I бөлім. «Ұбт-ға дайындық анықтамалығЫ» «Оқудағы қол жеткізген жетістік балаға қиындықтарды жеңуге және оқуға қажетті энергияның бірден-бір сарқылмас көзі»

Деңгейшенің энергиясының өсуінің кезектілігі:

2) тыйым салу ережесі(Паули қағидасы)

Орбитальда бір электрон болса жұптаспаған, ал екеу болса электрондық жұп деп аталады.

бос орбиталь жұптаспаған электроны электрондық жұбы
бар орбиталь бар орбиталь
3) максималды мультиплеттілік қағидасы ( Хунд ережесі)
Деңгейшелер шегінде электрондар алдымен орбитальды жартылай толтырады, кейіннен толығымен толтырады.

Әрбір электронның өзіне тән сипаттамасы бар, ол – спин (шартты түрде стрелкамен жоғары немесе төмен белгіленеді). Электрондардың спиндары вектор сияқты қойылады, деңгейшедегі максимальды болу керек (мультиплеттілік):

Электрон саны Дұрыс Дұрыс емес

Н (Z = 1) элементінен бастап Kr (Z = 36)-ге дейін атомының элементінің деңгейлерінің, деңгейшелерінің және орбитальдарының электрондармен толуы энергетикалық диаграммада көрсетілген (номерлері толтыру кезіндегі реттілікке сәйкес келеді және элементтердің реттік нөміріне сай):

Толтырылған энергетикалық диаграммалардан элементтер атомының электрондық формуласы шығады. Берілген деңгейше орбиталіндағы электрондар саны санның оң жағындағы жоғарғы индексте көрсетіледі (мысалы, 3d⁵ – бұл 3d– деңгейшесіндегі 5 электрон); басында 1-ші деңгейдегі электрондар жүреді, кейіннен 2-ші, 3-ші және т.б. Формулалар толық және қысқаша болуы мүмкін, соңғысында жақшаның ішінде сәйкес келетін газдың таңбасы, оның формуласы немен беріледі және оның үстіне Zn–нен бастап толтырылған ішкі d‑деңгейшесі. Мысалы:

Жақшаның сыртына шығарылған электрондар валенттілік деп аталады. Дәл сол электрондар химиялық байланыс түзуге қатысады.

1. 
   дейтерий
   
2. 
   оксоний
   
3. 
   протий
   
4. 
   тритий
   

1. 
   4s²4p⁴
   
2. 
   3d⁵4s²
   
3. 
   2s²2p¹
   
4. 
   3s²3p⁶
   

1. 
   2
   
2. 
   3
   
3. 
   4
   
4. 
   8
   

1. 
   1
   
2. 
   2
   
3. 
   3
   
4. 
   4
   

1. 
   Ti²⁺
   
2. 
   Cu²⁺
   
3. 
   Cr²⁺
   
4. 
   Zn²⁺
   

1. 
   аргон
   
2. 
   хлор
   
3. 
   күкірт
   
4. 
   фосфор
   

1. 
   9
   
2. 
   10
   
3. 
   20
   
4. 
   21
   

2. 
   ПЕРИОДТЫҚ ЗАҢ. ПЕРИОДТЫҚ ЖҮЙЕ. ЭЛЕКТРТЕРІСТІЛІК. ТОТЫҒУ ДӘРЕЖЕСІ
   

1869 ж. Мейер ашып, оның заңдылықтарын Д.И.Менделеев дамытқан Периодтық заңның қазіргі тұжырымдамасы:

Элемент атомының электрондық деңгей құрамының периодты түрде өзгеру сипаты келесіні білдіреді: элементтің құрамы периодтар мен топтар бойынша қозғалған кезде периодты түрде өзгереді.

Мысалы, жоғарғы және төменгі тотығу дәрежелерінің IA – VIIA‑топтары 3-кесте бойынша екінші-төртінші периодта элементтерінде өзгеруін қарап көрейік. Тотығу дәрежесінің жақсы деңгейі барлық элементтерде көрсетеді, фтордан басқа. Олардың мәндері ядро зарядының өсуімен күшейеді және соңғы энергетикалық деңгейдегі (оттектен басқа) электронның санымен сәйкес келеді. Тотығу дәрежесінің бұл деңгейлері жоғары деңгей деп аталады. Мысалы фосфордың Р тотығу дәрежесінің ең жоғарғы деңгейі +V тең.

Тотығу дәрежесінің кері деңгейі көміртектен С, кремнийден Si, германийден Ge бастап көрінеді. Олардың мәндері сегізге жетпейтін электронға тең. Тотығу дәрежесінің бұл деңгейін төмен дәрежесі деп атайды. Мысалы, фосфор атомында Р соңғы энергетикалық деңгейде сегізге дейінгі үш электрон жетіспейді, демек фосфордың Р төменгі тотығу дәрежесі – ІІІ тең.