المحتوى

• خطوات
• طريقة 1 من 2: توزيع الإلكترونات باستخدام النظام الدوري لـ D. I. Mendeleev
• طريقة 2 من 2: استخدام جدول أدوما الدوري
• نصائح

التكوين الإلكترونية الذرة هي تمثيل عددي لمداراتها الإلكترونية. المدارات الإلكترونية هي مناطق ذات أشكال مختلفة تقع حول نواة ذرية يكون فيها الإلكترون محتملًا رياضيًا. يساعد التكوين الإلكتروني في إخبار القارئ بسرعة وسهولة عن عدد مدارات الإلكترون في الذرة ، وكذلك تحديد عدد الإلكترونات في كل مدار. بعد قراءة هذا المقال ، ستكون قد أتقنت طريقة إنشاء التكوينات الإلكترونية.

خطوات

طريقة 1 من 2: توزيع الإلكترونات باستخدام النظام الدوري لـ D. I. Mendeleev

1. 1 أوجد العدد الذري لذرتك. كل ذرة لها عدد محدد من الإلكترونات المرتبطة بها. ابحث عن رمز الذرة في الجدول الدوري. الرقم الذري هو عدد صحيح موجب يبدأ من 1 (للهيدروجين) ويزداد بمقدار واحد لكل ذرة لاحقة. العدد الذري هو عدد البروتونات في الذرة ، وبالتالي فهو أيضًا عدد الإلكترونات في الذرة بدون شحنة.
2. 2 حدد شحنة الذرة. سيكون للذرات المحايدة نفس عدد الإلكترونات كما هو موضح في الجدول الدوري. ومع ذلك ، فإن الذرات المشحونة ستحتوي على إلكترونات أكثر أو أقل ، اعتمادًا على مقدار شحنتها. إذا كنت تعمل مع ذرة مشحونة ، أضف أو اطرح إلكترونات على النحو التالي: أضف إلكترونًا واحدًا لكل شحنة سالبة واطرح واحدًا مقابل كل شحنة موجبة.
   • على سبيل المثال ، ذرة الصوديوم بشحنة -1 سيكون لها إلكترون إضافي بالإضافة إلى العدد الذري الأساسي الخاص بها 11. وبعبارة أخرى ، فإن الذرة الكلية تحتوي على 12 إلكترونًا.
   • إذا كنا نتحدث عن ذرة صوديوم بشحنة +1 ، فيجب طرح إلكترون واحد من العدد الذري الأساسي 11. وبالتالي ، سيكون للذرة 10 إلكترونات.
3. 3 تذكر القائمة الأساسية للمدارات. مع زيادة عدد الإلكترونات ، فإنها تملأ المستويات الفرعية المختلفة لقشرة الإلكترون للذرة وفقًا لتسلسل معين. يحتوي كل مستوى فرعي من غلاف الإلكترون ، عند ملئه ، على عدد زوجي من الإلكترونات. المستويات الفرعية التالية متوفرة:
   • s- المستوى الفرعي (أي رقم في التكوين الإلكتروني يأتي قبل الحرف "s") يحتوي على مدار واحد ، ووفقًا لـ مبدأ باولي، يمكن أن يحتوي المدار الواحد على إلكترونين كحد أقصى ، وبالتالي ، يمكن أن يكون هناك إلكترونان على كل مستوى فرعي s من غلاف الإلكترون.
   • ف المستوى الفرعي تحتوي على 3 مدارات ، وبالتالي يمكن أن تحتوي على 6 إلكترونات كحد أقصى.
   • د- المستوى الفرعي تحتوي على 5 مدارات ، لذا يمكن أن تحتوي على ما يصل إلى 10 إلكترونات.
   • و-المستوى الفرعي يحتوي على 7 مدارات ، لذلك يمكن أن يحتوي على ما يصل إلى 14 إلكترونًا.
   • المستويات الفرعية g- و h- و i- و k هي نظرية. الذرات التي تحتوي على إلكترونات في هذه المدارات غير معروفة. يحتوي المستوى الفرعي g على 9 مدارات ، لذلك نظريًا يمكن أن يحتوي على 18 إلكترونًا. قد يحتوي المستوى الفرعي h على 11 مدارًا و 22 إلكترونًا كحد أقصى ؛ في المدارات i-sublevel -13 بحد أقصى 26 إلكترونًا ؛ في المستوى الفرعي k - 15 مدارًا بحد أقصى 30 إلكترونًا.
   • احفظ ترتيب المدارات باستخدام خدعة ذاكري:
     سأوبر صhysicists دلا Fالهند جيالتهكم حمعرف أنان كالحكة (علماء الفيزياء الرصين لا يجدون الزرافات مختبئة في المطابخ).
4. 4 فهم سجل التكوين الإلكتروني. يتم تسجيل التكوينات الإلكترونية لتعكس بوضوح عدد الإلكترونات في كل مدار. تتم كتابة المدارات بالتسلسل ، حيث يكون عدد الذرات في كل مدار مرتفعًا على يمين الاسم المداري. يتخذ التكوين الإلكتروني المكتمل شكل سلسلة من التعيينات ذات المستوى الفرعي والنصوص المرتفعة.
   • على سبيل المثال ، أبسط تكوين إلكتروني: 1s 2s 2p. يوضح هذا التكوين أن هناك إلكترونين في المستوى الفرعي 1s ، وإلكترونين في المستوى الفرعي 2s ، وستة إلكترونات في المستوى الفرعي 2p. مجموع 2 + 2 + 6 = 10 إلكترونات. هذا هو التكوين الإلكتروني لذرة النيون المحايدة (العدد الذري للنيون هو 10).
5. 5 تذكر ترتيب المدارات. ضع في اعتبارك أن مدارات الإلكترون مرقمة بترتيب تصاعدي لرقم غلاف الإلكترون ، ولكن بترتيب تصاعدي للطاقة. على سبيل المثال ، يكون المدار 4s المملوء أقل نشاطًا (أو أقل حركة) من 3d المملوء أو المملوء جزئيًا ، لذلك يتم تسجيل مدار 4s أولاً. بمجرد معرفة ترتيب المدارات ، يمكنك بسهولة ملئها وفقًا لعدد الإلكترونات في الذرة. ترتيب ملء المدارات كالتالي: 1s ، 2s ، 2p ، 3s ، 3p ، 4s ، 3d ، 4p ، 5s ، 4d ، 5p ، 6s ، 4f ، 5d ، 6p ، 7s ، 5f ، 6d ، 7p.
   • سيكون التكوين الإلكتروني للذرة التي يتم فيها ملء جميع المدارات بالشكل التالي: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d7p
   • لاحظ أن الإدخال أعلاه ، عند ملء جميع المدارات ، هو التكوين الإلكتروني للعنصر Uuo (ununoctium) 118 ، أعلى ذرة مرقمة في الجدول الدوري. لذلك ، يحتوي هذا التكوين الإلكتروني على جميع المستويات الفرعية الإلكترونية المعروفة حاليًا لذرة مشحونة محايدة.
6. 6 املأ المدارات حسب عدد الإلكترونات في ذرتك. على سبيل المثال ، إذا أردنا تدوين التكوين الإلكتروني لذرة الكالسيوم المحايدة ، يجب أن نبدأ بالبحث عن عددها الذري في الجدول الدوري. عددها الذري هو 20 ، لذلك سنكتب تكوين ذرة تحتوي على 20 إلكترونًا وفقًا للترتيب أعلاه.
   • املأ المدارات بالترتيب أعلاه حتى تصل إلى الإلكترون العشرين. سيحتوي مدار 1s الأول على إلكترونين ، وسيكون للمدارات 2s أيضًا اثنان ، 2p - ستة ، 3s - اثنان ، 3p - 6 ، و 4s - 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20.) في بمعنى آخر ، التكوين الإلكتروني للكالسيوم هو: 1s 2s 2p 3s 3p 4s.
   • لاحظ أن المدارات في ترتيب تصاعدي للطاقة. على سبيل المثال ، عندما تكون مستعدًا للانتقال إلى مستوى الطاقة الرابع ، اكتب أولاً مدار 4 ثوانٍ و من ثم ثلاثي الأبعاد. بعد مستوى الطاقة الرابع ، تذهب إلى المستوى الخامس ، حيث يتم تكرار نفس الترتيب. يحدث هذا فقط بعد مستوى الطاقة الثالث.
7. 7 استخدم الجدول الدوري كدليل بصري. ربما لاحظت بالفعل أن شكل الجدول الدوري يتوافق مع ترتيب المستويات الفرعية الإلكترونية في التكوينات الإلكترونية. على سبيل المثال ، الذرات الموجودة في العمود الثاني من اليسار تنتهي دائمًا بـ "s" ، بينما تنتهي الذرات الموجودة على الحافة اليمنى من القسم الأوسط الرفيع دائمًا بـ "d" ، وهكذا. استخدم الجدول الدوري كدليل مرئي لكتابة التكوينات - حيث يتوافق الترتيب الذي تضيف به إلى المدارات مع موقعك في الجدول. انظر أدناه:
   • على وجه الخصوص ، يحتوي العمودان الموجودان في أقصى اليسار على ذرات تنتهي تكويناتها الإلكترونية في مدارات s ، وتحتوي الكتلة اليمنى من الجدول على ذرات تنتهي تكويناتها في المدارات p ، وفي الجزء السفلي ، تنتهي الذرات في المدارات f.
   • على سبيل المثال ، عند كتابة التكوين الإلكتروني للكلور ، فكر على هذا النحو: "هذه الذرة تقع في الصف الثالث (أو" الفترة ") من الجدول الدوري. وهي أيضًا تقع في المجموعة الخامسة من الكتلة المدارية p من النظام الدوري ، لذلك سينتهي تكوينه الإلكتروني بـ. ..3p
   • يرجى ملاحظة: العناصر الموجودة في منطقة المدارات d و f من الجدول تتميز بمستويات طاقة لا تتوافق مع الفترة التي توجد فيها. على سبيل المثال ، يتوافق الصف الأول من كتلة العناصر ذات المدارات d مع المدارات ثلاثية الأبعاد ، على الرغم من أنها تقع في الفترة الرابعة ، والصف الأول من العناصر ذات المدارات f يتوافق مع المدار 4f ، على الرغم من حقيقة أنه في الفترة السادسة.
8. 8 تعلم اختصار كتابة التكوينات الإلكترونية الطويلة. تسمى الذرات الموجودة على الحافة اليمنى للجدول الدوري غازات نبيلة. هذه العناصر مستقرة كيميائيا جدا. لتقصير عملية كتابة التكوينات الإلكترونية الطويلة ، اكتب ببساطة بين قوسين مربعين الرمز الكيميائي لأقرب غاز نبيل بإلكترونات أقل من ذرتك ، ثم تابع كتابة التكوين الإلكتروني للمستويات المدارية اللاحقة. انظر أدناه:
   • لفهم هذا المفهوم ، من المفيد كتابة مثال على التكوين. لنكتب تكوين الزنك (العدد الذري 30) باستخدام اختصار الغاز النبيل. يبدو تكوين الزنك الكامل كما يلي: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d. ومع ذلك ، نرى أن 1s 2s 2p 3s 3p هو التكوين الإلكتروني للأرجون ، وهو غاز نبيل. ما عليك سوى استبدال جزء التكوين الإلكتروني للزنك بالرمز الكيميائي الأرجون بين قوسين معقوفين ([عربي].)
   • إذن ، التكوين الإلكتروني للزنك ، المكتوب بصيغة مختصرة ، هو: [ar] 4s 3d.
   • لاحظ أنه إذا كنت تكتب التكوين الإلكتروني لغاز نبيل ، مثل الأرجون ، فلا يمكنك كتابة [Ar]! يجب على المرء أن يستخدم تقليل الغازات النبيلة التي تواجه هذا العنصر ؛ للأرجون سيكون نيون ([ني]).

طريقة 2 من 2: استخدام جدول أدوما الدوري

1. 1 تعلم الجدول الدوري أدوما. لا تتطلب طريقة تسجيل التكوين الإلكتروني هذه الحفظ ، ومع ذلك ، فهي تتطلب جدولًا دوريًا منقحًا ، لأنه في الجدول الدوري التقليدي ، بدءًا من الفترة الرابعة ، لا يتوافق رقم الفترة مع غلاف الإلكترون. اعثر على جدول أدوما الدوري - نوع خاص من الجدول الدوري طوره العالم فاليري زيمرمان. من السهل العثور عليه ببحث قصير على الإنترنت.
   • في الجدول الدوري لـ ADOMAH ، تمثل الصفوف الأفقية مجموعات من العناصر مثل الهالوجينات والغازات النبيلة والمعادن القلوية والمعادن الأرضية القلوية ، إلخ. تتوافق الأعمدة الرأسية مع المستويات الإلكترونية ، وما يسمى بـ "الشلالات" (خطوط قطرية تربط الكتل s و p و d و f) تتوافق مع فترات.
   • يتم نقل الهيليوم إلى الهيدروجين حيث أن كلا هذين العنصرين لهما مدار 1 ثانية. تظهر كتل الفترة (s و p و d و f) على الجانب الأيمن ، وتظهر أرقام المستوى في الأسفل. تظهر العناصر في مربعات مرقمة من 1 إلى 120. هذه الأرقام هي أرقام ذرية شائعة تمثل العدد الإجمالي للإلكترونات في ذرة متعادلة.
2. 2 ابحث عن ذرتك في طاولة أدوما. لتسجيل التكوين الإلكتروني لعنصر ما ، ابحث عن رمزه في الجدول الدوري لـ ADOMAH واشطب جميع العناصر ذات العدد الذري الأعلى. على سبيل المثال ، إذا كنت بحاجة إلى كتابة التكوين الإلكتروني للإربيوم (68) ، فاشطب جميع العناصر من 69 إلى 120.
   • لاحظ الأرقام من 1 إلى 8 في أسفل الجدول. هذه هي أرقام المستوى الإلكترونية ، أو أرقام الأعمدة. تجاهل الأعمدة التي تحتوي على عناصر مشطوبة فقط.بالنسبة للإربيوم ، تبقى الأعمدة المرقمة 1 و 2 و 3 و 4 و 5 و 6.
3. 3 عد المستويات الفرعية المدارية للعنصر الخاص بك. بالنظر إلى رموز الكتلة الموضحة على يمين الجدول (s و p و d و f) وأرقام الأعمدة الموضحة في الأسفل ، تجاهل الخطوط القطرية بين الكتل وقم بتقسيم الأعمدة إلى كتل أعمدة بالترتيب من الأسفل الى الاعلى. مرة أخرى ، تجاهل المربعات التي بها شطب جميع العناصر. اكتب كتل الأعمدة ، بدءًا من رقم العمود متبوعًا برمز الكتلة ، على النحو التالي: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (للإربيوم).
   • ملاحظة: التكوين الإلكتروني أعلاه مكتوب بترتيب تصاعدي لرقم المستوى الفرعي الإلكتروني. يمكن أيضًا كتابتها بترتيب ملء المدارات. للقيام بذلك ، اتبع التسلسلات من أسفل إلى أعلى ، وليس الأعمدة عند كتابة كتل الأعمدة: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f.
4. 4 عد الإلكترونات لكل مستوى فرعي إلكتروني. عد العناصر في كل عمود كتلة لم يتم شطبها ، وربط إلكترون واحد من كل عنصر ، واكتب رقمها بجوار رمز الكتلة لكل عمود كتلة على النحو التالي: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6 s ... في مثالنا ، هذا هو التكوين الإلكتروني للإربيوم.
5. 5 ضع في اعتبارك التكوينات الإلكترونية غير الصحيحة. هناك ثمانية عشر استثناءً نموذجيًا يتعلق بالتكوينات الإلكترونية للذرات في أدنى حالة طاقة ، وتسمى أيضًا حالة الطاقة الأرضية. إنهم لا يخضعون للقاعدة العامة إلا في آخر موقعين أو ثلاثة مواقع تشغلها الإلكترونات. في هذه الحالة ، يفترض التكوين الإلكتروني الفعلي أن الإلكترونات في حالة ذات طاقة أقل مقارنة بالتكوين القياسي للذرة. تشمل ذرات الاستثناء:
   • 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) ؛ ذ (...، 6d2، 7s2) ؛ بنسلفانيا (...، 5f2، 6d1، 7s2) ؛ يو (...، 5f3، 6d1، 7s2) ؛ Np (... ، 5f4 ، 6d1 ، 7s2) و سم (... ، 5f7 ، 6d1 ، 7s2).

نصائح

• للعثور على العدد الذري للذرة عند كتابتها في التكوين الإلكتروني ، ما عليك سوى جمع جميع الأرقام التي تلي الأحرف (s و p و d و f). هذا يعمل فقط مع الذرات المحايدة ، إذا كنت تتعامل مع أيون ، فلن ينجح شيء - عليك إضافة أو طرح عدد الإلكترونات الزائدة أو المفقودة.
• الرقم الذي يلي الحرف مرتفع ، لا تخطئ في الشيك.
• لا يوجد مستوى فرعي "استقرار نصف مملوء". هذا تبسيط. أي استقرار يتعلق بالمستويات الفرعية "نصف الممتلئة" يرجع إلى حقيقة أن كل مدار مشغول بإلكترون واحد ، وبالتالي يتم تقليل التنافر بين الإلكترونات.
• تميل كل ذرة إلى حالة مستقرة ، وتملأ التكوينات الأكثر استقرارًا المستويات الفرعية s و p (s2 و p6). تحتوي الغازات النبيلة على مثل هذا التكوين ، لذلك نادرًا ما تدخل في تفاعلات وتقع على اليمين في الجدول الدوري. لذلك ، إذا انتهى التكوين عند 3p ، فإنه يحتاج إلى إلكترونين للوصول إلى حالة مستقرة (لتفقد ستة ، بما في ذلك إلكترونات المستوى الفرعي s ، يلزم المزيد من الطاقة ، لذلك من الأسهل فقدان أربعة). وإذا انتهى التكوين بـ 4d ، فإنه يحتاج إلى فقد ثلاثة إلكترونات للوصول إلى حالة مستقرة. بالإضافة إلى ذلك ، فإن المستويات الفرعية نصف الممتلئة (s1 ، p3 ، d5 ..) أكثر استقرارًا من p4 أو p2 على سبيل المثال ؛ ومع ذلك ، فإن s2 و p6 سيكونان أكثر قوة.
• عندما تتعامل مع أيون ، فهذا يعني أن عدد البروتونات لا يساوي عدد الإلكترونات. في هذه الحالة ، ستظهر شحنة الذرة في أعلى يمين الرمز الكيميائي (كقاعدة عامة). لذلك ، ذرة الأنتيمون بشحنة +2 لها التكوين الإلكتروني 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p. لاحظ أن 5p قد تغيرت إلى 5p. كن حذرًا عندما ينتهي تكوين الذرة المحايدة عند مستويات ثانوية بخلاف s و p. عندما تلتقط الإلكترونات ، يمكنك فقط التقاطها من مدارات التكافؤ (مداري s و p).لذلك ، إذا انتهى التكوين عند 4s 3d واكتسبت الذرة شحنة +2 ، فإن التكوين سينتهي عند 4s 3d. يرجى ملاحظة أن 3d ليس التغييرات ، بدلاً من فقدان الإلكترونات المدارية.
• هناك ظروف يُجبر فيها الإلكترون على "الانتقال إلى مستوى طاقة أعلى". عندما يفتقر المستوى الفرعي إلى إلكترون واحد إلى نصف أو ملء كامل ، خذ إلكترونًا واحدًا من أقرب مستوى s أو p وانقله إلى المستوى الثانوي الذي يحتاج إلى إلكترون.
• هناك خياران لتسجيل التكوين الإلكتروني. يمكن كتابتها بترتيب تصاعدي لأرقام مستوى الطاقة أو بترتيب ملء مدارات الإلكترون ، كما هو موضح أعلاه للإربيوم.
• يمكنك أيضًا كتابة التكوين الإلكتروني لعنصر من خلال تدوين تكوين التكافؤ فقط ، وهو آخر مستويين فرعيين s و p. وبالتالي ، سيكون تكوين التكافؤ للأنتيمون على شكل 5s 5p.
• يونان ليس هو نفسه. الأمر أكثر صعوبة معهم. تخطي مستويين واتبع نفس النمط اعتمادًا على المكان الذي بدأت فيه وكم عدد الإلكترونات.