kristályokat képez. Mivel ezekben a rácsokban az atomok és molekulák közötti erők gyenge van der Waals típusúak, az ilyen anyagok meglehetősen alacsony hőmérsékleten megolvadnak. A legtöbb szobahőmérsékleten folyékony és gáz halmazállapotú anyag alacsony hőmérsékleten molekuláris kristályokat képez.

Az ionos kristályok olvadáspontja magasabb, mint az atomi és molekuláris kristályoké, mivel az ionok között ható elektrosztatikus erők jóval meghaladják a gyenge van der Waals erőket. Az ionos vegyületek keményebbek és törékenyebbek. Az ilyen kristályokat nagyon eltérő elektronegativitással rendelkező elemek (például alkálifém-halogenidek) alkotják. A többatomos ionokat tartalmazó ionos kristályok olvadáspontja alacsonyabb; tehát a NaCl t pl. = 801 °C, NaNO 3 esetén pedig t pl = 306,5 °C.

A kovalens kristályokban a rács kovalens kötéssel összekapcsolt atomokból épül fel, így ezek a kristályok nagy keménységgel, olvadásponttal és alacsony hő- és elektromos vezetőképességgel rendelkeznek.

A fémek által alkotott kristályrácsokat fémesnek nevezzük. Az ilyen rácsok helyei pozitív fémionokat tartalmaznak, a hézagok pedig vegyértékelektronokat (elektrongázt) tartalmaznak.

A fémek közül a d-elemek olvadáspontja a legmagasabb, ami azzal magyarázható, hogy ezen elemek kristályaiban az s-elektronok által alkotott fémes kötés mellett párosítatlan d-elektronok alkotta kovalens kötés is jelen van.

Vegyérték kötés módszer(MVS) más néven a lokalizált elektronpárok elméletének, mivel a módszer azon a feltételezésen alapul, hogy a két atom közötti kémiai kötés egy vagy több elektronpár segítségével jön létre, amelyek elsősorban közöttük találhatók. Ellentétben az MMO-val, amelyben a legegyszerűbb kémiai kötés lehet két- vagy többközpontú, az MBC-ben mindig kételektronos és szükségszerűen kétközpontú. Az elemi kémiai kötések száma, amelyet egy atom vagy ion létrehozhat, megegyezik a vegyértékével. Csakúgy, mint az MMO-ban, a vegyértékelektronok részt vesznek a kémiai kötések kialakításában. A kötést alkotó elektronok állapotát leíró hullámfüggvényt lokalizált pályának (LO) nevezzük.

Figyeljük meg, hogy az LO által leírt elektronok az elvnek megfelelően Pauli ellentétes irányú spinekkel kell rendelkeznie, vagyis az MBC-ben minden spin páros, és minden molekulának diamágnesesnek kell lennie. Következésképpen az MMS alapvetően nem tudja megmagyarázni a molekulák mágneses tulajdonságait.

A lokalizált kapcsolatok elvének azonban számos fontos előnye van, amelyek közül az egyik a rendkívüli láthatóság. Az MBC elég jól megjósolja például az atomok vegyértékképességét és a keletkező molekula geometriáját. Az utolsó körülmény az AO úgynevezett hibridizációjához kapcsolódik. Azért vezették be, hogy megmagyarázzák azt a tényt, hogy a különböző energiaállapotú AO-k által létrehozott kételektronos kétközpontú kémiai kötések energiája azonos. Így Be*(2s 1 1p 1), B*(2s 1 2p 2), C*(2s 1 2p 3) kettő, három, illetve négy kötést alkot az s- és p-pályák miatt, és ezért egyiküknek erősebbnek kell lennie a többinél. A tapasztalat azonban azt mutatja, hogy a BeH 2-ben, BCl 3-ban, CH 4-ben minden kötés egyenértékű. BeH 2 esetében a kötési szög 180°, BCl 3 esetében 120°, CH 4 esetén pedig 109°28".

A hibridizáció koncepciója szerint a kémiai kötéseket vegyes - hibrid pályák (HO) képezik, amelyek egy adott atom AO-jának lineáris kombinációja (s- és p-AO Be, B, C), azonos energiájú ill. alak, bizonyos térbeli tájékozódás (szimmetria ). Így az s- és p-pályák két sp-GO-t hoznak létre, amelyek egymáshoz képest 180°-os szöget zárnak be.

A CH 4 molekulában négy szén AO (egy s és három p) hibrid pályáit sp 3 pályáknak nevezzük, ezek energiájukban teljesen egyenértékűek, és térben a tetraéder csúcsaira irányulnak.

Így amikor egy atom több kötést hoz létre, és vegyértékelektronjai különböző pályákhoz tartoznak (s és p; s, p és d), az MBC-ben lévő molekulák geometriájának magyarázatához szükség van az atomi pályák hibridizációs elméletére. . Az elmélet főbb rendelkezései a következők:

A hibrid pályák bevezetése az irányított lokalizált kötések leírására szolgál. A hibrid pályák az AO-k maximális átfedését biztosítják a lokalizált σ kötések irányában.

A hibrid pályák száma megegyezik a hibridizációban részt vevő AO-k számával.

Az energiában közel álló vegyérték-AO-k hibridizálódnak, függetlenül attól, hogy teljesen feltöltöttek, félig töltöttek vagy üresek az atomban.

A közös szimmetriajellemzőkkel rendelkező AO-k részt vesznek a hibridizációban.

táblázat szerint. A 3.3 hibrid pályák 180°, 120°, 109° 28", 90° szögű molekulákat adnak. Ezek szabályos geometriai alakzatok. Ilyen molekulák akkor jönnek létre, ha egy többelektronos molekulában (vagy ionban) az összes perifériás atom azonos és számuk egybeesik a hibridpályák számával Ha azonban a hibridpályák száma nagyobb, mint a kötött atomok száma, akkor a hibridpályák egy részét olyan elektronpárok foglalják el, amelyek nem vesznek részt a kötés kialakításában - nem kötelező vagy meg nem osztott elektronpárok.

H–Be–H, HC≡CH

H2C=CH2, C6H6, BCl3

tetraéderes

CH 4, CCl 4, H 3 C–CH 3

d 2 sp 3 vagy sp 3 d 2

Példaként tekintsük az NH 3 és H 2 O molekulákat. A nitrogén- és oxigénatomok hajlamosak az sp 3 hibridizációra. Az sp 3 -GO-n lévő nitrogénben a három kötődő elektronpár mellett, amelyek három hidrogénatommal kötést alkotnak, egy nem kötőpár marad. Ez az, ami egy sp 3 -GO-t elfoglalva 107,3°-ra torzítja a H–N–H kötésszöget. A H 2 O molekulában két ilyen nem kötő pár található, a H–O–H szög 104,5° (3.17. ábra).

A kötő és nem kötő párok elektronjai eltérően lépnek kölcsönhatásba egymással. Minél erősebb az elektronok közötti taszítás, annál nagyobb az elektronpár által elfoglalt gömb hagyományos felülete. A kísérleti tények kvalitatív magyarázatához általában úgy gondolják, hogy a nem kötő párok nagyobb térfogatot foglalnak el, mint a kötőpárok, és a kötőpárok térfogata annál kisebb, minél nagyobb a perifériás atomok elektronegativitása (módszer Gillespie).

A fémek fizikai tulajdonságai.

Sűrűség. Ez a fémek és ötvözetek egyik legfontosabb jellemzője. Sűrűségük szerint a fémeket a következő csoportokra osztják:

tüdő(sűrűség legfeljebb 5 g/cm3) - magnézium, alumínium, titán stb.:

nehéz- (sűrűség 5-10 g/cm 3) - vas, nikkel, réz, cink, ón stb. (ez a legkiterjedtebb csoport);

Nagyon nehéz(sűrűsége több mint 10 g/cm3) - molibdén, wolfram, arany, ólom stb.

A 2. táblázat a fémek sűrűségértékeit mutatja. (Ez és az alábbi táblázatok jellemzik azon fémek tulajdonságait, amelyek a művészi öntvények ötvözeteinek alapját képezik).

2. táblázat Fémsűrűség.

Olvadási hőmérséklet. Az olvadásponttól függően a fém a következő csoportokra osztható:

olvasztható(olvadáspontja nem haladja meg a 600 o C-ot) - cink, ón, ólom, bizmut stb.;

közepesen olvadó(600 o C-tól 1600 o C-ig) - ezek a fémek közel fele, köztük a magnézium, alumínium, vas, nikkel, réz, arany;

tűzálló(több mint 1600 o C) - volfrám, molibdén, titán, króm stb.

A higany folyadék.

Művészi öntvények készítésekor a fém vagy ötvözet olvadáspontja határozza meg az olvasztóegység és a tűzálló formázóanyag kiválasztását. Amikor adalékokat adnak a fémbe, az olvadáspont általában csökken.

3. táblázat Fémek olvadáspontja és forráspontja.

Fém	Hőfok, oС		Fém	Hőfok, oС
	olvasztó	forró		olvasztó	forró
Alumínium

Fajlagos hő. Ez az az energiamennyiség, amely egy tömegegység hőmérsékletének egy fokkal történő emeléséhez szükséges. A fajhőkapacitás csökken a periódusos rendszer elemeinek rendszámának növekedésével. Egy szilárd halmazállapotú elem fajlagos hőkapacitásának az atomtömegtől való függését megközelítőleg a Dulong és Petit törvény írja le:

m a c m = 6.

Ahol, m a- atomtömeg; c m- fajlagos hőkapacitás (J/kg * o C).

A 4. táblázat egyes fémek fajlagos hőkapacitását mutatja.

4. táblázat Fémek fajlagos hőkapacitása.

Fém	Hőfok, o VAL VEL	o VAL VEL	Fém	Hőfok, o VAL VEL	Fajlagos hőkapacitás, J/kg * o VAL VEL
Alumínium

2. Atommagok és elektronhéjak szerkezete

2.7. Elektronok eloszlása ​​egy atomban

Az elektronok állapotát egy atomban egy speciális jelölési forma jelzi. Például a hélium atomra a következőket kapjuk:

Az elektronok atomon belüli eloszlását a következőképpen jelezzük:

A) elektronikus áramkörök, amelyben csak az egyes rétegekben lévő elektronok száma van feltüntetve. Például: Mg 2e, 8e, 2e; Cl 2e, 8e, 7e.

Grafikus elektronikus áramköröket gyakran használnak, például a klóratomhoz:

b) elektronikus konfigurációk; ilyenkor a réteg (szint) száma, az alszintek jellege és a rajtuk lévő elektronok száma látható. Például:
Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2;

V) elektronikus grafikus áramkörök, amelyen a pályákat például ketrec formájában, az elektronokat pedig nyilak ábrázolják (2.6. ábra).

Rizs. 2.6. Egy magnéziumatom elektrongrafikus diagramja

Az elektronikus konfigurációk teljes képlete mellett széles körben használják a rövidítetteket is. Ebben az esetben az elektronkonfigurációnak a nemesgáznak megfelelő részét a szögletes zárójelben lévő nemesgáz szimbólum jelzi. Például: 12 Mg3s 2, 19 K4s 1.

Vannak bizonyos elvek és szabályok az energiaszintek és alszintek elektronokkal való feltöltésére:

1. Az atom minimális összenergiájának elve, amely szerint a JSC elektronokkal való populációja úgy történik, hogy az atom összenergiája minimális. Az AO kitöltésének következő sorrendjét kísérletileg állapították meg:

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p ... .

2. Egy AO-n legfeljebb két elektron lehet, spinüknek ebben az esetben antiparallelnek kell lennie.

3. Egy adott energia-alszinten belül az elektronok fokozatosan töltik ki az AO-t, először egyenként (először az összes üresen, majd egyszerre kettőn), és az összes párosítatlan elektron orientációjának azonosnak kell lennie, azaz. ilyen

de nem úgy

Szinte minden atomban csak az s- és p-AO-k vannak kívülről (2.7. ábra), ezért egyetlen atom külső elektronrétege sem tartalmazhat nyolc elektronnál többet. A nyolc elektront (hélium esetében kettőt) tartalmazó külső elektronréteget teljesnek nevezzük.

Rizs. 2.7. Elektrongrafikus diagramok a K(a) és S(b) atomokhoz

A periódusos rendszer 4. periódusának elemeinek atomjainak elektronikus konfigurációi

A különböző energia-alszintek energiaértékei különböző atomokra nem állandóak, hanem az elem atomjának Z magjának töltésétől függenek: a Z = 1-20 E 3 d > E 4 s és E 3 elemek atomjainál d > E 4 p; Z ≥ 21-es elemek atomjainál fordítva: E 3 d< E 4 s и Е 3 d < E 4 p (рис. 2.8). Кроме того, чем больше Z , тем меньше различаются подуровни по энергии, а кривые, выражающие зависимость энергии подуровней от Z , пересекаются.

Rizs. 2.8. A Z = 1–20 (a), Z ≥ 21 (b) elemek atomjainak energia-alszintjeinek diagramja

A K és Ca atomjainak (alapállapotú) elektronkonfigurációi a következők (lásd 2.8. ábra):

19 K: 1 mp 2 2 s 2 2p 6 3 s 2 3p 6 4 s 1,

20 Ca: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

A szkandiumból kiindulva (Z = 21) a 3d-s részszint kitöltődik, és 4s elektron marad a külső rétegben. Az Sc-től Zn-ig terjedő elemek atomjainak általános elektronképlete 3d 1−10 4s 1−2. Például:

21 Sc: 3d 1 4s 2,

25 Mn: 3d 5 4s 2,

28 Ni: 3d 8 4s 2 .

30 Zn: 3d 10 4s 2 .

A króm és a réz esetében megfigyelhető a 4s elektron áttörése (merülése) a 3d alszintre: Cr - 3d 5 4s 1, Cu - 3d 10 4s 1. Egy ilyen ugrás az ns -ről az (n − 1)d részszintre más elemek (Mo, Ag, Au, Pt) atomjainál is megfigyelhető, és az ns - és (n −) energiáinak közelségével magyarázható. 1)d alszintek, valamint a fél és teljesen kitöltött d-alszintek stabilitása.

A továbbiakban a 4. periódusban 10 d-elem után p-elemek következnek Ga (3d 10 4s 2 4p 1)-től Kr-ig (3d 10 4s 2 4p 6).

A d-elem kationok képződése először külső ns -, majd (n − 1)d -elektronok elvesztésével jár, például:

Ti: 3d 2 4s 2 → − 2 e − Ti 2+ : 3d 2 → − 1 e − Ti 3+ : 3d 1

Mn: 3d 5 4s 2 → − 2 e − Mn 2+ : 3d 5 → − 2 e − Mn 4+ : 3d 3

Megjegyzendő, hogy az elektronikus konfigurációk képleteiben szokás először felírni az összes kisebb n értékű elektront, majd továbblépni a nagyobb főkvantumszámú elektronok jelzésére. Ezért a kitöltési sorrend és az energia alszintek rögzítésének sorrendje a 3d elemeknél nem esik egybe. Például a szkandium atom elektronképletében a 3d pálya a 4s pálya előtt van feltüntetve, bár a 4s pálya töltődik be először.

Felmerül egy logikus kérdés: miért töltődik ki korábban a 4s alszint a 3d elemek atomjaiban, holott az energiája nagyobb, mint a 3d alszint? Miért nincs például az Sc atom alapállapotában az 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 elektronikus konfiguráció?

Ez azért van így, mert egy atom különböző elektronállapotainak energiáinak aránya nem mindig esik egybe az egyes energia-alszintek energiáinak arányával. A 4s alszint energiája a 3d elemeknél nagyobb, mint a 3d alszinté, de az állapot energiája
3d 1 4s 2 kisebb, mint a 3d 3 állapot energiája.

Ez azzal magyarázható, hogy az elektronok közötti taszítás, és ennek megfelelően a teljes állapot energiája a...3d 3 konfigurációhoz (három elektronnal azonos energia-alszinten) nagyobb, mint a...3d 1 konfigurációnál. 4s 2 (három elektronnal, különböző energiaszinteken található).

Egy atom elektronikus konfigurációja egy képlet, amely megmutatja az elektronok elrendezését egy atomban szintek és alszintek szerint. A cikk tanulmányozása után megtudhatja, hol és hogyan helyezkednek el az elektronok, megismerkedhet a kvantumszámokkal, és meg tudja alkotni egy atom elektronikus konfigurációját a szám alapján; a cikk végén található az elemek táblázata.

Miért tanulmányozzuk az elemek elektronikus konfigurációját?

Az atomok olyanok, mint egy konstrukciós halmaz: van egy bizonyos számú rész, különböznek egymástól, de két azonos típusú rész teljesen azonos. De ez az építőkészlet sokkal érdekesebb, mint a műanyag, és itt van miért. A konfiguráció attól függően változik, hogy ki van a közelben. Például a hidrogén mellett oxigén Talán vízzé alakul, nátrium közelében gázzá alakul, vas közelében pedig teljesen rozsdává. Annak a kérdésnek a megválaszolásához, hogy miért történik ez, és megjósolhatjuk egy atom viselkedését a másik mellett, meg kell vizsgálni az elektronikus konfigurációt, amelyet az alábbiakban tárgyalunk.

Hány elektron van egy atomban?

Az atom magból és a körülötte forgó elektronokból áll, az atommag protonokból és neutronokból áll. Semleges állapotban minden atomnak annyi elektronja van, ahány proton van az atommagjában. A protonok számát az elem rendszáma jelöli, például a kénnek 16 protonja van - ez a periódusos rendszer 16. eleme. Az aranynak 79 protonja van - ez a periódusos rendszer 79. eleme. Ennek megfelelően a kénnek semleges állapotban 16, az aranynak 79 elektronja van.

Hol keressünk elektront?

Az elektron viselkedésének megfigyelésével bizonyos mintázatok származtathatók, ezeket kvantumszámokkal írják le, összesen négy van:

• Főkvantumszám
• Orbitális kvantumszám
• Mágneses kvantumszám
• Spin kvantumszám

Orbitális

Továbbá a pálya szó helyett a „pálya” kifejezést fogjuk használni; az orbitál az elektron hullámfüggvénye; nagyjából ez az a tartomány, amelyben az elektron az idejének 90%-át tölti.

N - szint
L - héj
M l - pályaszám
M s - első vagy második elektron a pályán

l pályakvantumszám

Az elektronfelhő tanulmányozása eredményeként azt találták, hogy a felhőnek az energiaszinttől függően négy fő formája van: labda, súlyzók és két másik, összetettebb. Az energia növekedési sorrendjében ezeket a formákat s-, p-, d- és f-héjnak nevezzük. Mindegyik héjnak 1 (s), 3 (p), 5 (d) és 7 (f) pályája lehet. Az orbitális kvantumszám az a héj, amelyben a pályák találhatók. Az s, p, d és f pályák pályakvantumszáma 0, 1, 2 vagy 3 értéket vesz fel.

Az s-héjon egy pálya van (L=0) - két elektron
Három pálya van a p-héjon (L=1) - hat elektron
Öt pálya van a d-héjon (L=2) - tíz elektron
Hét pálya van az f-héjon (L=3) - tizennégy elektron

Mágneses kvantumszám m l

A p-shell-en három pálya található, ezeket -L-től +L-ig terjedő számok jelölik, azaz a p-shell-hez (L=1) „-1”, „0” és „1” pályák vannak. . A mágneses kvantumszámot m l betűvel jelöljük.

A héjon belül könnyebben helyezkednek el az elektronok különböző pályákon, így az első elektronok mindegyik pályán megtöltenek egyet, majd mindegyikhez adnak egy-egy elektronpárt.

Tekintsük a d-shell-t:
A d-héj az L=2 értéknek felel meg, azaz öt pálya (-2,-1,0,1 és 2), az első öt elektron tölti ki a héjat M l =-2, M értékekkel. l=-1, Ml=0, Ml=1,Ml=2.

Spin kvantumszám m s

A spin az elektron forgásiránya a tengelye körül, két iránya van, tehát a spinkvantumszámnak két értéke van: +1/2 és -1/2. Egy energia-alszint csak két ellentétes spinű elektront tartalmazhat. A spinkvantumszámot m s-vel jelöljük

n főkvantumszám

A fő kvantumszám az energiaszint, jelenleg hét energiaszint ismeretes, mindegyiket egy-egy arab szám jelöli: 1,2,3,...7. A shellek száma minden szinten megegyezik a szintszámmal: egy shell van az első szinten, kettő a másodikon stb.

Elektronszám

Tehát bármely elektron leírható négy kvantumszámmal, ezeknek a számoknak a kombinációja egyedi az elektron minden pozíciójára, vegyük az első elektront, a legalacsonyabb energiaszint N = 1, az első szinten van egy héj, a az első héj bármely szinten labda alakú (s -shell), azaz. L=0, a mágneses kvantumszám csak egy értéket vehet fel, M l =0 és a spin +1/2 lesz. Ha vesszük az ötödik elektront (bármelyik atomban van is), akkor a fő kvantumszámok a következők lesznek: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

Elektronikus könyvek hardvertechnológiái. Az e-könyv olvasó fogalma. Előnyök és hátrányok. LCD monitor technológia.

A szegénység és a nyomor mint társadalmi jelenségek. A lakosság alacsony jövedelmű csoportjainak szociális védelme

Jegy 1. Ciklikus algoritmus. Előfeltételes, utófeltételes és paraméteres hurkok blokkdiagramjai. Ciklikus folyamatprogramozás

Az atomok elektronikus héjának szerkezete fontos szerepet játszik a kémiában, és meghatározza az anyagok kémiai tulajdonságait. Az elektron bizonyos pályán való mozgásának legfontosabb jellemzője az atommaghoz való kötődés energiája. Az atomban lévő elektronok egy bizonyos energiában különböznek egymástól, és a kísérletek szerint egyesek erősebben, mások kevésbé vonzódnak az atommaghoz. Ez az elektronok atommagtól való távolságával magyarázható. Minél közelebb vannak az elektronok az atommaghoz, annál nagyobb a kapcsolatuk az atommaggal, de annál kisebb az energiájuk. Ahogy távolodsz az atommagtól, az elektron vonzási ereje az atommaghoz csökken, és az energiatartalék nő. Így keletkeznek az elektronrétegek az atom elektronhéjában. A hasonló energiaértékű elektronok egyetlen elektronréteget vagy energiaszintet alkotnak. Az atomban lévő elektronok energiáját és energiaszintjét az n főkvantumszám határozza meg, és az 1, 2, 3, 4, 5, 6 és 7 egész értéket veszi fel. Minél nagyobb n értéke, annál nagyobb az elektron energiája az atomban. Egy adott energiaszinten az elektronok maximális számát a következő képlet határozza meg:

ahol N az elektronok maximális száma a szinten;

n – energiaszint száma.

Megállapítást nyert, hogy az első héj legfeljebb két elektront tartalmaz, a második - legfeljebb nyolc, a harmadik - legfeljebb 18, a negyedik pedig legfeljebb 32. A távolabbi héjak kitöltését nem vesszük figyelembe. . Ismeretes, hogy a külső energiaszint legfeljebb nyolc elektront tartalmazhat, ezt teljesnek nevezik. Azokat az elektronikus rétegeket, amelyek nem tartalmazzák a maximális elektronszámot, hiányosnak nevezzük.

Egy atom elektronhéjának külső energiaszintjén lévő elektronok száma megegyezik a fő alcsoportok kémiai elemeinek csoportszámával.

Ahogy korábban említettük, az elektron nem egy pályán mozog, hanem egy pályán, és nincs pályája.

Az atommag körüli teret, ahol egy adott elektron a legnagyobb valószínűséggel megtalálható, elektronpályának vagy elektronfelhőnek nevezzük.

A pályák, vagy más néven alszintek különböző alakúak lehetnek, számuk megfelel a szintszámnak, de nem haladja meg a négyet. Az első energiaszintnek van egy alszintje (s), a másodiknak kettő (s,p), a harmadiknak három (s,p,d) stb. Az azonos szintű különböző alszintű elektronok az elektronfelhő különböző formájúak: gömb alakúak (s), súlyzó alakúak (p) és bonyolultabb konfigurációjúak (d) és (f). A tudósok megállapodtak abban, hogy a gömb alakú atompályát atompályának nevezik s- orbitális. Ez a legstabilabb, és meglehetősen közel található a maghoz.

Minél nagyobb egy elektron energiája egy atomban, annál gyorsabban forog, annál jobban megnyúlik a lakóterülete, és végül súlyzó alakúvá válik. p-pálya:

Egy ilyen alakú elektronfelhő három helyet foglalhat el egy atomban a tér koordinátatengelyei mentén x, yÉs z. Ez könnyen megmagyarázható: elvégre minden elektron negatív töltésű, így az elektronfelhők taszítják egymást, és általában a lehető legtávolabb helyezkednek el egymástól.

Így, p Három pálya lehet. Energiájuk természetesen ugyanaz, de térbeli elhelyezkedésük más.

Rajzolja fel az energiaszintek elektronokkal való szekvenciális kitöltésének diagramját!

Most elkészíthetjük az atomok elektronhéjának szerkezeti diagramját:

1. Határozza meg a héjon lévő összes elektronok számát az elem rendszámával!

2. Határozza meg az elektronhéj energiaszintjeinek számát! Számuk megegyezik a D. I. Mengyelejev táblázatában szereplő azon időszak számával, amelyben az elem található.

3. Határozza meg az elektronok számát az egyes energiaszinteken!

4. A szint jelzésére arab számokkal, a pályákat s és p betűkkel, az adott pálya elektronjainak számát pedig a betű jobb felső sarkában lévő arab számmal jelölve teljesebben ábrázoljuk az atomok szerkezetét. elektronikus képletek. A tudósok megállapodtak abban, hogy minden egyes atompályát kvantumcellának neveznek – egy négyzet az energiadiagramon:

Tovább s-alszint egy atompályát tartalmazhat

és tovább p- már három alszint lehet -

(három koordináta tengely szerint):

Orbitals d- És f-az atomban az alszintek már öt és hét is lehetnek:

A hidrogénatom atommagjának töltése +1, ezért egyetlen energiaszinten egyetlen elektron mozog a magja körül. Írjuk fel a hidrogénatom elektronikus konfigurációját

Egy kémiai elem atomjának szerkezete és tulajdonságai közötti kapcsolat megállapításához vegyünk még néhány kémiai elemet.

A hidrogén után következő elem a hélium. A hélium atommagjának töltése +2, tehát a hélium atom két elektront tartalmaz az első energiaszinten:

Mivel az első energiaszint legfeljebb két elektront tartalmazhat, teljesnek tekinthető.

3. számú elem – lítium. A lítiummag töltése +3, ezért a lítiumatomban három elektron található. Közülük kettő az első energiaszinten van, a harmadik elektron pedig elkezdi kitölteni a második energiaszintet. Először az első szint s-pályáját töltjük fel, majd a második szint s-pályáját. A második szinten elhelyezkedő elektron gyengébb kötődésű az atommaghoz, mint a másik kettő.

A szénatom esetében már három lehetséges sémát feltételezhetünk az elektronhéjak kitöltésére az elektrongrafikus képletek szerint:

Az atomspektrum elemzése azt mutatja, hogy az utolsó séma helyes. Ennek a szabálynak a segítségével nem nehéz elkészíteni egy diagramot a nitrogénatom elektronszerkezetéről:

Ez a séma az 1s22s22p3 képletnek felel meg. Ekkor kezdődik az elektronok páronkénti elhelyezése a 2p pályákon. A második periódus fennmaradó atomjainak elektronikus képletei:

A neonatom befejezi a második energiaszint kitöltését, és befejeződik az elemrendszer második periódusának felépítése.

Keresse meg a lítium kémiai jelét a periódusos rendszerben; a lítiumtól a neon Neonig az atommagok töltése természetesen növekszik. A második réteg fokozatosan tele van elektronokkal. A második rétegben lévő elektronok számának növekedésével az elemek fémes tulajdonságai fokozatosan gyengülnek, és helyükre nem fémesek lépnek.

A harmadik periódus a másodikhoz hasonlóan két elemmel (Na, Mg) kezdődik, amelyben az elektronok a külső elektronréteg s-alszintjén helyezkednek el. Ezt hat elem követi (Al-tól Ar-ig), amelyekben a külső elektronréteg p-alszintje alakul ki. A második és harmadik periódus megfelelő elemeinek külső elektronrétegének szerkezete hasonlónak bizonyul. Más szóval, ahogy az atommag töltése növekszik, az atomok külső rétegeinek elektronszerkezete periodikusan megismétlődik. Ha az elemek külső energiaszintjei azonosan vannak elrendezve, akkor ezeknek az elemeknek a tulajdonságai hasonlóak. Például az argon és a neon nyolc elektront tartalmaz a külső szinten, ezért inertek, vagyis szinte nem lépnek kémiai reakciókba. Szabad formájukban az argon és a neon olyan gázok, amelyek egyatomos molekulákkal rendelkeznek.

A lítium, a nátrium és a kálium atomjai egy-egy elektront tartalmaznak a külső héjában, és hasonló tulajdonságokkal rendelkeznek, ezért a periódusos rendszer azonos csoportjába kerülnek.

III. Következtetések.

1. A kémiai elemek tulajdonságai a nukleáris töltés növekedésének sorrendjében periodikusan ismétlődnek, mivel az elemek atomjainak külső energiaszintjeinek szerkezete periodikusan ismétlődik.

2. A kémiai elemek tulajdonságainak egy perióduson belüli zökkenőmentes változása a külső energiaszinten az elektronok számának fokozatos növekedésével magyarázható.

3. Az azonos családba tartozó kémiai elemek tulajdonságainak hasonlóságának oka az atomjaik külső energiaszintjének azonos szerkezete.