امتحان الدولة الموحد A1 يختبر التركيب الذري. التكوين الإلكتروني للذرة

31.10.2019

موضوع "بنية الذرة"

1 الصيغة الإلكترونية لمستوى الطاقة الخارجي لذرة الكبريت

أ) 3س 2 3ع 2 في ) 3ث 2 3 ص 4 C) 3s 1 3p 4 D) 4s 2 4p 4 E) 4s 2 4p 4 F)3s 3 3p 4 G)4s 2 4p 2 H)3s 2 3p 6

2. يشير الرقم التسلسلي لأحد العناصر في النظام الدوري

آه النظام النووي الذري

ج) عدد طبقات الإلكترون في الذرة

د) قيمة السالبية الكهربية للعنصر

و) قيمة الكتلة الذرية للعنصر

ز) عدد النيوترونات في الذرة

3. تتوافق سلسلة الأرقام 2،8،5 مع توزيع الإلكترونات عبر مستويات الطاقة للذرة

أ) الألومنيوم ب) الفوسفور ج) النيتروجين د) الكلور ه) الكبريت و) الأرجون ز) السيليكون ح) المغنيسيوم

4. الصيغة الإلكترونية للذرة هي 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2. الرمز الكيميائي والصيغة الكيميائية لمركب الهيدروجين لهذا العنصر

أ) ج وCH 4 في) سي و سيه 4 ج) O وH 2 O D) Cl وHCl

E) S و H 2 S F) P و PH 3 G) N و NH 3 H) F و HF

5. زوج من العناصر التي لها بنية مماثلة لمستويات الطاقة الخارجية وما قبل الخارجية:

أ) ب و سي ب) ق و سي ج) ك و كاليفورنيا د ) نا و ك ه) المنغنيز والحديد و) ز) ح)

6. هل عنصر s
أ) الباريوم ب) المنغنيز ج) الكبريت د) الكربون هـ) الزنك و) السيليكون ج) الأكسجين ح) النيتروجين

7. عنصر ذو الصيغة الإلكترونية 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 يشكل أكسيدًا أعلى يتوافق مع الصيغة

أ) ه 2 أو ب) ه 2 أو 3 ج) إي أو 2 د) إي أو ه) ه 2 عن 5 F) EO 3 G) E 2 O 7 H) EO 4

8. ذرة النيون Ne وكاتيون الصوديوم Na + وأنيون الفلور F - لها نفس الشيء

أ) عدد البروتونات ب ) عدد الإلكترونات ج) قيمة التكافؤ الأقصى د) عدد النيوترونات هـ) مستويات الطاقة الفرعية و) قيمة حالة الأكسدة القصوى

ز) قيمة الكتلة الذرية ح) قيمة السالبية الكهربية

9. عدد البروتونات والنيوترونات والإلكترونات في ذرة 40 Ar يساوي على التوالي

أ ) 18, 22, 18 ب) 40، 18، 40 ج) 22، 18، 40 د) 18، 40، 18 هـ) 22، 40، 22 ف) 18، 22، 40 ج) 40، 22، 18 ح) 22،18،18

10. توزيع الإلكترونات في ذرة عنصر الفترة الرابعة من المجموعة IA يتوافق مع سلسلة من الأرقام

أ) 2،8،8،2 ب) 2،8،8،1 ج) 2,8,18,2 د) 2,8,18,1 ه) 2,8,18,3 ف) 2,8,18,3 ز) 2,8,18,1 ح) 2,8 ،18.2

11. تحتوي الذرة على خمسة إلكترونات في طبقة الإلكترون الرابعة

أ) الخامس ب) ص ج ) مثل د) Sn E) Zr F) Cu G) Sb H) N

12. نفس عدد الإلكترونات والنيوترونات

أ) تكون ذرة ب) S 2- أيون ج) F - أيون د) ذرة الكروم ه ) الذرة س F) ع ز) لي ح) نا

13 تتشابه ذرة الأكسجين وذرة الكبريت

أ) عدد الإلكترونات في الطبقة الخارجية ب) قيمة حالة الأكسدة القصوى ج) عدد مستويات الطاقة د) عدد النيوترونات في النواة هـ) عدد الإلكترونات في الذرة و) شحنة النواة

ز) قيمة الكتلة الذرية ح) قيمة السالبية الكهربية

14. في نواة ذرة عنصر بالصيغة الإلكترونية 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 عدد البروتونات هو

أ) 18 ب) 10 ج ) 14 د) 12 ه) 16 ف) 24 ز) 15 ح)2

15. ذرة المعدن أعلى أكسيد فيها هو Me 2 O 3 ولها الصيغة الإلكترونية لمستوى الطاقة الخارجي
أ) نس 2 ن 1 ب) نس 2 ن 2 ج ) نس 2 n.p. 3 د) نس 2 np E) ns 2 np F) ns 1 np 2 G) ns 0 np 1 H) ns 1 np 2

16. يوجد أدناه نموذج حجمي لذرة عنصر كيميائي. تحديد هذا العنصر.

أ) ملغم ب) نا ج) آل د) ع E) Cl F) P G) Si H) S

17. تحتوي ذرة الكبريت على عدد من الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي وشحنة النواة متساوية على التوالي
أ) 4 و+16 ب) 6 و+32 ج) 4 و+32 د ) 6 و +16 ه) 4 و16 ف) 16 و+4 ز) 3 و+32 ح) 3 و+6

18. الجسيمات لها نفس البنية الإلكترونية
أ) نا 0 و نا + ب) نا + و ف - ج) Na 0 و K 0 D) Cr 2+ و Cr 3+

E) Na 0 و F - F) Na 0 و K + G) K 0 و Cl 0 H) K 0 و Cl -

19. هل العنصر p هو
أ) الصوديوم ب ) الفوسفور ج) اليورانيوم د) الكالسيوم ه) البوتاسيوم و) الليثيوم ج) الروبيديوم ح) السيزيوم

20. صيغة أعلى أكسيد لعنصر صيغته الإلكترونية هي 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

أ) ب 2 س 3 ب) ن 2 س 5 ج) ص 2 يا 5 د) Al 2 O 3 E) As 2 O 5 F) SO 3 G) P 2 O 3 H) SiO 3

21. تحتوي الذرة على أربعة إلكترونات في طبقة الإلكترون الخامسة

أ) الخامس ب) بينالي ج) كما د) سن ه) Zr F) Si G) Pb H) Sr

الجزء ب.زالمهام مع إجابات صحيحة متعددة.

تكوين أنيون الكبريت

أ) البروتونات 32 ب) الإلكترونات 18 ج) النيوترونات 16 د) الإلكترونات 16 هـ) الإلكترونات 32

F ) البروتونات 16 ز) الإلكترونات 14 ح) البروتونات 18

2. يشير إلى العناصر s

أ) الزنك في) نا مع) ملغ د)س ه) لي و) ج ز) الزنك ح) النحاس

3. يوجد على مستوى الطاقة الخارجي خمسة إلكترونات

أ) ن ب) الكلور ج) سي د) ج ه) ح ف) نا ز) ص لديه

4. ذرات الكربون والسيليكون مختلفة

أ) تنتمي إلى العناصر p

ج) تنتمي إلى غير المعادن

د) عدد المدارات الشاغرة على مستوى الطاقة الخارجي

ه) الشحنة النووية

ز) الحد الأقصى لقيمة التكافؤ

5. يشير الرقم التسلسلي لأحد العناصر في النظام الدوري

آه النظام النووي الذري

ب) عدد الإلكترونات الموجودة في الطبقة الخارجية للذرة

مع) عدد الإلكترونات في الذرة

د) عدد النيوترونات في الذرة

هـ) عدد مستويات الطاقة الفرعية في الطبقة الإلكترونية

F ) عدد البروتونات

ز) الحد الأقصى لتكافؤ العنصر في المركبات التي تحتوي على الأكسجين

ح) عدد طبقات الإلكترون في الذرة
6. يوجد في مستوى الطاقة الأخير 8 إلكترونات

أ) أ حجم الأرجون آر ب) ذرة الكالسيوم ج) ذرة البوتاسيوم ك د ) أنيون الكلور مع ل -

ه) ذرة البوتاسيوم ك F ) كاتيون الكالسيوم سا 2+

7. الصيغة الإلكترونية 1s 2 2s 2 2p 6 تتوافق مع

أ) أ هذا النيون ب ) أنيون الأكسجين ج) ذرة الأكسجين د ) أنيون الفلور

E) ذرة الفلور F) ذرة الأكسجين G) ذرة الصوديوم H) أنيون الكلور

8. تحتوي ذرة معدن معين على الصيغة الإلكترونية لمستوى الطاقة الخارجي ns 2 np 1
أ ) في ب) س) ج) ف د) كما ه ) أ ل و) ج ز) جا ح) سي
9. في التفاعلات يتخلى العنصر عن إلكترون واحد

أ) لي ب) الزنك ج) الكلور د ) روبية ه) نا و) آل جي) كا ح) و

10. للأيون غلاف خارجي ثنائي الإلكترون
أ) ق 6+ ب) ق 2- مع) ر 5+ د ) س 4+ ه) ج 2+ F) Sn 4+ G) C 4+ H) Br -

11. هو عنصر ف

أ) س ب) نا ج) كاليفورنيا د ) ص ه) يا و) ك ز) زنك ح) لي

12. في التفاعلات، يقبل العنصر إلكترونًا واحدًا

أ) لي ب) الزنك مع) Cl د) روبية ه) ب ص و) ك ز) كاليفورنيا ح) F

13. يمكن لذرة العنصر الذي تكون حالة الأكسدة القصوى له + 4 في الحالة الأرضية أن يكون لها التكوين الإلكتروني لمستوى الطاقة الخارجي:

أ) 3 س 2 3 ص 4 في ) 2 س 2 2 ص 2 مع) 2 س 2 2 ص 4 د) 3 س 2 3 ص 2 ه) 2س 2 2ع 6 و) 3ث 2 3ع 4 ز) 4 س 2 4 ص 2 ح) 2 ق 2 2 ع 5

14. الجسيمات الموجودة في زوج لها نفس البنية الإلكترونية

أ) F - و نا +

E) F - وNa F) Mg وSi 4+ G) ح) ملغ و سي 2+ ح ) ك و Cl -

15. يوجد في المستوى الفرعي s إلكترونين (الحالة الأرضية)

أ) كاليفورنيا ب) س ج) نا د ) ملغ ه) لي F) ك ز) ر ب ح) ح

16. تكوين أنيون الفلور

أ) البروتونات 19

ب) الإلكترونات 10

ج) النيوترونات 10

د) الإلكترونات 16

ه) الإلكترونات 19

F ) البروتونات 9

ز) النيوترونات 19

ح) البروتونات 18

17. يشير إلى العناصر د

أ) اي جي في) الزنك ج) ك د ) النحاس E) Na F) C G) S H) Cl

18. يوجد على مستوى الطاقة الخارجي 4 إلكترونات

أ) ن ب) كل ج) سي د)ج ه) ح ف) نا ز) ص ح) سن

19. ذرات النيتروجين والفوسفور مختلفة

أ) الحد الأقصى لقيمة التكافؤ

ب) عدد إلكترونات التكافؤ

ج) تنتمي إلى غير المعادن

د) عدد المدارات الشاغرة عند مستوى الطاقة الخارجي

ه) الشحنة النووية

و) عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الأخير

G) تنتمي إلى العناصر p

ح) عدد مستويات الطاقة

20. يشير الرقم التسلسلي لأحد العناصر في النظام الدوري إلى:

أ) عدد النيوترونات في الذرة

في) ح النظام النووي الذري

مع) عدد الإلكترونات في الذرة

د ) عدد البروتونات

هـ) عدد مستويات الطاقة الفرعية في الطبقة الإلكترونية

و) عدد الإلكترونات الموجودة في الطبقة الخارجية للذرة

ز) عدد طبقات الإلكترون في الذرة

ح) الحد الأقصى لتكافؤ العنصر في المركبات التي تحتوي على الأكسجين
21. لديه 18 إلكترونًا

أ) ذرة الكالسيوم ب) ذرة الفلور F C) ذرة البوتاسيوم K د ) أنيون الكلور مع ل -

ه) كاتيون البوتاسيوم ك + F ) كاتيون الكالسيوم سا 2+ ز) ذرة الكلور ح) أنيون الفلور و -

22. الصيغة الإلكترونية 1s 2 2s 2 2п 6 3 s 2 3п 6 تتوافق مع

أ) أ ذلك الأرجون ب) أنيون الأكسجين ج) ذرة الأكسجين د ) كاتيون الكالسيوم

ه) ذرة الفلور F ) كاتيون البوتاسيوم ز) ذرة الصوديوم. ح) ذرة الكلور

23. تحتوي ذرة معدن معين على الصيغة الإلكترونية لمستوى الطاقة الخارجي ns 2 np 3
أ) ب) ع ج ) ص د ) مثل ه) آل F) ن ز) جا ح) سي
24. تتخلى هذه العناصر عن إلكترونين عند تفاعلها

أ) لي في) الزنك ج) الكلور د) روبية ه) ملغ و) ك ز) كاليفورنيا ح) ف

25. للأيون غلاف خارجي ثنائي الإلكترون
أ) ق 6+ في)ر 5+ ج) ق 2- د ) س 4+ ه) ج 4+ و) سن 4+ ز) مع 2+ ح) ر-

26. تنتمي هذه العناصر الكيميائية إلى س - عناصر

أ) س ب) ص مع) كاليفورنيا د) آل ه) س F) ك ز) ج ح) لي

27. تقبل هذه العناصر إلكترونًا واحدًا عند تفاعلها

أ) لي ب) الزنك مع) Cl د) روبية ه) ب ص و) ك ز) كاليفورنيا ح) F

28. يمكن لذرة العنصر الذي تكون حالة الأكسدة القصوى له + 4 في الحالة الأرضية أن يكون لها التكوين الإلكتروني لمستوى الطاقة الخارجي:

أ) 3 س 2 3 ص 4 في ) 2 س 2 2 ص 2 مع) 2 س 2 2 ص 4 د) 3 س 2 3 ص 2 ه) 2س 2 2ع 6 و) 3ث 2 3ع 4 ز) 4 س 2 4 ص 2 ح) 2 ق 2 2 ع 5

29. الجسيمات في الزوج لها نفس البنية الإلكترونية

أ) F - و نا + ب) F و Na + C) Mg و Ca D) Mg 2+ و Si 2+

E) F - و Na F) Mg و Si 4+ ز) ملغ و سي 2+ ح ) ك و Cl -

30. يوجد إلكترون واحد في المستوى الفرعي s (الحالة الأرضية)

أ) كا ب) س مع) نا د) ملغ ه) ل ط و) با ز) روبية ح) ح

الجزء ج. مهام الاختبارللارتباط.

طابق الأيون مع صيغته الإلكترونية:

الصيغة الإلكترونية

أ) 1 ثانية 2 2 ثانية 2 2 آر 6 3 ثانية 2 3 آر 6 4 ثانية 2 3 دي 10 4 آر 6 5 ثانية 1

ب) 1ث 2 2ث 2 2ر 6 3ث 2 3ر 6 4ث 2

ج) 1س 2 2س 2 2ر 6 3ث 2 3ر 6

د) 1س 2 2س 2 2ص 6

ه) 1س 2 2س 2 2ع 4

و) 1 ثانية 2 2 ثانية 2 2 آر 6 3 ثانية 2 3 آر 6 4 ثانية 2 3 د 10 4 ص 6

قم بمطابقة ذرة العنصر مع عدد الإلكترونات التي يتبرع بها أو يقبلها لإكمال غلافه الإلكتروني الخارجي:

مطابقة العنصر مع صيغته الإلكترونية

إنشاء مراسلات بين مستوى الطاقة الفرعي وعدد المدارات الموجودة عليه:

قم بمطابقة الأيون مع صيغته الإلكترونية

8. قم بمطابقة ذرة العنصر مع عدد الإلكترونات التي يمنحها

أو يستغرق إكمال الغلاف الإلكتروني الخارجي:

الجزء أ. اختبارات الاختيار الواحد





















الجزء ب. المهام ذات الاختيار المتعدد للإجابات الصحيحة.






























الجزء ج. مهام الاختبارللارتباط.
	1-ب 2-ه، 3-ج

هيكل الأصداف الإلكترونية لذرات عناصر الفترات الأربع الأولى: عناصر $s-$ و $p-$ و $d-$. التكوين الإلكتروني للذرة. حالات الذرات الأرضية والمثارة

نشأ مفهوم الذرة في العالم القديم للدلالة على جسيمات المادة. ترجمت من اليونانية، "الذرة" تعني "غير قابل للتجزئة".

الإلكترونات

توصل الفيزيائي الأيرلندي ستوني، بناءً على التجارب، إلى استنتاج مفاده أن الكهرباء تحملها أصغر الجزيئات الموجودة في ذرات جميع العناصر الكيميائية. في عام 1891، اقترح السيد ستوني تسمية هذه الجسيمات الإلكتروناتوالتي تعني "العنبر" باللغة اليونانية.

وبعد سنوات قليلة من حصول الإلكترون على اسمه، أثبت الفيزيائي الإنجليزي جوزيف طومسون والفيزيائي الفرنسي جان بيرين أن الإلكترونات تحمل شحنة سالبة. هذه هي أصغر شحنة سالبة، والتي يتم أخذها في الكيمياء كوحدة $(-1)$. حتى أن طومسون تمكن من تحديد سرعة الإلكترون (وهي تساوي سرعة الضوء - 300000 دولار كم/ثانية) وكتلة الإلكترون (وهي أقل بـ 1836 دولارًا من كتلة ذرة الهيدروجين).

قام طومسون وبيرين بتوصيل قطبي المصدر الحالي بلوحتين معدنيتين - الكاثود والأنود، ملحومين في أنبوب زجاجي تم إخلاء الهواء منه. عندما تم تطبيق جهد يبلغ حوالي 10 آلاف فولت على ألواح القطب، يومض تفريغ مضيء في الأنبوب، وتطايرت الجزيئات من الكاثود (القطب السالب) إلى القطب الموجب (القطب الموجب)، وهو ما أطلق عليه العلماء لأول مرة أشعة الكاثود، ثم اكتشف أنه كان تيارًا من الإلكترونات. تتسبب الإلكترونات التي تصطدم بمواد خاصة، مثل تلك الموجودة على شاشة التلفزيون، في حدوث توهج.

تم التوصل إلى الاستنتاج: تهرب الإلكترونات من ذرات المادة التي يتكون منها الكاثود.

يمكن الحصول على الإلكترونات الحرة أو تدفقها بطرق أخرى، على سبيل المثال، عن طريق تسخين سلك معدني أو عن طريق تسليط الضوء على المعادن التي تتكون من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى من الجدول الدوري (على سبيل المثال، السيزيوم).

حالة الإلكترونات في الذرة

تُفهم حالة الإلكترون في الذرة على أنها مجموع المعلومات حولها طاقةإلكترون معين في فضاء، الذي يقع فيه. نحن نعلم بالفعل أن الإلكترون الموجود في الذرة ليس له مسار للحركة، أي. يمكننا أن نتحدث فقط عن الاحتمالاتموقعها في الفضاء المحيط بالنواة. ويمكن أن تتواجد في أي جزء من هذا الفضاء المحيط بالنواة، وتعتبر مجموعة المواضع المختلفة بمثابة سحابة إلكترونية ذات كثافة شحنة سالبة معينة. مجازيًا، يمكن تخيل ذلك بهذه الطريقة: إذا كان من الممكن تصوير موضع الإلكترون في الذرة بعد جزء من مائة أو جزء من مليون من الثانية، كما هو الحال في الصورة النهائية، فسيتم تمثيل الإلكترون في مثل هذه الصور كنقطة. إذا تم تركيب عدد لا يحصى من هذه الصور، فستكون الصورة لسحابة إلكترونية ذات كثافة أكبر حيث يوجد أكبر عدد من هذه النقاط.

يوضح الشكل "قطعًا" لكثافة الإلكترون هذه في ذرة الهيدروجين التي تمر عبر النواة، ويحدد الخط المتقطع المجال الذي يبلغ احتمال اكتشاف الإلكترون فيه 90%$. يغطي الكفاف الأقرب إلى النواة منطقة من الفضاء يكون فيها احتمال اكتشاف إلكترون $10%$، واحتمال اكتشاف إلكترون داخل الكفاف الثاني من النواة $20%$، داخل الكفاف الثالث $≈30% $، الخ. هناك بعض عدم اليقين في حالة الإلكترون. لوصف هذه الحالة الخاصة، قدم الفيزيائي الألماني دبليو هايزنبرغ مفهوم مبدأ عدم اليقين، أي. أظهر أنه من المستحيل تحديد طاقة وموقع الإلكترون في وقت واحد وبدقة. كلما تم تحديد طاقة الإلكترون بدقة أكبر، كلما كان موضعه غير مؤكد، والعكس صحيح، بعد تحديد الموضع، من المستحيل تحديد طاقة الإلكترون. نطاق الاحتمال لاكتشاف الإلكترون ليس له حدود واضحة. ومع ذلك، من الممكن اختيار مساحة يكون فيها احتمال العثور على إلكترون هو الحد الأقصى.

يُطلق على الفضاء المحيط بالنواة الذرية والذي من المرجح أن يوجد فيه الإلكترون اسم المدار.

يحتوي على ما يقرب من 90%$ من السحابة الإلكترونية، مما يعني أن حوالي 90%$ من الوقت الذي يتواجد فيه الإلكترون في هذا الجزء من الفضاء. بناءً على شكلها، هناك أربعة أنواع معروفة من المدارات، والتي يُشار إليها بالأحرف اللاتينية $s وp وd$ و$f$. يعرض الشكل تمثيلًا رسوميًا لبعض أشكال مدارات الإلكترون.

إن أهم خاصية لحركة الإلكترون في مدار معين هي طاقة ارتباطه بالنواة. تشكل الإلكترونات ذات قيم الطاقة المماثلة مفردة طبقة الإلكترون، أو مستوى الطاقة. يتم ترقيم مستويات الطاقة بدءاً من النواة: 1 دولار، 2، 3، 4، 5، 6 دولار، و7 دولار.

العدد الصحيح $n$ الذي يشير إلى رقم مستوى الطاقة يسمى رقم الكم الرئيسي.

وهو يميز طاقة الإلكترونات التي تشغل مستوى طاقة معين. تمتلك إلكترونات مستوى الطاقة الأول، الأقرب إلى النواة، أدنى طاقة. بالمقارنة مع إلكترونات المستوى الأول، تتميز إلكترونات المستويات اللاحقة بكمية كبيرة من الطاقة. وبالتالي، فإن إلكترونات المستوى الخارجي هي الأقل ارتباطًا بالنواة الذرية.

عدد مستويات الطاقة (الطبقات الإلكترونية) في الذرة يساوي عدد الفترة في نظام D.I Mendeleev الذي ينتمي إليه العنصر الكيميائي: ذرات عناصر الفترة الأولى لها مستوى طاقة واحد؛ الفترة الثانية - اثنان؛ الفترة السابعة - سبعة.

يتم تحديد أكبر عدد من الإلكترونات عند مستوى الطاقة بالصيغة:

حيث $N$ هو الحد الأقصى لعدد الإلكترونات؛ $n$ هو رقم المستوى، أو رقم الكم الرئيسي. وبالتالي: عند مستوى الطاقة الأول الأقرب إلى النواة، لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين؛ في الثاني - ما لا يزيد عن 8 دولارات؛ وفي الثالث - ما لا يزيد عن 18 دولارًا؛ في الرابع - لا يزيد عن 32 دولارًا. وكيف يتم ترتيب مستويات الطاقة (الطبقات الإلكترونية) بدورها؟

بدءاً من مستوى الطاقة الثاني $(n = 2)$، ينقسم كل مستوى إلى مستويات فرعية (sublayers)، تختلف قليلاً عن بعضها البعض في طاقة الارتباط مع النواة.

عدد المستويات الفرعية يساوي قيمة رقم الكم الرئيسي:مستوى الطاقة الأول له مستوى فرعي واحد؛ الثاني - اثنان؛ الثالث - ثلاثة؛ الرابع - أربعة. وتتكون المستويات الفرعية بدورها من المدارات.

تتوافق كل قيمة $n$ مع عدد من المدارات يساوي $n^2$. وفقا للبيانات الواردة في الجدول، يمكن تتبع العلاقة بين عدد الكم الرئيسي $n$ وعدد المستويات الفرعية، ونوع وعدد المدارات، والحد الأقصى لعدد الإلكترونات في المستوى الفرعي والمستوى.

عدد الكم الرئيسي، أنواع وعدد المدارات، الحد الأقصى لعدد الإلكترونات في المستويات الفرعية والمستويات.

مستوى الطاقة $(ن)$	عدد المستويات الفرعية يساوي $n$	النوع المداري	عدد المدارات		الحد الأقصى لعدد الإلكترونات
			في المستوى الفرعي	في مستوى يساوي $n^2$	في المستوى الفرعي	عند مستوى يساوي $n^2$
$K(ن=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(ن=2)$	$2$	$2 دولار	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2 ب $	$3$		$6$
$م(ن=3)$	$3$	$3$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3 ب $	$3$		$6$
		$3D$	$5$		$10$
$ن(ن=4)$	$4$	$4 دولار	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4 ب $	$3$		$6$
		$4د$	$5$		$10$
		4 دولارات أمريكية	$7$		$14$

يُشار إلى المستويات الفرعية عادةً بأحرف لاتينية، بالإضافة إلى شكل المدارات التي تتكون منها: $s, p, d, f$. لذا:

$s$-المستوى الفرعي - المستوى الفرعي الأول من كل مستوى طاقة الأقرب إلى النواة الذرية، ويتكون من مدار $s$ واحد؛
$p$-المستوى الفرعي - المستوى الفرعي الثاني لكل مستوى، باستثناء مستوى الطاقة الأول، يتكون من ثلاثة مدارات $p$؛
$d$-المستوى الفرعي - المستوى الفرعي الثالث لكل منهما، بدءًا من المستوى الثالث، مستوى الطاقة، يتكون من خمسة مدارات $d$؛
يتكون المستوى الفرعي $f$ لكل منها، بدءًا من مستوى الطاقة الرابع، من سبعة مدارات $f$.

النواة الذرية

لكن ليست الإلكترونات فقط هي جزء من الذرات. اكتشف الفيزيائي هنري بيكريل أن المعدن الطبيعي الذي يحتوي على ملح اليورانيوم ينبعث أيضًا إشعاعات غير معروفة، مما يعرض أفلامًا فوتوغرافية محمية من الضوء. وسميت هذه الظاهرة النشاط الإشعاعي.

هناك ثلاثة أنواع من الأشعة المشعة:

أشعة $α$، والتي تتكون من جسيمات $α$ ذات شحنة أكبر بمقدار 2$ من شحنة الإلكترون، ولكن بإشارة موجبة، وكتلة أكبر بـ 4$ مرات من كتلة ذرة الهيدروجين؛
تمثل الأشعة $β$ تدفق الإلكترونات؛
أشعة $γ$ هي موجات كهرومغناطيسية ذات كتلة ضئيلة ولا تحمل شحنة كهربائية.

وبالتالي، فإن الذرة لها بنية معقدة - فهي تتكون من نواة وإلكترونات موجبة الشحنة.

كيف يتم هيكلة الذرة؟

في عام 1910، في كامبريدج، بالقرب من لندن، درس إرنست رذرفورد وطلابه وزملاؤه تشتت جسيمات $α$ التي تمر عبر رقائق الذهب الرقيقة وتسقط على الشاشة. وعادة ما تنحرف جسيمات ألفا عن الاتجاه الأصلي بدرجة واحدة فقط، مما يؤكد على ما يبدو تجانس وتجانس خصائص ذرات الذهب. وفجأة لاحظ الباحثون أن بعض جزيئات $α$ غيرت اتجاه مسارها فجأة، كما لو أنها تواجه نوعًا ما من العوائق.

ومن خلال وضع شاشة أمام الرقاقة، تمكن رذرفورد من اكتشاف حتى تلك الحالات النادرة التي تطير فيها جزيئات $α$، المنعكسة من ذرات الذهب، في الاتجاه المعاكس.

أظهرت الحسابات أن الظواهر المرصودة يمكن أن تحدث إذا تركزت كتلة الذرة بأكملها وشحنتها الموجبة في نواة مركزية صغيرة. اتضح أن نصف قطر النواة أصغر بمقدار 100000 مرة من نصف قطر الذرة بأكملها، وهي المنطقة التي توجد فيها الإلكترونات ذات الشحنة السالبة. إذا قمت بتطبيق مقارنة مجازية، فيمكن تشبيه حجم الذرة بالكامل بالملعب في لوجنيكي، ويمكن تشبيه النواة بكرة القدم الموجودة في وسط الملعب.

إن ذرة أي عنصر كيميائي يمكن مقارنتها بنظام شمسي صغير. ولذلك، فإن هذا النموذج للذرة، الذي اقترحه رذرفورد، يسمى كوكبي.

البروتونات والنيوترونات

اتضح أن النواة الذرية الصغيرة، التي تتركز فيها كتلة الذرة بأكملها، تتكون من نوعين من الجزيئات - البروتونات والنيوترونات.

البروتوناتلها شحنة تساوي شحنة الإلكترونات، ولكنها معاكسة لها في الإشارة $(+1)$، وكتلة تساوي كتلة ذرة الهيدروجين (تُعتبر وحدة في الكيمياء). يتم تحديد البروتونات بالعلامة $↙(1)↖(1)p$ (أو $p+$). النيوتروناتلا تحمل شحنة، فهي محايدة ولها كتلة تساوي كتلة البروتون، أي. $1$. يتم تحديد النيوترونات بالعلامة $↙(0)↖(1)n$ (أو $n^0$).

تسمى البروتونات والنيوترونات معًا النيوكليونات(من اللات. نواة- جوهر).

يسمى مجموع عدد البروتونات والنيوترونات الموجودة في الذرة عدد جماعي. على سبيل المثال، العدد الكتلي لذرة الألومنيوم هو:

وبما أن كتلة الإلكترون، وهي صغيرة بشكل لا يذكر، يمكن إهمالها، فمن الواضح أن كتلة الذرة بأكملها تتركز في النواة. يتم تعيين الإلكترونات على النحو التالي: $e↖(-)$.

وبما أن الذرة متعادلة كهربائيًا، فمن الواضح أيضًا ذلك أن عدد البروتونات والإلكترونات في الذرة متساوي. وهو يساوي العدد الذري للعنصر الكيميائيالمخصصة لها في الجدول الدوري. على سبيل المثال، تحتوي نواة ذرة الحديد على 26 دولارًا من البروتونات، ويدور حول النواة 26 دولارًا من الإلكترونات. كيفية تحديد عدد النيوترونات؟

وكما هو معروف فإن كتلة الذرة تتكون من كتلة البروتونات والنيوترونات. معرفة الرقم التسلسلي للعنصر $(Z)$ أي. عدد البروتونات، والعدد الكتلي $(A)$، يساوي مجموع أعداد البروتونات والنيوترونات، ويمكن إيجاد عدد النيوترونات $(N)$ باستخدام الصيغة:

على سبيل المثال، عدد النيوترونات في ذرة الحديد هو:

$56 – 26 = 30$.

يعرض الجدول الخصائص الرئيسية للجزيئات الأولية.

الخصائص الأساسية للجسيمات الأولية.

النظائر

تسمى أنواع ذرات العنصر نفسه التي لها نفس الشحنة النووية ولكن بأعداد كتلية مختلفة بالنظائر.

كلمة النظائريتكون من كلمتين يونانيتين: iso- متطابقة و توبوس- المكان يعني "شاغل مكان واحد" (الخلية) في الجدول الدوري للعناصر.

العناصر الكيميائية الموجودة في الطبيعة عبارة عن خليط من النظائر. وبالتالي، فإن الكربون له ثلاثة نظائر كتلتها 12، 13، 14 دولارًا؛ الأكسجين - ثلاثة نظائر كتلتها 16 دولارًا، و17، و18 دولارًا، وما إلى ذلك.

عادةً ما تكون الكتلة الذرية النسبية لعنصر كيميائي معين في الجدول الدوري هي متوسط قيمة الكتل الذرية لخليط طبيعي من نظائر عنصر معين، مع مراعاة وفرتها النسبية في الطبيعة، وبالتالي تكون قيم الكتلة الذرية غالبًا ما تكون الجماهير كسرية. على سبيل المثال، ذرات الكلور الطبيعي عبارة عن خليط من نظيرين - $35$ (يوجد 75%$ في الطبيعة) و$37$ (يوجد 25%$ في الطبيعة)؛ وبالتالي فإن الكتلة الذرية النسبية للكلور هي 35.5 دولارًا. يتم كتابة نظائر الكلور على النحو التالي:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ و $↖(37)↙(17)(Cl)$

الخواص الكيميائية لنظائر الكلور هي نفسها تمامًا، وكذلك نظائر معظم العناصر الكيميائية، على سبيل المثال البوتاسيوم والأرجون:

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

ومع ذلك، تختلف نظائر الهيدروجين بشكل كبير في خصائصها بسبب الزيادة الهائلة في كتلتها الذرية النسبية؛ حتى أنهم تم إعطاؤهم أسماء فردية ورموز كيميائية: البروتيوم - $↖(1)↙(1)(H)$; الديوتيريوم - $↖(2)↙(1)(H)$ أو $↖(2)↙(1)(D)$; التريتيوم - $↖(3)↙(1)(H)$ أو $↖(3)↙(1)(T)$.

الآن يمكننا تقديم تعريف حديث وأكثر صرامة وعلمية للعنصر الكيميائي.

العنصر الكيميائي عبارة عن مجموعة من الذرات لها نفس الشحنة النووية.

هيكل الأصداف الإلكترونية لذرات عناصر الفترات الأربع الأولى

لنفكر في عرض التكوينات الإلكترونية لذرات العناصر وفقًا لفترات نظام D.I Mendeleev.

عناصر الفترة الأولى.

توضح الرسوم البيانية للبنية الإلكترونية للذرات توزيع الإلكترونات عبر الطبقات الإلكترونية (مستويات الطاقة).

توضح الصيغ الإلكترونية للذرات توزيع الإلكترونات عبر مستويات الطاقة والمستويات الفرعية.

توضح الصيغ الإلكترونية الرسومية للذرات توزيع الإلكترونات ليس فقط عبر المستويات والمستويات الفرعية، ولكن أيضًا عبر المدارات.

في ذرة الهيليوم، تكتمل طبقة الإلكترون الأولى، وتحتوي على 2 دولار من الإلكترونات.

الهيدروجين والهيليوم عنصران $s$؛ ويمتلئ المدار $s$ لهذه الذرات بالإلكترونات.

عناصر الفترة الثانية.

بالنسبة لجميع عناصر الدورة الثانية، تمتلئ طبقة الإلكترون الأولى، وتملأ الإلكترونات مدارات $s-$ و $p$ لطبقة الإلكترون الثانية وفقًا لمبدأ الطاقة الأقل (أول $s$ ثم $p$ ) وقواعد باولي وهوند.

في ذرة النيون، تكتمل طبقة الإلكترون الثانية، وتحتوي على 8 دولارات من الإلكترونات.

عناصر الفترة الثالثة.

بالنسبة لذرات عناصر الفترة الثالثة، تكتمل طبقتا الإلكترون الأولى والثانية، فتمتلئ طبقة الإلكترون الثالثة، حيث يمكن للإلكترونات أن تشغل المستويات الفرعية 3s و3p و3d.

هيكل الأصداف الإلكترونية لذرات عناصر الفترة الثالثة.

تكمل ذرة المغنسيوم مدارها الإلكتروني الذي تبلغ قيمته 3.5$. $Na$ و$Mg$ هما عنصران $s$.

في الألومنيوم والعناصر اللاحقة، يمتلئ المستوى الفرعي $3d$ بالإلكترونات.

$↙(18)(Ar)$ أرجون

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

تحتوي ذرة الأرجون على 8 دولارات من الإلكترونات في طبقتها الخارجية (طبقة الإلكترون الثالثة). بما أن الطبقة الخارجية قد اكتملت، ولكن في المجمل في طبقة الإلكترون الثالثة، كما تعلم بالفعل، يمكن أن يكون هناك 18 إلكترونًا، مما يعني أن عناصر الدورة الثالثة قد امتلأت بمدارات $3d$.

جميع العناصر من $Al$ إلى $Ar$ هي $r$ -عناصر.

$s-$ و$p$ -عناصراستمارة المجموعات الفرعية الرئيسيةفي الجدول الدوري.

عناصر الفترة الرابعة.

تحتوي ذرات البوتاسيوم والكالسيوم على طبقة إلكترونية رابعة والمستوى الفرعي $4s$ مملوء، لأن لديها طاقة أقل من المستوى الفرعي $3d$. لتبسيط الصيغ الإلكترونية الرسومية لذرات عناصر الدورة الرابعة:

دعونا نشير إلى الصيغة الإلكترونية الرسومية التقليدية للأرجون على النحو التالي: $Ar$;
لن نصور المستويات الفرعية غير المملوءة بهذه الذرات.

$K، Ca$ - $s$ -عناصر،المدرجة في المجموعات الفرعية الرئيسية. بالنسبة للذرات من $Sc$ إلى $Zn$، فإن المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد مملوء بالإلكترونات. هذه هي عناصر $3d$. يتم تضمينها في مجموعات فرعية جانبية,تمتلئ طبقة الإلكترون الخارجية الخاصة بهم، ويتم تصنيفها على أنها العناصر الانتقالية

انتبه إلى بنية الأصداف الإلكترونية لذرات الكروم والنحاس. فيها، "يفشل" إلكترون واحد من $4s-$ إلى المستوى الفرعي $3d$، وهو ما يفسره استقرار الطاقة الأكبر الناتج عن التكوينات الإلكترونية $3d^5$ و$3d^(10)$:

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

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

رمز العنصر، الرقم التسلسلي، الاسم	مخطط الهيكل الإلكتروني	الصيغة الإلكترونية	الصيغة الإلكترونية الرسومية
$↙(19)(ك)$ بوتاسيوم		$1s^2(2)s^2(2)ص^6(3)ص^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ كالسيوم		$1s^2(2)s^2(2)ص^6(3)ص^6(4)s^2$
$↙(21)(العلوم)$ سكانديوم		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ أو $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)ص^6(3)د^1(4)ث^1$
$↙(22)(Ti)$ تيتانيوم		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ أو $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)ص^6(3)د^2(4)ث^2$
$↙(23)(V)$ الفاناديوم		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ أو $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)ص^6(3)د^3(4)ث^2$
$↙(24)(كر)$ كروم		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ أو $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)ص^6(3)د^5(4)ث^1$
$↙(29)(النحاس)$ كروم		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ أو $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)د^(10)(4)s^1$
$↙(30)(الزنك)$ زنك		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ أو $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)د^(10)(4)s^2$
$↙(31)(جا)$ جاليوم		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ أو $1s^2(2) ق^2(2)ص^6(3)ص^6(3)د^(10)(4)ث^(2)4ف^(1)$
$↙(36)(كر)$ كريبتون		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ أو $1s^2(2)s^ 2(2)ص^6(3)ص^6(3)د^(10)(4)ث^(2)4ف^6$

في ذرة الزنك، تكون طبقة الإلكترون الثالثة مكتملة - جميع المستويات الفرعية $3s و3p$ و$3d$ مملوءة فيها، بإجمالي 18$ إلكترونًا.

في العناصر التالية للزنك، تستمر طبقة الإلكترون الرابعة، وهي المستوى الفرعي $4p$، في الامتلاء. العناصر من $Ga$ إلى $Kr$ - $pr$ -عناصر.

الطبقة الخارجية (الرابعة) من ذرة الكريبتون مكتملة وتحتوي على 8 دولارات من الإلكترونات. لكن في المجمل في طبقة الإلكترون الرابعة، كما تعلم، يمكن أن يكون هناك 32$ إلكترونًا؛ لا تزال ذرة الكريبتون خالية من المستويات الفرعية $4d-$ و$4f$.

بالنسبة لعناصر الفترة الخامسة، يتم ملء المستويات الفرعية بالترتيب التالي: $5s → 4d → 5p$. وهناك أيضًا استثناءات مرتبطة بـ "فشل" الإلكترونات في $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) ) Pd$، $↙(47)Ag$. يظهر $f$ في الفترتين السادسة والسابعة -عناصر، أي. العناصر التي يتم ملء المستويات الفرعية $4f-$ و $5f$ للطبقة الإلكترونية الخارجية الثالثة، على التوالي.

4 دولارات أمريكية -عناصرمُسَمًّى اللانثانيدات.

5 دولارات أمريكية -عناصرمُسَمًّى الأكتينيدات.

ترتيب ملء المستويات الفرعية الإلكترونية في ذرات عناصر الدورة السادسة: عناصر $↙(55)Cs$ و$↙(56)Ba$ - $6s$؛ $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-element; $↙(58)Се$ – $↙(71)لو - 4f$-عناصر؛ $↙(72)هف$ - $↙(80)زئبق - 5d$-عناصر؛ $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-العناصر. ولكن هنا أيضًا هناك عناصر يتم فيها انتهاك ترتيب ملء مدارات الإلكترون، والتي، على سبيل المثال، ترتبط بزيادة استقرار الطاقة بمقدار النصف والمستويات الفرعية $f$ المملوءة بالكامل، أي. $nf^7$ و $nf^(14)$.

اعتمادًا على المستوى الفرعي للذرة الممتلئ بالإلكترونات أخيرًا، تنقسم جميع العناصر، كما فهمت بالفعل، إلى أربع عائلات أو كتل إلكترونية:

$س$ -عناصر؛المستوى الفرعي $s$-للمستوى الخارجي للذرة مملوء بالإلكترونات؛ $s$-تشمل العناصر الهيدروجين والهيليوم وعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية؛
$p$ -عناصر؛يمتلئ المستوى الفرعي $p$ للمستوى الخارجي للذرة بالإلكترونات؛ تتضمن عناصر $p$-عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات من الثالث إلى الثامن؛
$د$ -عناصر؛يمتلئ المستوى الفرعي $d$ للمستوى ما قبل الخارجي للذرة بالإلكترونات؛ $d$-تشمل العناصر عناصر المجموعات الفرعية الثانوية من المجموعات من الأول إلى الثامن، أي. عناصر العقود المقحمة لفترات كبيرة تقع بين عناصر $s-$ و$p-$. ويطلق عليهم أيضا العناصر الانتقالية
$و$ -عناصر؛تملأ الإلكترونات المستوى الفرعي $f-$ للمستوى الخارجي الثالث للذرة؛ وتشمل هذه اللانثانيدات والأكتينيدات.

التكوين الإلكتروني للذرة. حالات الذرات الأرضية والمثارة

وجد الفيزيائي السويسري دبليو باولي ذلك في عام 1925 لا يمكن للذرة أن تحتوي على أكثر من إلكترونين في مدار واحدوجود ظهورين متقابلين (مضادين للتوازي) (مترجم من الإنجليزية على أنه مغزل)، أي. تمتلك خصائص يمكن تصورها بشكل تقليدي على أنها دوران الإلكترون حول محوره التخيلي في اتجاه عقارب الساعة أو عكس اتجاه عقارب الساعة. ويسمى هذا المبدأ مبدأ باولي.

إذا كان هناك إلكترون واحد في المدار، فإنه يسمى غير مقترنفإن كان اثنان فهذا الإلكترونات المقترنة، أي. إلكترونات ذات دوران معاكس.

يوضح الشكل مخططًا لتقسيم مستويات الطاقة إلى مستويات فرعية.

$س-$ مداري، كما تعلمون، له شكل كروي. يقع إلكترون ذرة الهيدروجين $(n = 1)$ في هذا المدار وهو غير متزاوج. لهذا السبب صيغة إلكترونية، أو التكوين الإلكترونية، مكتوب بهذا الشكل: $1s^1$. في الصيغ الإلكترونية يشار إلى عدد مستوى الطاقة بالرقم الموجود أمام الحرف $(1...)$، ويشير الحرف اللاتيني إلى المستوى الفرعي (نوع المدار)، والرقم المكتوب على اليمين فوق الحرف (كأس) يوضح عدد الإلكترونات في المستوى الفرعي.

بالنسبة لذرة الهيليوم He، التي تحتوي على إلكترونين مقترنين في مدار $s-$ واحد، هذه الصيغة هي: $1s^2$. الغلاف الإلكتروني لذرة الهيليوم مكتمل ومستقر للغاية. الهيليوم هو غاز نبيل. في مستوى الطاقة الثاني $(n = 2)$ هناك أربعة مدارات، واحد $s$ وثلاثة $p$. تتمتع إلكترونات المدار $s$ من المستوى الثاني (المدار $2s$) بطاقة أعلى، لأن تكون على مسافة أكبر من النواة من إلكترونات المدار $1s$ $(n = 2)$. بشكل عام، لكل قيمة $n$ يوجد مدار $s-$ واحد، ولكن مع إمداد مماثل من طاقة الإلكترون عليه، وبالتالي، مع قطر مناظر، ينمو مع زيادة قيمة $n$ s-$Orbital، كما تعلمون، له شكل كروي. يقع إلكترون ذرة الهيدروجين $(n = 1)$ في هذا المدار وهو غير متزاوج. لذلك، يتم كتابة الصيغة الإلكترونية، أو التكوين الإلكتروني، على النحو التالي: $1s^1$. في الصيغ الإلكترونية يشار إلى عدد مستوى الطاقة بالرقم الموجود أمام الحرف $(1...)$، ويشير الحرف اللاتيني إلى المستوى الفرعي (نوع المدار)، والرقم المكتوب على اليمين فوق الحرف (كأس) يوضح عدد الإلكترونات في المستوى الفرعي.

بالنسبة لذرة الهيليوم $He$، التي تحتوي على إلكترونين مقترنين في مدار $s-$ واحد، هذه الصيغة هي: $1s^2$. الغلاف الإلكتروني لذرة الهيليوم مكتمل ومستقر للغاية. الهيليوم هو غاز نبيل. في مستوى الطاقة الثاني $(n = 2)$ هناك أربعة مدارات، واحد $s$ وثلاثة $p$. تتمتع إلكترونات مدارات $s-$ من المستوى الثاني (مدارات $2s$) بطاقة أعلى، لأن تكون على مسافة أكبر من النواة من إلكترونات المدار $1s$ $(n = 2)$. بشكل عام، لكل قيمة $n$ هناك مدار $s-$ واحد، ولكن مع إمداد مماثل من طاقة الإلكترون عليه، وبالتالي، مع قطر مناظر، ينمو مع زيادة قيمة $n$.

$ع-$ مداريله شكل الدمبل، أو الرقم الضخم ثمانية. تقع المدارات الثلاثة $p$ في الذرة بشكل متعامد على طول الإحداثيات المكانية المرسومة من خلال نواة الذرة. ويجب التأكيد مرة أخرى على أن كل مستوى طاقة (الطبقة الإلكترونية)، بدءًا من $n=2$، يحتوي على ثلاثة مدارات $p$. ومع زيادة قيمة $n$، تشغل الإلكترونات مدارات $p$ الموجودة على مسافات كبيرة من النواة وموجهة على طول المحاور $x وy وz$.

بالنسبة لعناصر الفترة الثانية $(n = 2)$، يتم ملء مدار $s$ الأول، ثم ثلاثة مدارات $p$؛ الصيغة الإلكترونية $Li: 1s^(2)2s^(1)$. يرتبط الإلكترون $2s^1$ بشكل أضعف بنواة الذرة، لذلك يمكن لذرة الليثيوم أن تتخلى عنه بسهولة (كما تتذكر بوضوح، تسمى هذه العملية بالأكسدة)، وتتحول إلى أيون الليثيوم $Li^+$ .

في ذرة البريليوم Be، يقع الإلكترون الرابع أيضًا في المدار $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. يمكن فصل الإلكترونين الخارجيين لذرة البريليوم بسهولة - يتأكسد $B^0$ إلى الكاتيون $Be^(2+)$.

في ذرة البورون، يحتل الإلكترون الخامس المدار $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. بعد ذلك، تمتلئ ذرات $C وN وO وF$ بمدارات $2p$، والتي تنتهي بالغاز النبيل النيون: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

بالنسبة لعناصر الفترة الثالثة، يتم ملء المدارات $3s-$ و $3p$، على التوالي. تظل خمسة مدارات $d$ من المستوى الثالث مجانية:

$↙(11)نا 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

في بعض الأحيان في المخططات التي تصور توزيع الإلكترونات في الذرات، يتم الإشارة فقط إلى عدد الإلكترونات عند كل مستوى طاقة، أي. كتابة صيغ إلكترونية مختصرة لذرات العناصر الكيميائية، على عكس الصيغ الإلكترونية الكاملة المذكورة أعلاه، على سبيل المثال:

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

بالنسبة للعناصر ذات الدورة الكبيرة (الرابعة والخامسة)، يشغل أول إلكترونين مدارات $4s-$ و$5s$، على التوالي: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. بدءًا من العنصر الثالث في كل فترة رئيسية، ستنتقل الإلكترونات العشرة التالية إلى المدارات $3d-$ و $4d-$ السابقة، على التوالي (لعناصر المجموعات الفرعية الجانبية): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)الأب 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)ح 2, 8, 18, 13, 2$. كقاعدة عامة، عندما يتم ملء المستوى الفرعي $d$-السابق، سيبدأ ملء المستوى الفرعي الخارجي ($4r-$ و$5rr-$، على التوالي) $pr-$: $↙(33)كـ 2، 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)تي 2, 8, 18, 18, 6$.

بالنسبة لعناصر الفترات الكبيرة - السادس والسابع غير المكتمل - تمتلئ المستويات الإلكترونية والمستويات الفرعية بالإلكترونات، كقاعدة عامة، على النحو التالي: يدخل أول إلكترونين إلى المستوى الفرعي الخارجي $s-$: $↙(56)Ba 2، 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)الأب 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; الإلكترون التالي (لـ $La$ و $Ca$) إلى المستوى الفرعي $d$ السابق: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ و $↙(89)Ac 2, 8، 18، 32، 18، 9، 2 دولار.

ثم ستنتقل الإلكترونات التالية بقيمة 14$ إلى مستوى الطاقة الخارجي الثالث، إلى مدارات $4f$ و $5f$ للانثانيدات والأكتينيدات، على التوالي: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92)ش 2، 8، 18، 32، 21، 9، 2$.

ثم سيبدأ مستوى الطاقة الخارجي الثاني ($d$-المستوى الفرعي) لعناصر المجموعات الفرعية الجانبية في التراكم مرة أخرى: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2، 8، 18، 32، 32، 10، 2 دولار. وأخيرًا، فقط بعد امتلاء المستوى الفرعي $d$-تمامًا بعشرة إلكترونات، سيتم ملء المستوى الفرعي $p$-مرة أخرى: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

في كثير من الأحيان، يتم تصوير بنية الأصداف الإلكترونية للذرات باستخدام الطاقة أو الخلايا الكمومية - ما يسمى الصيغ الإلكترونية الرسومية. بالنسبة لهذا الترميز، يتم استخدام الترميز التالي: يتم تحديد كل خلية كمية بواسطة خلية تتوافق مع مدار واحد؛ تتم الإشارة إلى كل إلكترون بسهم يتوافق مع اتجاه الدوران. عند كتابة صيغة إلكترونية رسومية، يجب أن تتذكر قاعدتين: مبدأ باولي، والتي بموجبها لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين في الخلية (المدارية)، ولكن مع دوران مضاد للتوازي، و واو قاعدة هوند، والتي بموجبها تشغل الإلكترونات الخلايا الحرة أولاً واحدة تلو الأخرى ولها نفس قيمة الدوران، وعندها فقط تتزاوج، لكن الدوران، وفقًا لمبدأ باولي، سيكون في اتجاهين متعاكسين.

عرض نظري موجز يسمح لك بالإجابة على سؤال حول بنية الذرة في مهام OGE والاستخدام في الكيمياء.

اقتباس محتوى صغير:1. الذرة عبارة عن جسيم مادي متعادل كهربائيًا وغير قابل للتجزئة كيميائيًا. تتكون الذرة من نواة وغلاف إلكتروني. تحتوي نواة الذرة على نيوكليونات: البروتونات (لها شحنة +1 وكتلة 1) والنيوترونات (لكتلة 1 وليس لها شحنة). الغلاف الإلكتروني هو جميع الإلكترونات الموجودة حول نواة الذرة.

2. عدد الإلكترونات في الذرة يساوي عدد البروتونات ويتحدد بالعدد الذري.

4. في الذرة، توجد الإلكترونات في مستويات الطاقة (مستوى المسافة من النواة). عدد المستويات في الذرة يساوي رقم الدورة.

5. يمكن أن يحتوي كل مستوى على عدد معين من الإلكترونات. يتم تحديد الحد الأقصى للإلكترونات لكل مستوى بواسطة الصيغة: N = 2n 2، حيث n هو رقم المستوى.

6. هناك مستويات فرعية داخل المستوى. عدد المستويات الفرعية يساوي رقم المستوى (على سبيل المثال، هناك مستوى فرعي واحد في المستوى الأول، واثنان في الثاني، وما إلى ذلك)

7.تحتل الإلكترونات مستويات مرتبة تصاعديا لعددها. حتى يتم ملء المستوى الأول، لن يتم ملء المستوى الثاني...

8. يبدأ كل مستوى بالمستوى الفرعي s (خلية واحدة)، يليه المستوى الفرعي p (ثلاث خلايا)، ويليه المستوى الفرعي d (خمس خلايا).

9. يسمى مستوى الطاقة الذي يتم ملؤه أخيرًا بطبقة الإلكترون الخارجية (أو مستوى الطاقة الخارجي).

10. عدد الإلكترونات الموجودة في الطبقة الخارجية لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية يساوي رقم المجموعة. بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الجانبية، عادة ما تكون 2.

11. يختلف عدد الإلكترونات في الأيونات عن عدد الإلكترونات في الذرات. لكي تصبح الذرة أنيونًا، يجب أن تقبل الإلكترونات. لذلك، على سبيل المثال، في ذرة الأكسجين هناك 8 إلكترونات، وفي أنيون الأكسجين O-2 سيكون هناك (8 + 2) 10. لكي تصبح الذرة كاتيونًا، يجب أن تتخلى عن الإلكترونات. على سبيل المثال، تحتوي ذرة الكالسيوم Ca على 20 إلكترونًا، بينما تحتوي ذرة الكالسيوم Ca +2 على 18 إلكترونًا.

12.الطبقة الإلكترونية = مستوى الطاقة = رقم الفترة.

13. عدد البروتونات في الذرة لا يتغير أبداً!

14. يمكن أن يتغير عدد الإلكترونات في الذرة، لكن الذرة تصبح أيونًا: كاتيونًا إذا منح إلكترونات (شحنة +) وأنيونًا إذا قبلت الإلكترونات (شحنة -).

15. قد تحتوي ذرات العنصر نفسه على أعداد مختلفة من النيوترونات (وهي مسؤولة فقط عن الكتلة). وتسمى هذه الذرات النظائر. النظائر هي ذرات عناصر كيميائية لها أعداد مختلفة من النيوترونات، وبالتالي كتل مختلفة.

16. نظائر الهيدروجين: البروتيوم (بروتون واحد فقط)؛ الديوتيريوم (1 بروتون، 1 نيوترون)؛ التريتيوم (1 بروتون، 2 نيوترون).من البروتونات ويتم تحديدها من خلال عددها الذري.

3. يتم حساب عدد النيوترونات بطرح العدد الذري من الكتلة الذرية.

لاستخدام معاينات العرض التقديمي، قم بإنشاء حساب Google وقم بتسجيل الدخول إليه: https://accounts.google.com

التسميات التوضيحية للشرائح:

تكوين الذرات.

مهام في شكل امتحان الدولة الموحدة

عدد الإلكترونات في طبقة الإلكترون الخارجية لذرة الأكسجين هو 1) 2 2) 4 3) 6 4) 8 عدد الإلكترونات غير المتزاوجة لذرة الكربون في الحالة المثارة هو 1) 1 2) 2 3) 3 4 ) 4 عدد النيوترونات في نواة ذرة 31 P هو 1) 5 2) 15 3) 16 4) 31 20 نيوترون موجود في الذرة 1) 39 K 2) 42 Ca 3) 20 N e 4) 10 V طبقة الإلكترون الرابعة تحتوي على خمسة إلكترونات في الذرة 1) V 2) As 3) Sn 4) Zr

في سلسلة العناصر الكيميائية Li  Na  K  Rb، يزداد عدد إلكترونات التكافؤ؛ يتناقص عدد الإلكترونات في الذرات. يتناقص عدد البروتونات في النواة. زيادة نصف القطر الذري.

القانون الدوري

في المتسلسلة Be – B – C – N هناك 1) زيادة في نصف قطر الذرة 2) انخفاض في السالبية الكهربية 3) زيادة في قوة جذب إلكترونات التكافؤ إلى النواة 4) انخفاض في العدد من الإلكترونات غير المتزاوجة في الحالة الأساسية للذرة في المتسلسلة Be – M g – Ca – Sr هناك 1) إضعاف الخواص المعدنية 2) زيادة في السالبية الكهربية 3) انخفاض في عدد إلكترونات التكافؤ 4) انخفاض في قوة جذب إلكترونات التكافؤ إلى النواة

أصغر نصف قطر هو ذرة الزرنيخ من سيلينيوم الكالسيوم والبوتاسيوم صيغة أكسيد النيتريك الأعلى 1) NO 2 2) N 2 O 5 3) N 2 O 4) N 2 O 3 في السلسلة S - Se - Te 1) تتناقص السالبية الكهربية؛ 2) زيادة السالبية الكهربية.

تختلف نوى ذرات النظائر في عدد: 1) البروتونات 2) النيوترونات 3) البروتونات والنيوترونات 4) البروتونات والإلكترونات أكبر نصف قطر هو ذرة 1) القصدير 2) السيليكون 3) الرصاص 4) الكربون.

عدد الإلكترونات في ذرة الأرجون يساوي عدد الإلكترونات في الأيون 1) S 2- 2) Al 3+ 3) Na + 4) F - يقع العنصر الكيميائي في الدورة الرابعة، المجموعة IA. يتوافق توزيع الإلكترونات في ذرة هذا العنصر مع سلسلة من الأرقام: 1) 2، 8، 8، 2 2) 2، 8، 18، 1 3) 2، 8، 8، 1 4) 2، 8، 18، 2

أ) 1 ق 2 2 ق 2 2 ع 6 3 ق 2 3 ص 4 ب) 1 ق 2 2 ق 2 2 ص 6 3 ق 2 3 ص 6 ج) 1 ق 2 2 ق 2 2 ص 6 3 ق 2 د) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 إنشاء تطابق بين صيغة الجسيمات وتكوينها الإلكتروني 1) S +4 2) S -2 3) S 0 4) S +6 التكوين الإلكتروني للجسيمات S +4 Cl +3 3) P 0 4 ) ن -2 أ) 1 ق 2 2 ق 2 2 ص 6 3 ق 2 3 ص 3 ب) 1 ق 2 2 ق 2 2 ص 6 3 ق 2 3 ص 2 ج) 1 ق 2 2 ق 2 2 ص 6 3 ق 2 د) 1 ق 2 2 ق 2 2 ص 5

المادة المنهجية Sudnitsyna G.V.

معاينة:

الدرس 1. معلومات أساسية عن بنية الذرة

نوع الدرس: درس في تعلم مواد جديدة مع عناصر اختبار المعرفة باستخدام الموارد التعليمية الرقمية.

الغرض من الدرس: إثبات قابلية انقسام الذرة بناءً على دراسة البيانات العلمية التي تؤكد مدى تعقيد بنية الذرة والنواة الذرية.

أهداف الدرس:

اختبر معلومات الطلاب حول موضوع: "الصيغ الكيميائية".
أظهر العلاقة بين المفاهيم: البروتون، النيوترون، العدد الكتلي.
تطوير القدرة على مقارنة البيانات العلمية الجديدة مع البنية المعروفة بالفعل للجدول الدوري.

معدات:

الموارد التعليمية الرقمية للكيمياء.
الجدول الدوري للعناصر الكيميائية بقلم D. I. Mendeleev.
ملصق "بنية الذرة. نماذج من ذرات بعض العناصر."

الخريطة التكنولوجية للدرس:

أنواع أنشطة المعلم

تنظيم الأنشطة الطلابية

الأنشطة باستخدام تكنولوجيا المعلومات والاتصالات

1. اللحظة التنظيمية.

المهمة: التحقق من الاستعداد للدرس.

شكل التحكم: الملاحظة التربوية.

1. مرحباً بالطلاب.

2. التأكد من توفر مستلزمات الدرس.

1.تحية المعلم.

2. إظهار الاستعداد للدرس.

2. تحديث المعرفة.

المهمة: التحقق من المعرفة المتبقية حول هذا الموضوع.

شكل السيطرة: السيطرة الفردية.

1. المسح الأمامي.

2. إعلان موضوع الدرس والأهداف (الشريحة 2).

1. أجب عن أسئلة المعلم أثناء المحادثة.

2. اكتب موضوع الدرس في دفتر ملاحظات.

3. دراسة مواد جديدة.

الهدف: تعريف الطلاب بالأدلة على مدى تعقيد بنية الذرة. النموذج الكوكبي للذرة؛ ترابط المفاهيم: البروتون، النيوترون، العدد الكتلي.

شكل التحكم: التحكم الفردي والجماعي في شكل محادثة.

يشرح المواد الجديدة حسب الخطة:

دليل على تعقيد بنية الذرة.

النموذج الكوكبي للذرة.

على بنية المادة في العالم القديم.

نظرية دالتون الذرية.

الاكتشافات في مجال الفيزياء في القرنين التاسع عشر والعشرين.

الإلكترون. اكتشاف الأشعة الكاثودية، الشحنة السالبة للإلكترون، سرعة الحركة، كتلة الإلكترون.

اكتشاف النشاط الإشعاعي بواسطة أ. بيكريل. أنواع الأشعة المشعة.

1. استمع إلى شرح الشرائح.

2. اكتب الأطروحات في دفتر ملاحظات.

3. تذكر المعلومات من دورة الفيزياء.

4. ارسم مخططًا في دفاتر الملاحظات.

4. توحيد المادة المدروسة.

المهمة: بعد الانتهاء من التمرين، قم بتوحيد المعرفة حول بنية الذرة.

شكل السيطرة: السيطرة الفردية والجماعية.

1. تعليقات على مهمة التمرين. يصحح صحة تنفيذها

2. يلخص الدرس. يستخلص استنتاجات حول الخصائص الأساسية للأحماض. يحلل أنشطة الطلاب.

1. قم بالتمرين.

2. مناقشة نتائج العمل مع المعلم.

5.الواجبات المنزلية.

يقوم بصياغة الواجبات المنزلية وفقا للكتاب المدرسي والدفتر.

اكتب الواجب المنزلي.

ذرة -مترجم من اليونانية القديمة - غير قابل للتجزئة - هو أصغر جسيم لعنصر كيميائي يحمل خصائصه. تتطلب الأفكار الحديثة حول بنية الذرة معرفة أساسيات ميكانيكا الكم لفهمها، لذلك سنقتصر على نموذج مبسط.

تتكون الذرة من نواة (تحتوي على بروتونات ونيوترونات) وإلكترونات. وعلى الرغم من أن النواة تشكل معظم كتلة الذرة، إلا أنها صغيرة جدًا.

عدد البروتونات يساوي عدد الإلكترونات ويساوي عدد الذرة في الجدول الدوري. عدد النيوترونات يساوي الفرق بين الكتلة الذرية وعدد العنصر.

البورون هو العنصر الخامس في الجدول الدوري؛ تحتوي ذرته على 5 بروتونات و5 إلكترونات. الكتلة الذرية ≈ 11، عدد النيوترونات 11 - 5 = 6.

تسمى العناصر التي لها نفس عدد البروتونات في النواة، ولكنها تختلف في عدد النيوترونات، بالنظائر.

على سبيل المثال، 35 Cl و37 Cl هما نظائر تختلف في الكتلة الذرية وعدد النيوترونات.

تتحرك الإلكترونات حول النواة عبر مسارات مختلفة - مدارات. يتوافق كل مدار مع مستوى طاقة معين؛ كلما كان المدار أقرب إلى النواة، كلما قلت طاقة الإلكترون فيه.

ترتيب ملء المدارات:

يتم ترتيب الإلكترونات في المدارات وفقا للقواعد التالية:

مبدأ الطاقة الأقل:أولًا، تملأ الإلكترونات أدنى مستويات الطاقة (الأقرب إلى النواة).

تتغير طاقة المدارات عند المستويات والمستويات الفرعية على النحو التالي: 1s< 2s < 2р < Зs < Зр < 4s < 3d < 4р < 5s <4d < 5р < 6s < 4f ≈ 5d < 6p < 7s < 5f ≈6d < 7p . (●)

قبل المبدأين المتبقيين، نقدم مفهوم دوران الإلكترون. فاللف المغزلي هو خاصية للإلكترون نفسه؛ ويمكن تمثيله (هذا نموذج مبسط، ومفهوم الدوران ليس المعنى الفيزيائي الحقيقي!) على أنه اتجاه حركة الإلكترون حول محوره: في اتجاه عقارب الساعة أو عكس اتجاه عقارب الساعة. هناك قيمتان محتملتان فقط: +1/2 و-1/2.

مبدأ باولي: لا يمكن أن يحتوي كل مدار على أكثر من إلكترونين، ويجب أن يكون دورانهما مختلفًا.
قاعدة هوند: يجب أن يكون الدوران الإجمالي للنظام هو الحد الأقصى الممكن.

دعونا نلقي نظرة على ملء المدارات بالإلكترونات باستخدام عدة أمثلة. يحتوي كل عنصر لاحق في الجدول الدوري على بروتون وإلكترون واحد أكثر من العنصر السابق. بالنسبة لعناصر الفترة n، يتم ملء المستويات الإلكترونية n-1 السابقة.

المغنيسيوم هو العنصر الثاني عشر، ويحتوي على 12 بروتونًا وإلكترونًا. لنوزع هذه الإلكترونات وفق (●)، دون أن ننسى أن كل مستوى فرعي لا يمكن أن يحتوي على أكثر من إلكترونين.
المغنيسيوم هو عنصر من عناصر الفترة الثالثة ، وبالتالي فإن مستويات الطاقة الأولى والثانية مملوءة بالكامل - 1s 2 2s 2 2p 6. يقع المغنيسيوم في المجموعة الثانية ، مما يعني أنه في المستوى الثالث يحتوي على إلكترونين - 3s 2. في المجموع نحصل على 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2.

لا توجد إلكترونات غير متزاوجة في الحالة الأرضية لذرة المغنيسيوم.

إذا أعطيت الذرة طاقة إضافية (على سبيل المثال، ساخنة)، فيمكن أن يتبخر زوج الإلكترونات ويتحرك أحد الإلكترونات إلى مدار حر بنفس مستوى الطاقة. في الحالة المثارة، تحتوي ذرة المغنيسيوم على إلكترونين غير متزاوجين ويمكن أن تشكل رابطتين (التكافؤ II).

الفوسفور هو العنصر الخامس عشر، نقوم بتوزيع 15 إلكترونًا: الفوسفور عنصر من عناصر الدورة الثالثة، وبالتالي فإن مستويي الطاقة الأول والثاني ممتلئان تمامًا - 1s 2 2s 2 2p 6. يقع الفوسفور في المجموعة الخامسة، مما يعني أنه عند المستوى الثالث لديه خمسة إلكترونات - 3s 2 3p 3 . في المجموع نحصل على 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

تحتوي ذرة الفوسفور على 3 إلكترونات غير متزاوجة في حالتها الأرضية. في الحالة المثارة، تحتوي ذرة الفوسفور على خمسة إلكترونات غير متزاوجة ويمكن أن تشكل خمس روابط (التكافؤ V).

الزركونيوم هو العنصر الأربعون، نوزع فيه 40 إلكترونًا. الزركونيوم هو عنصر من عناصر الفترة الخامسة، وبالتالي فإن مستويات الطاقة الأربعة الأولى مملوءة بالكامل - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6. يبدأ ملء المستوى الخامس بـ 5s 2. الزركونيوم هو ثاني عنصر d في الدورة الخامسة، مما يعني أنه يحتوي على إلكترونين في المستوى الفرعي 4d. المجموع الذي نحصل عليه: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 2.

تحتوي ذرة الزركونيوم على إلكترونين غير متزاوجين في حالتها الأرضية.
في الحالة المثارة، يحتوي الزركونيوم على أربعة إلكترونات غير متزاوجة.

الاستثناءات من الترتيب العام لملء المستويات الفرعية الإلكترونية هي الكروم والمنغنيز والنحاس والفضة والذهب - لديهم "فشل" للإلكترون من المستوى الفرعي s الخارجي إلى المستوى السابق الخارجي d. على سبيل المثال، التكوينات الإلكترونية للكروم والنحاس بدلاً من 4s 2 3d 4 و4s 2 3d 9 هي 4s 1 3d 5 و4s 1 3d 10.

مهام التدريب :

ما عدد البروتونات والإلكترونات التي يحتوي عليها أيون NO 2؟
1) 46ص، 46هـ
2) 23ع، 24هـ
3) 23ص، 23هـ
4) 46ص، 47هـ
كيف تختلف نظائر نفس العنصر الكيميائي؟
1) عدد البروتونات
2) عدد الإلكترونات
3) الشحنة الأساسية
4) العدد الكتلي
حدد الذرة التي تحتوي على أكبر عدد من الإلكترونات:
1) 2 ن
2) 40 آر
3) 41 آر
4) 39 ك
ارسم مخططًا بيانيًا إلكترونيًا لذرة الكلور في الأرض وجميع الحالات المثارة الممكنة. ما التكافؤ الذي يمكن أن يظهره الكلور؟
اشرح لماذا يظهر الكبريت التكافؤ VI، بينما لا يظهر الأكسجين، على الرغم من أن كلا العنصرين يحتويان على 6 إلكترونات في الطبقة الخارجية.