المحتوى

• خطوات
• النصيحة

التوزيع الإلكترون من ذرة هي سلسلة من الأرقام التي تمثل مدارات الإلكترون. الإلكترون Obitans هي المناطق المكانية ذات الأشكال المختلفة المحيطة بنواة الذرة ، حيث يتم ترتيب الإلكترونات بطريقة منظمة. من خلال تكوين الإلكترون ، يمكنك تحديد عدد مدارات الإلكترون في الذرة وعدد الإلكترونات في كل مدار. بمجرد أن تفهم المبادئ الأساسية لتكوين الإلكترون ، ستتمكن من كتابة تكوين الإلكترون الخاص بك وستكون قادرًا على إجراء الاختبارات الكيميائية بثقة.

خطوات

طريقة 1 من 2: تحديد عدد الإلكترونات باستخدام الجدول الدوري الكيميائي

1. 

   أوجد العدد الذري للذرة. كل ذرة لها عدد محدد من الإلكترونات المرتبطة بها. حدد موقع العنصر في الجدول الدوري. العدد الذري هو عدد صحيح موجب يبدأ من 1 (للهيدروجين) ويزداد بمقدار 1 لكل ذرة بعد ذلك. العدد الذري هو عدد بروتونات الذرة - لذلك فهو أيضًا عدد إلكترونات الذرة في الحالة الأرضية.
2. حدد شحنة الذرة. تحتوي الذرة المحايدة كهربائيًا على العدد الصحيح من الإلكترونات كما هو موضح في الجدول الدوري. ومع ذلك ، فإن الذرة المشحونة ستحتوي على إلكترونات أكثر أو أقل بناءً على حجم شحنتها. إذا كنت تعمل مع ذرات بشحنة ، أضف أو اطرح العدد المقابل من الإلكترونات: أضف إلكترونًا واحدًا لكل شحنة سالبة واطرح إلكترونًا واحدًا لكل شحنة موجبة.
   • على سبيل المثال ، ذرة الصوديوم بشحنة +1 ستزيل إلكترونًا واحدًا من العدد الذري الأساسي 11. لذلك ، فإن ذرة الصوديوم تحتوي على إجمالي 10 إلكترونات.
3. احفظ القائمة المدارية الأساسية. عندما تستقبل الذرة الإلكترونات ، سيتم ترتيب هذه الإلكترونات في مدارات بترتيب معين. عندما تملأ الإلكترونات المدارات ، يكون عدد الإلكترونات في كل مدار متساويًا. لدينا المدارات التالية:
   • Obitan s (أي رقم به علامة "s" في تكوين الإلكترون) له مدار واحد فقط ، ثم يتبعه المبدأ باستثناء باولييحتوي كل مدار على 2 إلكترون كحد أقصى ، لذلك يحتوي كل مدار s على إلكترونين فقط.
   • أوبيتان ص لديها 3 مدارات ، لذلك يمكنها استيعاب ما يصل إلى 6 إلكترونات.
   • Obitan د لديها 5 مدارات ، لذلك يمكنها استيعاب ما يصل إلى 10 إلكترونات.
   • Obitan ف لديه 7 مدارات ، لذلك يمكنه استيعاب ما يصل إلى 14 إلكترونًا. احفظ ترتيب المدارات وفقًا للجملة التالية التي يسهل تذكرها:
     سعلى صعدوانية داه Fحسنا جينمل حوجه الفتاة Íكانا آتي.
     
     بالنسبة للذرات التي تحتوي على عدد أكبر من الإلكترونات ، تستمر كتابة المدارات أبجديًا بعد الحرف k ، مع استبعاد الأحرف التي تم استخدامها.
4. افهم تكوين الإلكترون. تتم كتابة تكوينات الإلكترون بحيث تظهر بوضوح عدد الإلكترونات في الذرة ، وكذلك عدد الإلكترونات في كل مدار. كل مدار مكتوب بترتيب معين ، مع كتابة عدد الإلكترونات في كل مدار أعلى يمين الاسم المداري. أخيرًا ، يكون تكوين الإلكترون عبارة عن تسلسل يتكون من أسماء المدارات وعدد الإلكترونات المكتوبة أعلاه على يمينها.
   • المثال التالي هو تكوين إلكتروني بسيط: 1s 2s 2p. يوضح هذا التكوين أن هناك إلكترونين في مدار 1s ، وإلكترونين في مدار 2s ، وستة إلكترونات في مدار 2p. 2 + 2 + 6 = 10 إلكترونات (المجموع). هذا التكوين الإلكتروني هو لذرة نيون محايدة كهربائياً (العدد الذري للنيون هو 10).
5. حفظ ترتيب المدارات. لاحظ أن المدارات مرقمة وفقًا لفئة الإلكترون ، لكن يتم ترتيبها بقوة. على سبيل المثال ، المدار 4s مشبع بطاقة أقل (أو أكثر متانة) من المدار ثلاثي الأبعاد المشبع أو غير المشبع ، لذلك يتم كتابة الفئة الفرعية 4s أولاً. بمجرد أن تعرف ترتيب المدارات ، يمكنك ترتيب الإلكترونات فيها وفقًا لعدد الإلكترونات في الذرة. ترتيب وضع الإلكترونات في المدارات هو كما يلي: 1s، 2s، 2p، 3s، 3p، 4s، 3d، 4p، 5s، 4d، 5p، 6s، 4f، 5d، 6p، 7s، 5f، 6d، 7p، 8s.
   • تتم كتابة التكوين الإلكتروني للذرة مع كل مدار مملوء بالإلكترون على النحو التالي: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d7p
   • لاحظ أنه إذا تم ملء جميع الطبقات ، فإن التكوين الإلكتروني أعلاه هو تكوين Og (Oganesson) ، 118 ، وهو أعلى ذرة مرقمة في الجدول الدوري - يحتوي على جميع طبقات الإلكترون المعروفة حاليًا لـ مع ذرة متعادلة كهربائيًا.
6. صنف الإلكترونات في مدارات حسب عدد الإلكترونات في الذرة. على سبيل المثال ، إذا كنت تريد كتابة التكوين الإلكتروني لذرة الكالسيوم المتعادلة كهربائيًا ، فإن أول ما عليك فعله هو إيجاد العدد الذري لها في الجدول الدوري. العدد الذري للكالسيوم هو 20 ، لذلك سنكتب تكوين الذرة مع 20 إلكترونًا بالترتيب أعلاه.
   • ضع إلكتروناتك في المدارات بالترتيب أعلاه حتى تصل إلى 20 إلكترونًا. Obitan 1s تحصل على إلكترونين ، 2s تحصل على 2 ، 2p تحصل على ستة ، 3s تحصل على 2 ، 3p تحصل على ستة ، و 4s تحصل على إثنين (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20). ومن ثم فإن التكوين الإلكتروني للكالسيوم هو: 1s 2s 2p 3s 3p 4s.
   • ملاحظة: يتغير مستوى الطاقة مع زيادة طبقة الإلكترون. على سبيل المثال ، عندما تكتب إلى مستوى الطاقة الرابع ، تتم كتابة الفئة الفرعية 4s أولاً ، في وقت لاحق إلى 3d. بعد كتابة مستوى الطاقة الرابع ، ستنتقل إلى المستوى الخامس وتعيد ترتيب الطبقات. يحدث هذا فقط بعد مستوى الطاقة الثالث.
7. استخدم الجدول الدوري كاختصار مرئي. ربما لاحظت أن شكل الجدول الدوري يتوافق مع ترتيب المدارات في تكوين الإلكترون. على سبيل المثال ، الذرات الموجودة في العمود الثاني من اليسار إلى اليمين تنتهي دائمًا بـ "s" ، والذرات الموجودة في أقصى الجانب الأيمن من القسم الأوسط تنتهي دائمًا عند "d" ، إلخ. استخدم الجدول الدوري لكتابة الهياكل. الشكل - الترتيب الذي يتم فيه وضع الإلكترونات في المدارات سيتوافق مع المواضع الموضحة في الجدول الدوري. انظر أدناه:
   • العمودين في أقصى اليسار عبارة عن ذرات ينتهي تكوينها الإلكتروني في مدار s ، والجزء الأيمن من الجدول الدوري عبارة عن ذرات ذات تكوين إلكتروني ينتهي في المدار p ، والجزء الأوسط عبارة عن ذرات تنتهي في مدار s. d ، وأدناه هي الذرات التي تنتهي في المدار f.
   • على سبيل المثال ، عند كتابة تكوينات الإلكترون لعنصر الكلور ، قم بعمل الوسيطة التالية: هذه الذرة موجودة في الصف الثالث (أو "فترة") من الجدول الدوري. وهو أيضًا في العمود الخامس من الكتلة المدارية p في الجدول الدوري. لذلك سينتهي تكوين الإلكترون ... 3p.
   • حذر! تتوافق الفئتان المداريتان d و f في الجدول الدوري مع مستويات طاقة مختلفة عن فترتها. على سبيل المثال ، يتوافق الصف الأول من الكتلة المدارية d مع المدار ثلاثي الأبعاد على الرغم من أنه في الفترة 4 ، بينما يتوافق الصف الأول من المدار f مع المدار 4f على الرغم من أنه في الفترة 6.
8. تعرف على كيفية كتابة تكوينات إلكترونية قابلة للطي. تسمى الذرات الموجودة على طول الحافة اليمنى للجدول الدوري غاز نادر. هذه العناصر خاملة كيميائيا جدا. لتقصير التكوين الإلكتروني الطويل ، اكتب بين قوسين مربعين الرمز الكيميائي لأقرب غاز نادر يحتوي على إلكترونات أقل من تلك الموجودة في الذرة ، ثم استمر في كتابة تكوينات الإلكترون للمدارات التالية. . انظر أدناه:
   • لفهم هذا المفهوم ، اكتب نموذجًا لتكوين الإلكترون المنهار. لنفترض أننا بحاجة إلى كتابة تكوين الإلكترون لتقليل الزنك (العدد الذري 30) من خلال تكوين غاز نادر. تكوين الإلكترون الكامل للزنك هو: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d. لاحظ ، مع ذلك ، أن 1s 2s 2p 3s 3p هو التكوين للغاز النادر النادر. فقط استبدل هذا الجزء من الترميز الإلكتروني للزنك بالرمز الكيميائي المؤثر بين قوسين مربعين ().
   • ومن ثم فإن تكوين الإلكترون للزنك مضغوط 4s 3D.
   الإعلانات

طريقة 2 من 2: استخدام الجدول الدوري أدوما

1. 

   
   
   استكشف الجدول الدوري أدوما. هذه الطريقة في كتابة تكوين الإلكترون لا تتطلب الحفظ. ومع ذلك ، تتطلب هذه الطريقة جدولًا دوريًا مُعاد ترتيبه ، لأنه في جدول دوري منتظم ، منذ الصف الرابع ، لا يتوافق عدد الدورات مع طبقة الإلكترون. اعثر على جدول أدوما الدوري ، وهو جدول دوري كيميائي خاص صممه العالم فاليري تسيمرمان. يمكنك العثور على هذا الجدول الدوري على الإنترنت.
   • في الجدول الدوري لأدوما ، الصفوف الأفقية عبارة عن مجموعات من العناصر مثل الهالوجينات والغازات الخاملة والمعادن القلوية والمعادن الأرضية القلوية وما إلى ذلك. تتوافق الأعمدة الرأسية مع طبقة الإلكترون وتسمى "الدرجات" (تقاطعات قطرية). كتل s و p و d و f) تتوافق مع الفترة.
   • يتم ترتيب الهيليوم بجانب الهيدروجين لأن كلاهما له مدار فريد من نوعه. تظهر الكتل الدورية (s و p و d و f) على الجانب الأيمن ويظهر عدد طبقات الإلكترون في القاعدة. تتم كتابة أسماء العناصر في مستطيل مرقّم من 1 إلى 120. هذه الأرقام هي الأرقام الذرية المعتادة ، والتي تمثل العدد الإجمالي للإلكترونات في ذرة متعادلة كهربائيًا.
2. ابحث عن عناصر في الجدول الدوري أدوما. لكتابة تكوين إلكتروني لعنصر ما ، حدد رمزه في الجدول الدوري لأدوما واشطب جميع العناصر ذات الأرقام الذرية الأعلى. على سبيل المثال ، إذا كنت تريد كتابة التكوين الإلكتروني لـ eribi (68) ، فاشطب العناصر من 69 إلى 120.
   • لاحظ الأرقام من 1 إلى 8 في قاعدة الجدول الدوري. هذا هو عدد طبقات أو أعمدة الإلكترون. لا تلتفت إلى الأعمدة التي تحتوي على عناصر متقاطعة فقط.بالنسبة لعريبي ، الأعمدة المتبقية هي 1 و 2 و 3 و 4 و 5 و 6.
3. احسب عدد المدارات في موضع الذرة لكتابة التكوين. انظر إلى رمز الكتلة الموضح على يمين الجدول الدوري (s و p و d و f) وانظر إلى عدد الأعمدة المعروضة في قاعدة الجدول ، بغض النظر عن الخطوط القطرية بين الكتل ، وقسم الأعمدة إلى كتل أعمدة واكتب هم بالترتيب من الأسفل إلى الأعلى. تجاهل كتل الأعمدة التي تحتوي على عناصر مشطوبة فقط. اكتب كتل الأعمدة التي تبدأ برقم العمود ثم رمز الكتلة ، على النحو التالي: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (في حالة eribi).
   • ملحوظة: تكوين الإلكترون أعلاه مكتوب بترتيب تصاعدي لعدد طبقات الإلكترون. يمكن أيضًا كتابة هذا التكوين بترتيب وضع الإلكترونات في المدارات. اتبع الخطوات من أعلى إلى أسفل بدلاً من الأعمدة عند كتابة كتل الأعمدة: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f.
4. احسب عدد الإلكترونات لكل مدار. احسب عدد الإلكترونات التي لم يتم شطبها في كل كتلة عمود ، وقم بتعيين إلكترون واحد لكل عنصر ، واكتب عدد الإلكترونات بجوار رمز الكتلة لكل عمود كتلة ، على النحو التالي: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6 s. في هذا المثال ، هذا هو التكوين الإلكتروني للعريبي.
5. التعرف على التكوينات الإلكترونية غير الطبيعية. هناك ثمانية عشر استثناءً شائعًا لتكوين الإلكترون للذرات في أدنى حالة للطاقة ، والمعروف أيضًا باسم الحالة الأرضية. بالمقارنة مع القاعدة العامة ، فإنها تنحرف فقط عن آخر موضعين إلى ثلاثة مواقع إلكترونية. في هذه الحالة ، يتسبب التكوين الفعلي للإلكترون في أن تكون للإلكترونات حالة طاقة أقل من التكوين القياسي للذرة. الذرات غير العادية هي:
   • سجل تجاري (... ، 3d5 ، 4s1) ؛ النحاس (... ، 3d10 ، 4s1) ؛ ملحوظة (...، 4d4، 5s1) ؛ مو (...، 4d5، 5s1) ؛ رو (...، 4d7، 5s1) ؛ Rh (...، 4d8، 5s1) ؛ Pd (...، 4d10، 5s0) ؛ اي جي (...، 4d10، 5s1) ؛ لا (...، 5d1، 6s2) ؛ م (...، 4f1، 5d1، 6s2) ؛ Gd (...، 4f7، 5d1، 6s2) ؛ Au (...، 5d10، 6s1) ؛ مكيف (...، 6d1، 7s2) ؛ العاشر (...، 6d2، 7s2) ؛ Pa (...، 5f2، 6d1، 7s2) ؛ يو (...، 5f3، 6d1، 7s2) ؛ Np (... ، 5f4 ، 6d1 ، 7s2) و سم (... ، 5f7 ، 6d1 ، 7s2).
   الإعلانات

النصيحة

• عندما تكون الذرة أيونًا ، فهذا يعني أن عدد البروتونات لا يساوي عدد الإلكترونات. تظهر شحنة الذرة بعد ذلك في الزاوية اليمنى العلوية (عادةً) لرمز العنصر. لذلك فإن ذرة الأنتيمون بشحنة +2 سيكون لها تكوين إلكترون من 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p. لاحظ أنه تم تغيير 5p إلى 5p. كن حذرًا عندما ينتهي تكوين الذرة المحايدة كهربائيًا في أي مدارات غير s و p. مع إزالة الإلكترونات ، يمكنك فقط أخذ الإلكترونات من مدارات التكافؤ (مداري s و p). لذلك إذا انتهى التكوين عند 4s 3d ، وكانت الذرة مشحونة +2 ، يتغير التكوين إلى 4s 3d. نرى ثلاثي الأبعادثابت، ولكن تتم إزالة الإلكترونات الموجودة في المدار s فقط.
• تميل جميع الذرات إلى العودة إلى حالة مستقرة ، وسيكون لتكوين الإلكترون الأكثر استقرارًا ما يكفي من المدارات s و p (s2 و p6). تحتوي هذه الغازات النادرة على هذا التكوين الإلكتروني ، ولهذا نادرًا ما تشارك في التفاعلات وهي على الجانب الأيمن من الجدول الدوري. لذلك إذا انتهى التكوين عند 3p ، فإنه يحتاج فقط إلى إضافة إلكترونين آخرين ليصبح مستقرًا (سيتطلب التخلي عن ستة إلكترونات ، بما في ذلك تلك الموجودة في المدار s ، المزيد من الطاقة ، لذا سيكون من السهل التخلي عن أربعة إلكترونات. أسهل). إذا انتهى التكوين عند 4d ، فإنه يحتاج فقط إلى التخلي عن ثلاثة إلكترونات للوصول إلى حالة مستقرة. وبالمثل ، فإن الفئات الفرعية الجديدة التي تتلقى نصف الإلكترونات (s1 ، p3 ، d5 ..) أكثر استقرارًا ، على سبيل المثال p4 أو p2 ، لكن s2 و p6 ستكونان أكثر استقرارًا.
• يمكنك أيضًا استخدام تكوين إلكترون التكافؤ لكتابة تكوين الإلكترون لعنصر ، وهو آخر مداري s و p. لذلك ، فإن تكوين التكافؤ لذرة الأنتيمون للأنتيمون هو 5s 5p.
• الأيونات لا تحب ذلك لأنها أكثر متانة. تخطي الخطوتين السابقتين من هذه المقالة واعمل بنفس الطريقة ، اعتمادًا على المكان الذي تبدأ منه وعدد الإلكترونات التي لديك أو أقل.
• للعثور على العدد الذري من تكوين الإلكترون الخاص به ، أضف جميع الأرقام التي تلي الأحرف (s و p و d و f). هذا صحيح فقط إذا كانت ذرة محايدة ، إذا كانت أيونًا ، فلا يمكنك استخدام هذه الطريقة. بدلاً من ذلك ، يجب عليك إضافة أو طرح عدد الإلكترونات التي تأخذها أو تتخلى عنها.
• يجب كتابة الرقم الذي يلي الحرف في الزاوية اليمنى العليا ، ويجب عدم الكتابة بشكل غير صحيح عند إجراء الاختبار.
• هناك طريقتان مختلفتان لكتابة تكوينات الإلكترون. يمكنك الكتابة بالترتيب التصاعدي لطبقة الإلكترون ، أو بالترتيب الذي توضع به الإلكترونات في المدارات ، كما هو موضح في ذرة الإيريبي.
• هناك حالات يحتاج فيها الإلكترون إلى "دفعه لأعلى". هذا عندما يكون في المدار إلكترونًا واحدًا مفقودًا ليحصل على نصف أو كل الإلكترونات ، فعليك أن تأخذ إلكترونًا من أقرب مدار s أو p لنقله إلى المدار الذي يحتاج إلى ذلك الإلكترون.
• لا يمكننا القول أن "استقرار جزء الطاقة" للطبقة الفرعية يتلقى نصف الإلكترونات. هذا تبسيط مفرط. السبب في مستوى الطاقة المستقر للفئة الفرعية الجديدة التي تتلقى "نصف عدد الإلكترونات" هو أن كل مدار يحتوي على إلكترون واحد فقط ، لذلك يتم تقليل تنافر الإلكترون والإلكترون.