Элементийн электрон тохиргоо нь түүний атом дахь электронуудын бүрхүүл, дэд бүрхүүл, тойрог замд тархсан бичлэг юм. Цахим тохиргоог ихэвчлэн үндсэн төлөвт байгаа атомуудад зориулж бичдэг. Нэг буюу хэд хэдэн электрон өдөөгдсөн төлөвт байгаа атомын электрон тохиргоог өдөөгдсөн тохиргоо гэнэ. Үндсэн төлөвт байгаа элементийн тодорхой цахим тохиргоог тодорхойлохын тулд дараах гурван дүрмийг баримтална: Дүрэм 1: дүүргэх зарчим. Бөглөх зарчмын дагуу атомын үндсэн төлөвт байгаа электронууд тойрог замын энергийн түвшинг нэмэгдүүлэх дарааллаар тойрог замыг дүүргэдэг. Хамгийн бага энергийн тойрог замууд үргэлж эхлээд дүүрдэг.

устөрөгч; атомын дугаар = 1; электронуудын тоо = 1

Устөрөгчийн атом дахь энэ ганц электрон нь K бүрхүүлийн s тойрог замыг эзлэх ёстой, учир нь энэ нь бүх боломжит тойрог замын хамгийн бага энергитэй байдаг (1.21-р зургийг үз). Энэ s орбитал дахь электроныг ls электрон гэж нэрлэдэг. Устөрөгч нь үндсэн төлөвт нь Is1 гэсэн электрон тохиргоотой байдаг.

Дүрэм 2: Паулигийн гадуурхах зарчим. Энэ зарчмын дагуу аливаа тойрог замд хоёроос илүүгүй электрон агуулагдах боломжтой бөгөөд дараа нь зөвхөн эсрэг талын спинтэй (тэгш бус эргэлтийн тоо) байвал л болно.

Лити; атомын дугаар = 3; электронуудын тоо = 3

Хамгийн бага энергитэй тойрог зам нь 1s орбитал юм. Энэ нь зөвхөн хоёр электрон хүлээн авах боломжтой. Эдгээр электронууд нь тэгш бус эргэлттэй байх ёстой. Хэрэв бид спин +1/2-ийг дээш чиглэсэн сумаар, -1/2-ийг сумаар доош нь зааж байвал ижил тойрог замд эсрэгээр (эсрэг параллель) спинтэй хоёр электроныг тэмдэглэгээгээр схемээр дүрсэлж болно (Зураг 1.27).

Нэг тойрог замд ижил (параллель) спинтэй хоёр электрон байж болохгүй:

Литийн атом дахь гурав дахь электрон нь хамгийн бага тойрог замд эрчим хүчний хувьд дараагийн тойрог замыг эзлэх ёстой, өөрөөр хэлбэл. 2b-орбитал. Тиймээс лити нь Is22s1 электрон тохиргоотой.

Дүрэм 3: Хундын дүрэм. Энэ дүрмийн дагуу нэг дэд бүрхүүлийн орбиталыг дүүргэх нь параллель (тэнцүү тэмдэгт) ээрэх дан электронуудаас эхэлдэг бөгөөд зөвхөн нэг электронууд бүх орбиталуудыг эзэлсний дараа л эсрэг талын эргэлттэй хос электронуудаар орбиталуудыг эцсийн дүүргэх боломжтой.

азот; атомын дугаар = 7; электроны тоо = 7 Азот нь ls22s22p3 электрон тохиргоотой. 2p дэд давхаргад байрлах гурван электрон гурван 2p орбитал тус бүрд дангаар байрласан байх ёстой. Энэ тохиолдолд бүх гурван электрон нь параллель спинтэй байх ёстой (Зураг 1.22).

Хүснэгтэнд Зураг 1.6-д 1-ээс 20 хүртэлх атомын дугаартай элементүүдийн электрон тохиргоог үзүүлэв.

Хүснэгт 1.6. 1-ээс 20 хүртэлх атомын дугаартай элементүүдийн үндсэн төлөвийн электрон тохиргоо

Цахим тохиргоо - 2s22р2.
Газар дээрх нүүрстөрөгчийн атомын гаднах квант давхаргын электрон диаграмм ба өдөөгдсөн төлөвүүд:
Өдөөгдөөгүй нүүрстөрөгчийн атом нь электрон хосолсон, нэг нь донор хүлээн авагч механизмаар дамжин хоёр ковалент холбоо үүсгэж болно. Ийм нэгдлийн жишээ нь CO томьёотой нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (II) бөгөөд үүнийг нүүрстөрөгчийн дутуу исэл гэж нэрлэдэг. Түүний бүтцийг 2.1.2-р хэсэгт илүү дэлгэрэнгүй авч үзэх болно. Өдөөгдсөн нүүрстөрөгчийн атом нь өвөрмөц юм: түүний гаднах квант давхаргын бүх тойрог замууд нь хосгүй электронуудаар дүүрсэн байдаг. Энэ нь ижил тооны валентын орбитал ба валентын электронтой. Түүний хамгийн тохиромжтой хамтрагч нь цорын ганц тойрог замд нэг электронтой устөрөгчийн атом юм. Энэ нь тэдний нүүрсустөрөгч үүсгэх чадварыг тайлбарладаг. Дөрвөн хосгүй электронтой нүүрстөрөгчийн атом нь CH4, CF4, CO2 гэсэн дөрвөн химийн холбоо үүсгэдэг. Органик нэгдлүүдийн молекулуудад нүүрстөрөгчийн атом нь үргэлж өдөөгдсөн төлөвт байдаг.
Учир нь азотын атомыг өдөөдөггүй түүний гаднах квант давхаргад чөлөөт тойрог зам байхгүй. Энэ нь электрон хосолсоны улмаас гурван ковалент холбоо үүсгэдэг. Хүчилтөрөгчийн атом нь гаднах давхаргад хоёр хосгүй электронтой бөгөөд хоёр ковалент холбоо үүсгэдэг.

Энэ нь P2O5, H3PO4 зэрэг нэгдлүүдэд таван ковалент холбоо үүсгэх боломжийг олгодог.

Энэхүү хүхрийн атом нь SO3 ба H2SO4 нэгдлүүдэд зургаан химийн холбоо үүсгэдэг.

Энэ хугацаа нь кали (19К) электрон тохиргооноос эхэлдэг: 1s22s22p63s23p64s1 эсвэл 4s1, кальци (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 эсвэл 4s2. Ийнхүү Клечковскийн дүрмийн дагуу Ar-ийн p-орбиталуудын дараа гаднах 4-ийн дэд түвшнийг дүүргэдэг бөгөөд энэ нь бага энергитэй байдаг. 4s тойрог зам нь цөмд ойртдог; 3d дэд түвшин хоосон хэвээр байна (3d0). Скандиумаас эхлэн 3d дэд түвшний тойрог замууд нь 10 элементэд байрладаг. Тэднийг дууддаг d-элементүүд.

Орбиталуудыг дараалан дүүргэх зарчмын дагуу хромын атом нь 4s23d4 электрон тохиргоотой байх ёстой, гэхдээ энэ нь 4s электроныг 3d орбитал руу шилжүүлэхээс бүрдэх электрон "үсрэлт" -ийг харуулдаг. Зураг 11).

p-, d-, f-орбиталууд хагас дүүрсэн (p3, d5, f7), бүрэн (p6, d10, f14) эсвэл чөлөөтэй (p0, d0, f0) атомын төлөвүүд ихэссэн нь туршилтаар тогтоогдсон. тогтвортой байдал. Тиймээс, хэрэв атомд хагас дутуу буюу дэд түвшнийг дуусгахаас өмнө нэг электрон дутагдаж байвал түүний өмнө дүүргэсэн орбиталаас "үсрэлт" (энэ тохиолдолд 4 секунд) ажиглагддаг.

Cr ба Cu-аас бусад нь Ca-аас Zn хүртэлх бүх элементүүд гаднах бүрхүүлд ижил тооны электронтой байдаг - хоёр. Энэ нь шилжилтийн металлын цувралын шинж чанарын харьцангуй бага өөрчлөлтийг тайлбарладаг. Гэсэн хэдий ч жагсаасан элементүүдийн хувьд гадна талын 4s электрон ба гадаад дэд түвшний өмнөх 3d электрон хоёулаа валентийн электронууд (гурав дахь энергийн түвшин бүрэн дууссан цайрын атомыг эс тооцвол).

Дөрөв дэх үе дууссан ч 4d ба 4f орбиталууд чөлөөтэй хэвээр байв.

ТАВДУГААР ҮЕ

Орбиталуудыг дүүргэх дараалал нь өмнөх үеийнхтэй ижил байна: эхлээд 5s орбитал дүүрсэн байна ( 37 руб 5s1), дараа нь 4d ба 5p ( 54Xe 5s24d105p6). 5s ба 4d орбиталууд нь энергийн хувьд илүү ойрхон байдаг тул ихэнх 4d элементүүд (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) 5s-ээс 4d дэд түвшинд электрон шилжилтийг мэдэрдэг.

ЗУРГАА, ДОЛДУГААР ҮЕ

Өмнөх үеэс ялгаатай нь зургаа дахь үе нь 32 элементийг агуулдаг. Цезий ба бари нь 6s элемент юм. Дараагийн эрчим хүчний таатай төлөвүүд нь 6p, 4f, 5d юм. Клечковскийн дүрмийн эсрэгээр лантан дотор 4f биш харин 5d орбитал дүүрдэг ( 57Ла 6s25d1), гэхдээ дагах элементүүдийн хувьд 4f-дэд түвшнийг дүүргэсэн байна ( 58 МЭ 6s24f2), үүн дээр арван дөрвөн боломжит электрон төлөв байдаг. Церий (Ce) -ээс лютети (Lu) хүртэлх атомуудыг лантанид гэж нэрлэдэг - эдгээр нь f-элементүүд юм. Лантанидын цувралд заримдаа d-элементүүдийн цуваа шиг электрон "алдагдах" тохиолдол гардаг. 4f-дэд түвшнийг дуусгахад 5d-дэд түвшин (есөн элемент)-ийг үргэлжлүүлэн дүүргэх ба зургаа дахь үе нь эхнийхээс бусадтай адил зургаан p-элементээр төгсдөг.

Долдугаар үеийн эхний хоёр элемент нь франций ба радий, дараа нь нэг 6d элемент болох актиниум ( 89Ac 7s26d1). Актинийн араас арван дөрвөн 5f элемент - актинид орно. Актинидын араас есөн 6d элемент байх ёстой бөгөөд зургаан p элемент нь үеийг дуусгах ёстой. Долоо дахь үе нь бүрэн бус байна.

Системийн үеийг элементүүдээр үүсгэх, атомын орбиталуудыг электроноор дүүргэх тухай авч үзсэн загвар нь атомын электрон бүтцийн цөмийн цэнэгээс үе үе хамааралтай болохыг харуулж байна.

Хугацаа гэдэг нь атомын цөмийн цэнэгийн өсөлтийн дарааллаар байрласан элементүүдийн багц бөгөөд гаднах электронуудын үндсэн квант тооны ижил утгатай тодорхойлогддог. Хугацааны эхэнд бөглөсөн байна ns -, эцэст нь - n.p. -орбиталууд (эхний үеэс бусад). Эдгээр элементүүд нь D.I-ийн үечилсэн системийн найман үндсэн (A) дэд бүлгийг бүрдүүлдэг. Менделеев.

Үндсэн дэд бүлэг нь босоо байрлалтай, гаднах энергийн түвшинд ижил тооны электронтой химийн элементүүдийн багц юм.

Энэ хугацаанд цөмийн цэнэг нэмэгдэж, гаднах электронуудын таталцлын хүч зүүнээс баруун тийш нэмэгдэхийн хэрээр атомын радиус буурч, улмаар металлын шинж чанар суларч, бусдаас ихсэх шалтгаан болдог. металл шинж чанар. Учир нь атомын радиусцөмөөс гадна квант давхаргын хамгийн их электрон нягт хүртэл онолын хувьд тооцоолсон зайг авна. Бүлгүүдэд, дээрээс доошоо эрчим хүчний түвшний тоо нэмэгдэж, улмаар атомын радиус нэмэгддэг. Үүний зэрэгцээ металлын шинж чанар нэмэгддэг. Атомын цөмийн цэнэгээс хамааран үе үе өөрчлөгддөг атомын чухал шинж чанарууд нь иончлолын энерги ба электроны хамаарлыг 2.2-р хэсэгт авч үзэх болно.

Цахим тохиргооатом нь түүний электрон орбиталуудын тоон дүрслэл юм. Электрон орбиталууд нь атомын цөмийг тойрон байрлах янз бүрийн хэлбэрийн мужууд бөгөөд электрон олдох нь математикийн магадлал юм. Цахим тохиргоо нь уншигчдад атом хэдэн электрон орбиталь байгааг хэлэхээс гадна тойрог тус бүрийн электроны тоог тодорхойлоход тусалдаг. Энэ нийтлэлийг уншсаны дараа та цахим тохиргоог хийх аргыг эзэмших болно.

Алхам

Д.И.Менделеевийн үечилсэн системийг ашиглан электронуудын тархалт

Өөрийн атомын атомын дугаарыг олоорой.Атом бүр түүнтэй холбоотой тодорхой тооны электронтой байдаг. Үелэх системээс атомынхаа тэмдгийг ол. Атомын дугаар нь 1-ээс эхэлж (устөрөгчийн хувьд) эерэг бүхэл тоо бөгөөд дараагийн атом бүрт нэгээр нэмэгддэг. Атомын тоо нь атом дахь протоны тоо тул тэг цэнэгтэй атомын электронуудын тоо юм.

Атомын цэнэгийг тодорхойл.Төвийг сахисан атомууд нь үечилсэн хүснэгтэд үзүүлсэнтэй ижил тооны электронтой байх болно. Гэсэн хэдий ч цэнэгтэй атомууд нь цэнэгийн хэмжээнээс хамааран их эсвэл бага электронтой байх болно. Хэрэв та цэнэгтэй атомтай ажиллаж байгаа бол электроныг дараах байдлаар нэмэх буюу хасах: сөрөг цэнэг бүрт нэг электрон нэмж, эерэг цэнэг бүрт нэгийг хасна.

• Жишээлбэл, -1 цэнэгтэй натрийн атом нэмэлт электронтой болно Үүнээс гаднаүндсэн атомын дугаар нь 11. Өөрөөр хэлбэл атом нь нийт 12 электронтой болно.
• Хэрэв бид +1 цэнэгтэй натрийн атомын тухай ярьж байгаа бол үндсэн атомын дугаар 11-ээс нэг электроныг хасах ёстой. Тиймээс атом 10 электронтой болно.

1. Орбиталуудын үндсэн жагсаалтыг санаарай.Атом дахь электронуудын тоо нэмэгдэхийн хэрээр атомын электрон бүрхүүлийн янз бүрийн дэд түвшнийг тодорхой дарааллын дагуу дүүргэдэг. Электрон бүрхүүлийн дэд түвшин бүрийг дүүргэх үед тэгш тооны электрон агуулдаг. Дараах дэд түвшнийг авах боломжтой.

   Электрон тохиргооны тэмдэглэгээг ойлгох.Орбитал бүрийн электронуудын тоог тодорхой харуулахын тулд электроны тохиргоог бичдэг. Орбиталуудыг дараалсан байдлаар бичдэг бөгөөд тойрог бүрийн атомын тоог тойрог замын нэрний баруун талд дээд үсгээр бичнэ. Дууссан цахим тохиргоо нь дэд түвшний тэмдэглэгээ, дээд тэмдэгтийн дараалал хэлбэртэй байна.

   • Жишээлбэл, хамгийн энгийн цахим тохиргоо энд байна: 1s 2 2s 2 2p 6 .Энэ тохиргоо нь 1s дэд түвшинд хоёр электрон, 2s дэд түвшинд хоёр электрон, 2p дэд түвшинд зургаан электрон байгааг харуулж байна. 2 + 2 + 6 = нийт 10 электрон. Энэ бол төвийг сахисан неон атомын электрон тохиргоо юм (неоны атомын дугаар нь 10).

2. Орбиталуудын дарааллыг санаарай.Электрон орбиталууд нь электрон бүрхүүлийн тоог нэмэгдүүлэх дарааллаар дугаарлагдсан боловч энергийн өсөлтийн дарааллаар байрладаг гэдгийг санаарай. Жишээлбэл, дүүрсэн 4s 2 орбитал нь хэсэгчлэн дүүрсэн эсвэл дүүргэсэн 3d 10 орбиталаас бага энергитэй (эсвэл хөдөлгөөн багатай) тул 4s орбиталыг эхлээд бичнэ. Орбиталуудын дарааллыг мэдсэний дараа тэдгээрийг атом дахь электронуудын тоогоор хялбархан дүүргэж болно. Орбиталуудыг дүүргэх дараалал дараах байдалтай байна. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Бүх орбиталууд дүүрсэн атомын электрон тохиргоо дараах байдалтай байна: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 67s 14 6г 10 7х 6
   • Бүх орбиталууд дүүрсэн дээрх оруулга нь үелэх системийн хамгийн өндөр дугаартай атом болох Uuo (ununoctium) 118 элементийн электрон тохиргоо гэдгийг анхаарна уу. Тиймээс энэхүү цахим тохиргоо нь төвийг сахисан цэнэгтэй атомын одоогийн мэдэгдэж байгаа бүх электрон дэд түвшинг агуулдаг.

3. Атом дахь электронуудын тоогоор орбиталуудыг дүүргэ.Жишээлбэл, хэрэв бид төвийг сахисан кальцийн атомын электрон бүтцийг бичихийг хүсвэл түүний атомын дугаарыг үелэх системээс хайх хэрэгтэй. Түүний атомын дугаар нь 20 тул дээрх дарааллын дагуу 20 электронтой атомын тохиргоог бичнэ.

   • Хорь дахь электрон хүртлээ орбиталуудыг дээрх дарааллын дагуу дүүргэ. Эхний 1s орбитал нь хоёр электронтой, 2s орбитал нь мөн хоёр, 2p нь зургаа, 3s нь хоёр, 3p нь 6, 4s нь 2 (2 + 2 + 6 +2 +) байх болно. 6 + 2 = 20 .) Өөрөөр хэлбэл, кальцийн электрон тохиргоо нь дараах хэлбэртэй байна. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Орбиталууд нь эрчим хүчийг нэмэгдүүлэх дарааллаар байрладаг болохыг анхаарна уу. Жишээлбэл, та эрчим хүчний 4-р түвшинд шилжихэд бэлэн болмогц эхлээд 4s орбиталыг бичиж, тэгээд 3d. Дөрөв дэх энергийн түвшний дараа та ижил дараалал давтагдах тавдугаарт шилжинэ. Энэ нь эрчим хүчний гурав дахь түвшний дараа л тохиолддог.

4. Тогтмол хүснэгтийг харааны дохио болгон ашигла.Үелэх хүснэгтийн хэлбэр нь электрон тохиргоон дахь электрон дэд түвшний дараалалтай тохирч байгааг та аль хэдийн анзаарсан байх. Жишээлбэл, зүүнээс хоёр дахь баганад байгаа атомууд үргэлж "s 2"-ээр төгсдөг ба нимгэн дунд хэсгийн баруун ирмэг дээрх атомууд үргэлж "d 10" гэх мэт төгсгөлтэй байдаг. Тохиромжтой хүснэгтийг тохиргоо бичихдээ харааны гарын авлага болгон ашиглаарай - тойрог замд оруулах дараалал нь хүснэгт дэх таны байрлалтай хэрхэн тохирч байна. Доор үзнэ үү:

   • Тодруулбал, хамгийн зүүн талын хоёр баганад электрон тохиргоо нь s орбиталаар төгссөн атомууд, хүснэгтийн баруун хэсэгт тохиргоо нь p орбиталаар төгссөн атомууд, доод тал нь f орбиталаар төгссөн атомуудыг агуулна.
   • Жишээлбэл, хлорын электрон тохиргоог бичихдээ "Энэ атом нь үелэх системийн гурав дахь эгнээнд (эсвэл "үе") байрладаг. Энэ нь мөн p тойрог замын блокийн тавдугаар бүлэгт байрладаг. үечилсэн хүснэгтийн иймээс түүний цахим тохиргоо ..3p 5
   • Хүснэгтийн d ба f тойрог замын муж дахь элементүүд нь тэдгээрийн байрлах үетэй тохирохгүй энергийн түвшингээр тодорхойлогддог болохыг анхаарна уу. Жишээлбэл, d-орбиталтай элементийн блокийн эхний эгнээ нь 4-р үед байрласан хэдий ч 3d орбиталтай, харин f-орбиталтай элементүүдийн эхний эгнээ нь 6-р байранд байгаа хэдий ч 4f орбиталтай тохирч байна. хугацаа.

5. Урт электрон тохиргоог бичих товчлолыг сур.Тогтмол системийн баруун ирмэг дээр байгаа атомуудыг нэрлэдэг үнэт хийнүүд.Эдгээр элементүүд нь химийн хувьд маш тогтвортой байдаг. Урт электрон тохиргоог бичих үйл явцыг богиносгохын тулд өөрийн атомаас цөөн электронтой хамгийн ойр орших язгуур хийн химийн тэмдгийг дөрвөлжин хаалтанд бичээд дараа нь тойрог замын дараагийн түвшний электрон тохиргоог үргэлжлүүлэн бичнэ үү. Доор үзнэ үү:

   • Энэ ойлголтыг ойлгохын тулд жишээ тохиргоог бичих нь ашигтай байх болно. Сайн хий агуулсан товчлолыг ашиглан цайрын (атомын дугаар 30) тохиргоог бичье. Цайрын бүрэн тохиргоо дараах байдалтай байна: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Гэсэн хэдий ч 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 нь язгуур хий болох аргоны электрон тохиргоо гэдгийг бид харж байна. Цайрын цахим тохиргооны хэсгийг дөрвөлжин хаалтанд аргоны химийн тэмдэгээр солиход л хангалттай.
   • Тиймээс, товчилсон хэлбэрээр бичсэн цайрын цахим тохиргоо нь дараах хэлбэртэй байна. 4s 2 3d 10 .
   • Хэрэв та аргон гэх мэт аргоны электрон тохиргоог бичиж байгаа бол бичих боломжгүй гэдгийг анхаарна уу! Энэ элементийн өмнөх үнэт хийн товчлолыг ашиглах ёстой; аргоны хувьд энэ нь неон () байх болно.

   ADOMAH үелэх хүснэгтийг ашиглах

   1. ADOMAH үелэх хүснэгтийг эзэмш.Цахим тохиргоог бүртгэх энэ арга нь цээжлэх шаардлагагүй, харин өөрчилсөн үелэх хүснэгтийг шаарддаг, учир нь уламжлалт үелэх хүснэгтэд дөрөвдүгээр үеэс эхлэн хугацааны дугаар нь электрон бүрхүүлтэй тохирохгүй байна. Эрдэмтэн Валерий Циммерманы боловсруулсан үелэх системийн тусгай төрөл болох ADOMAH үелэх хүснэгтийг ол. Богино интернет хайлтаар үүнийг олоход хялбар байдаг.

      • ADOMAH-ийн үечилсэн хүснэгтэд хэвтээ эгнээ нь галоген, сайн хий, шүлтлэг металл, шүлтлэг шороон метал гэх мэт элементүүдийн бүлгийг төлөөлдөг. Босоо баганууд нь цахим түвшний түвшинд тохирч, "cascades" гэж нэрлэгддэг (s, p, d, f блокуудыг холбосон диагональ шугамууд) нь үетэй тохирч байна.
      • Гели нь устөрөгч рүү шилждэг, учир нь эдгээр элемент хоёулаа 1s орбиталаар тодорхойлогддог. Үеийн блокуудыг (s,p,d, f) баруун талд, доод талд түвшний тоонуудыг харуулав. Элементүүдийг 1-ээс 120 хүртэл дугаарласан хайрцагт дүрсэлсэн. Эдгээр тоонууд нь саармаг атом дахь электронуудын нийт тоог илэрхийлдэг энгийн атомын дугаарууд юм.

   2. ADOMAH хүснэгтээс атомаа олоорой.Элементийн электрон тохиргоог бичихийн тулд ADOMAH үелэх хүснэгтээс түүний тэмдэглэгээг хайж, илүү өндөр атомын дугаартай бүх элементүүдийг хай. Жишээлбэл, хэрэв та erbium-ийн электрон тохиргоог бичих шаардлагатай бол (68) 69-ээс 120 хүртэлх бүх элементүүдийг таслана.

      • Хүснэгтийн доод талд байгаа 1-ээс 8 хүртэлх тоог анхаар. Эдгээр нь цахим түвшний тоо буюу баганын тоо юм. Зөвхөн зураасан зүйл агуулсан баганыг үл тоомсорло. Эрбиумын хувьд 1,2,3,4,5, 6 дугаартай баганууд хэвээр байна.

   3. Орбитын дэд түвшинг өөрийн элемент хүртэл тоол.Хүснэгтийн баруун талд харуулсан блок тэмдэгтүүд (s, p, d, f) болон сууринд харуулсан баганын дугааруудыг харвал блокуудын хоорондох диагональ зураасыг үл тоомсорлож, багануудыг дарааллаар нь жагсаан бичнэ үү. доороос дээш. Дахин хэлэхэд бүх элементүүдийг хөндлөн зурсан блокуудыг үл тоомсорло. Баганын дугаараас эхлээд блокийн тэмдэг бүхий баганын блокуудыг бичээд: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (эрбиумын хувьд).

      • Анхаарна уу: Эр-ийн дээрх электрон тохиргоог электрон дэд түвшний тоогоор өсөх дарааллаар бичсэн болно. Мөн тойрог замыг дүүргэх дарааллаар бичиж болно. Үүнийг хийхийн тулд баганын блокуудыг бичихдээ баганаас биш доороос дээш цувааг дагаж мөрдөөрэй: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Электрон дэд түвшин бүрийн электронуудыг тоол.Баганын блок тус ​​бүр дээр зураагүй элементүүдийг тоолж, элемент бүрээс нэг электрон залгаж, тэдгээрийн дугаарыг баганын блок бүрийн блок тэмдгийн хажууд бичнэ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4х 6 4г 10 4ф 12 5с 2 5х 6 6с 2. Бидний жишээнд энэ бол erbium-ийн цахим тохиргоо юм.

   5. Буруу электрон тохиргоог анхаарч үзээрэй.Хамгийн бага энергийн төлөвт байгаа атомуудын электрон тохиргоотой холбоотой арван найман ердийн үл хамаарах зүйл байдаг бөгөөд үүнийг газрын энергийн төлөв гэж нэрлэдэг. Тэд зөвхөн электронууд эзэлсэн сүүлийн хоёр, гурван байрлалд ерөнхий дүрмийг дагаж мөрддөггүй. Энэ тохиолдолд бодит электрон тохиргоо нь атомын стандарт тохиргоотой харьцуулахад электронууд бага энергитэй төлөвт байна гэж үздэг. Үл хамаарах атомууд нь:

      • Кр(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Мо(..., 4d5, 5s1); Ру(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Аг(..., 4d10, 5s1); Ла(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Гд(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Па(..., 5f2, 6d1, 7s2); У(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) ба см(..., 5f7, 6d1, 7s2).
      • Электрон тохиргооны хэлбэрээр бичсэн атомын атомын дугаарыг олохын тулд үсгийн дараах бүх тоонуудыг (s, p, d, f) нэмнэ. Энэ нь зөвхөн төвийг сахисан атомуудад л үйлчилнэ, хэрэв та ионтой харьцаж байгаа бол энэ нь ажиллахгүй - нэмэлт эсвэл алдагдсан электронуудын тоог нэмэх эсвэл хасах шаардлагатай болно.
      • Үсгийн дараах тоо нь дээд бичиг, шалгалтанд алдаа гаргах хэрэггүй.
      • "Хагас бүрэн" дэд түвшний тогтвортой байдал байхгүй. Энэ бол хялбарчлах явдал юм. "Хагас дүүрсэн" дэд түвшинд хамаарах аливаа тогтвортой байдал нь тойрог бүрийг нэг электрон эзэлдэг тул электронуудын хоорондох түлхэлтийг багасгадагтай холбоотой юм.
      • Атом бүр тогтвортой төлөвт шилжих хандлагатай байдаг бөгөөд хамгийн тогтвортой тохиргоонд s ба p дэд түвшний (s2 ба p6) дүүрсэн байдаг. Эрхэмсэг хий нь ийм тохиргоотой байдаг тул урвалд орох нь ховор бөгөөд үелэх системийн баруун талд байрладаг. Тиймээс хэрэв тохиргоо 3p 4-ээр төгсвөл тогтвортой төлөвт хүрэхийн тулд түүнд хоёр электрон шаардлагатай (зургаа, түүний дотор s-дэд түвшний электроныг алдахад илүү их энерги шаардагдах тул дөрвийг алдах нь илүү хялбар байдаг). Хэрэв тохиргоо 4d 3-аар дуусвал тогтвортой байдалд хүрэхийн тулд гурван электроноо алдах шаардлагатай. Үүнээс гадна хагас дүүргэсэн дэд түвшин (s1, p3, d5..) нь жишээлбэл, p4 эсвэл p2-ээс илүү тогтвортой байдаг; гэхдээ s2 болон p6 нь илүү тогтвортой байх болно.
      • Хэрэв та ионтой харьцаж байгаа бол энэ нь протоны тоо электроны тоотой тэнцүү биш гэсэн үг юм. Энэ тохиолдолд атомын цэнэгийг химийн тэмдгийн баруун дээд талд (ихэвчлэн) дүрсэлсэн болно. Иймд +2 цэнэгтэй сурьма атом нь 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 электрон тохиргоотой байна. 5p 3 нь 5p 1 болж өөрчлөгдсөнийг анхаарна уу. Төвийг сахисан атомын тохиргоо нь s ба p-ээс өөр дэд түвшинд дуусах үед болгоомжтой байгаарай.Электроныг салгахдаа тэдгээрийг зөвхөн валентын орбиталаас (s ба p орбитал) авах боломжтой. Тиймээс хэрэв тохиргоо 4s 2 3d 7-д дуусч атом нь +2 цэнэгийг хүлээн авбал тохиргоо 4s 0 3d 7-д дуусна. 3d 7 гэдгийг анхаарна уу Үгүйөөрчлөгдөхөд с орбиталаас электронууд алдагдана.
      • Электроныг "өндөр энергийн түвшинд шилжих" нөхцөлүүд байдаг. Дэд түвшин хагас эсвэл бүрэн байхаас нэг электрон дутуу байвал хамгийн ойрын s эсвэл p дэд түвшнээс нэг электрон авч электрон шаардлагатай дэд түвшинд шилжүүлнэ.
      • Цахим тохиргоог бүртгэх хоёр сонголт байдаг. Тэдгээрийг дээр дурдсан эрбиумын хувьд энергийн түвшний тоонуудын өсөлтийн дарааллаар эсвэл электрон орбиталуудыг дүүргэх дарааллаар бичиж болно.
      • Та мөн элементийн электрон тохиргоог зөвхөн сүүлчийн s ба p дэд түвшинг илэрхийлэх валентын тохиргоог бичиж бичиж болно. Тиймээс сурьмагийн валентийн тохиргоо нь 5s 2 5p 3 байх болно.
      • Ионууд ижил биш. Тэдэнтэй хамт байх нь илүү хэцүү байдаг. Хоёр түвшинг алгасаж, хаана эхлүүлсэн, электронуудын тоо хэр их байгаагаас хамааран ижил загварыг дагана уу.

Үелэх системийн элементүүдийн атомуудын электрон тохиргоо.

Төрөл бүрийн AO дээр электронуудын тархалтыг нэрлэдэг атомын электрон тохиргоо. Хамгийн бага эрчим хүчний электрон тохиргоо нь тохирч байна үндсэн төлөватом, үлдсэн тохиргоонууд нь хамаарна сэтгэл хөдөлсөн төлөвүүд.

Атомын электрон тохиргоог электрон томъёо, электрон дифракцийн диаграм хэлбэрээр хоёр аргаар дүрсэлсэн. Цахим томьёо бичихдээ үндсэн ба тойрог замын квант тоог ашигладаг. Дэд түвшнийг үндсэн квант тоо (тоо) ба тойрог замын квант тоо (харгалзах үсэг) ашиглан тодорхойлно. Дэд түвшний электронуудын тоог дээд үсгээр тодорхойлно. Жишээлбэл, устөрөгчийн атомын үндсэн төлөвийн хувьд электрон томъёо нь: 1 с 1 .

Цахим түвшний бүтцийг электрон дифракцийн диаграммыг ашиглан илүү бүрэн дүрсэлж болно, үүнд дэд түвшний тархалтыг квант эс хэлбэрээр дүрсэлсэн болно. Энэ тохиолдолд тойрог замыг ердийн байдлаар хажууд нь дэд түвшний тэмдэглэгээтэй дөрвөлжин хэлбэрээр дүрсэлсэн байдаг. Түвшин бүрийн доод түвшний энерги нь бага зэрэг ялгаатай тул өндрөөрөө бага зэрэг солигдох ёстой. Спин квант тооны тэмдгээс хамаарч электронуудыг сумаар эсвэл ↓ тэмдгээр илэрхийлнэ. Устөрөгчийн атомын электрон дифракцийн диаграмм:

Олон электрон атомын электрон тохиргоог бий болгох зарчим нь устөрөгчийн атомд протон, электрон нэмэх явдал юм. Эрчим хүчний түвшин ба дэд түвшний электронуудын хуваарилалт нь хамгийн бага энергийн зарчим, Паули зарчим, Хунд дүрэм зэрэг өмнө авч үзсэн дүрэм журмын дагуу явагдана.

Атомын электрон тохиргооны бүтцийг харгалзан үзэхэд бүх мэдэгдэж буй элементүүдийг сүүлчийн дүүргэсэн дэд түвшний тойрог замын квант тооны утгын дагуу дөрвөн бүлэгт хувааж болно. с- элементүүд, х- элементүүд, г- элементүүд, е- элементүүд.

Гелийн атомд He (Z=2) хоёр дахь электрон 1-ийг эзэлдэг с-орбитал, түүний электрон томъёо: 1 с 2. Электрон дифракцийн диаграмм:

Гели нь элементүүдийн үечилсэн системийн эхний хамгийн богино үеийг төгсгөдөг. Гелийн электрон тохиргоог .

Хоёр дахь үеийг литийн Li (Z=3) нээдэг бөгөөд түүний электрон томъёо: Электрон дифракцийн диаграмм:

Ижил энергийн түвшний орбиталууд нь ижил өндөрт байрладаг элементүүдийн атомуудын электрон дифракцийн хялбаршуулсан диаграммыг доор харуулав. Дотоод, бүрэн дүүргэсэн дэд түвшнийг харуулаагүй болно.

Литийн дараа бериллий Be (Z=4) ирдэг бөгөөд үүнд нэмэлт электрон 2-ыг дүүргэдэг с- тойрог зам. Be-ийн цахим томъёо: 2 с 2

Үндсэн төлөвт дараагийн борын электрон В (z=5) 2-ыг эзэлнэ r-орбитал, V:1 с 2 2с 2 2х 1 ; түүний электрон дифракцийн диаграмм:

Дараах таван элемент нь цахим тохиргоотой:

C (Z=6): 2 с 2 2х 2 N (Z=7): 2 с 2 2х 3

O (Z=8): 2 с 2 2х 4 F (Z=9): 2 с 2 2х 5

Үгүй (Z=10): 2 с 2 2х 6

Өгөгдсөн цахим тохиргоог Хундын дүрмээр тодорхойлно.

Неоны эхний болон хоёр дахь эрчим хүчний түвшин бүрэн дүүрэн байна. Түүний электрон тохиргоог тэмдэглэж, ирээдүйд элементийн атомын электрон томъёог бичихдээ товчхон ашиглах болно.

Натри Na (Z=11) ба Mg (Z=12) гурав дахь үеийг нээнэ. Гадаад электронууд 3-ыг эзэлдэг с- тойрог зам:

Na (Z=11): 3 с 1

Mg (Z=12): 3 с 2

Дараа нь хөнгөн цагаанаас (Z=13) эхлэн 3-ыг бөглөнө үү r- дэд түвшин. Гурав дахь үе нь аргон Ar (Z=18)-ээр төгсдөг:

Al (Z=13): 3 с 2 3х 1

Ar (Z=18): 3 с 2 3х 6

Гурав дахь үеийн элементүүд нь хоёр дахь үеийн элементүүдээс чөлөөт 3-тай байдгаараа ялгаатай г-химийн холбоо үүсэхэд оролцох боломжтой тойрог замууд. Энэ нь элементүүдээр харуулсан валентийн төлөвийг тайлбарладаг.

Дөрөвдүгээр үед дүрмийн дагуу ( n+л), кали K (Z=19) ба кальцийн Ca (Z=20) 4 электронтой. с-3 биш, дэд түвшин г.Scandium Sc-ээр эхэлж (Z=21) цайрын Zn-ээр төгссөн (Z=30) дүүргэлт үүснэ3 г- дэд түвшин:

Цахим томъёо г-элементүүдийг ион хэлбэрээр дүрсэлж болно: дэд түвшнүүдийг үндсэн квант тооны өсөлтийн дарааллаар жагсаасан бөгөөд тогтмол байна. n– тойрог замын квант тоог нэмэгдүүлэх дарааллаар. Жишээлбэл, Zn-ийн хувьд ийм оруулга дараах байдлаар харагдах болно: Эдгээр оруулгууд хоёулаа тэнцүү боловч цайрын хувьд өмнө нь өгсөн томьёо нь дэд түвшнийг бөглөх дарааллыг зөв тусгасан болно.

3-р эгнээнд г-хромын элементүүд Cr (Z=24) дүрмээс хазайсан байна ( n+л). Энэ дүрмийн дагуу Cr-ийн тохиргоо дараах байдалтай байх ёстой: Түүний бодит тохиргоо нь тогтоогдсон - Заримдаа энэ нөлөөг электроны "бүтэлгүйтэл" гэж нэрлэдэг. Ийм нөлөөллийг эсэргүүцлийн тал хувь нь нэмэгдсэнээр тайлбарладаг ( х 3 , г 5 , е 7) ба бүрэн ( х 6 , г 10 , е 14) дүүргэсэн дэд түвшин.

Дүрмээс хазайх ( n+л) бусад элементүүдэд мөн ажиглагдаж байна (Хүснэгт 6). Энэ нь үндсэн квант тоо нэмэгдэхийн хэрээр дэд түвшний энергийн ялгаа багасдагтай холбоотой юм.

Дараа нь дүүргэлт 4 ирдэг х- дэд түвшин (Ga - Kr). Дөрөв дэх үе нь зөвхөн 18 элементийг агуулдаг. 5-р дүүргэлт нь ижил аргаар явагддаг с-, 4г- ба 5 х- тав дахь үеийн 18 элементийн дэд түвшин. Эрчим хүч нь 5 гэдгийг анхаарна уу с- ба 4 г-дэд түвшин маш ойрхон, электрон 5-тай с-Дэд түвшин 4 рүү амархан шилжинэ г- дэд түвшин. 5-д с-дэд түвшний Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag нь зөвхөн нэг электронтой. Газрын төлөв байдалд 5 с-Pd дэд түвшнийг бөглөөгүй байна. Хоёр электроны "алдаа" ажиглагдаж байна.

6-ыг дүүргэсний дараа зургаа дахь үед с-цезийн дэд түвшин Cs (Z=55) ба барийн Ba (Z=56) дараагийн электрон, дүрмийн дагуу ( n+л), 4 авах ёстой е- дэд түвшин. Харин лантан Ла (Z=57)-д электрон 5-д очдог г- дэд түвшин. Хагас дүүрсэн (4 е 7) 4е- дэд түвшин тогтвортой байдлыг нэмэгдүүлсэн тул гадолиний Gd (Z=64), европийн хажууд (Z=63) 4-р байна. е-Дэд түвшинд ижил тооны электрон (7) хадгалагдаж, шинэ электрон 5-д хүрнэ г-дэд түвшний, дүрмийг зөрчих ( n+л). Terbium Tb (Z=65)-д дараагийн электрон 4-ийг эзэлдэг е- дэд түвшин ба 5-аас электрон шилжилт явагдана г- дэд түвшин (тохиргоо 4 е 9 6с 2). Бөглөх 4 е-дэд түвшний төгсгөлүүд итербиум Yb (Z=70). Лутетийн атомын дараагийн электрон Lu нь 5-ыг эзэлдэг г- дэд түвшин. Түүний электрон тохиргоо нь лантан атомынхаас зөвхөн бүрэн дүүрсэнээрээ л ялгаатай. е- дэд түвшин.

Хүснэгт 6

Үл хамаарах зүйлүүд ( n+л) – эхний 86 элементийн дүрэм

Одоогийн байдлаар элементүүдийн үечилсэн системд D.I. Менделеев скандийн Sc ба иттрий Y-ийн дор заримдаа лютеци (мөн лантан биш) байрладаг. г-элемент ба түүний урд байгаа бүх 14 элемент, түүний дотор лантан нь тусгай бүлэгт байрладаг. лантанидуудЭлементүүдийн үечилсэн системээс гадуур.

Элементүүдийн химийн шинж чанарыг голчлон гаднах электрон түвшний бүтцээр тодорхойлдог. Гурав дахь гаднах электронуудын тоо өөрчлөгдөх 4 е- дэд түвшин нь элементүүдийн химийн шинж чанарт бага нөлөө үзүүлдэг. Тиймээс бүгд 4 е-элементүүд нь шинж чанараараа төстэй. Дараа нь зургаа дахь үед 5 дүүргэлт үүсдэг г- дэд түвшин (Hf – Hg) ба 6 х- дэд түвшин (Tl – Rn).

Долоо дахь үед 7 с-Дэд давхарга нь францийн Fr (Z=87) ба радиум Ra (Z=88)-аар дүүрсэн. Далайн анемон нь дүрмээс гажсан шинж чанартай байдаг ( n+л), дараагийн электрон 6-г дүүргэнэ г-5 биш, дэд түвшин е. Дараа нь 5-ыг дүүргэсэн элементүүдийн бүлэг (Th - Үгүй) ирдэг е-гэр бүлийг бүрдүүлдэг дэд шатлалууд актинид. 6 гэдгийг анхаарна уу г- ба 5 е- дэд түвшин нь маш ойрхон энергитэй тул актинидын атомын электрон тохиргоо нь дүрэмд захирагддаггүй ( n+л). Гэхдээ энэ тохиолдолд яг тохиргооны утга нь 5 байна f t 5d мЭнэ нь элементийн химийн шинж чанарт нэлээд сул нөлөө үзүүлдэг тул тийм ч чухал биш юм.

Lawrencium Lr (Z=103)-д шинэ электрон 6-д ирдэг г- дэд түвшин. Энэ элементийг үечилсэн хүснэгтэд заримдаа лютетийн доор байрлуулдаг. Долоо дахь үе дуусаагүй байна. 104 – 109 элементүүд нь тогтворгүй бөгөөд шинж чанарууд нь бага зэрэг мэдэгддэг. Ийнхүү цөмийн цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр гаднах түвшний ижил төстэй электрон бүтэц үе үе давтагддаг. Үүнтэй холбогдуулан элементүүдийн янз бүрийн шинж чанарт үе үе өөрчлөгдөхийг хүлээх хэрэгтэй.

Тайлбарласан цахим тохиргоонууд нь хийн үе дэх тусгаарлагдсан атомуудыг хэлнэ гэдгийг анхаарна уу. Хэрэв атом нь хатуу эсвэл уусмалд байвал элементийн атомын тохиргоо огт өөр байж болно.

Атомын электрон тохиргоонь атом дахь электронуудын байрлалыг түвшин болон дэд түвшнээр харуулсан томъёо юм. Өгүүллийг судалсны дараа та электронууд хаана, хэрхэн байрлаж байгааг мэдэж, квант тоонуудтай танилцаж, атомын электрон тохиргоог түүний тоогоор хийж чаддаг байх болно.

Элементүүдийн цахим тохиргоог яагаад судлах хэрэгтэй вэ?

Атомууд нь барилгын багцтай адил: тодорхой тооны хэсгүүд байдаг, тэдгээр нь бие биенээсээ ялгаатай боловч нэг төрлийн хоёр хэсэг нь туйлын ижил байдаг. Гэхдээ энэ барилгын багц нь хуванцараас хамаагүй илүү сонирхолтой бөгөөд яагаад гэдгийг эндээс харж болно. Ойролцоох хүмүүсээс хамааран тохиргоо өөрчлөгддөг. Жишээлбэл, устөрөгчийн дэргэд хүчилтөрөгчМагадгүй

ус болон хувирч, натритай ойролцоо байвал хий болж, төмрийн дэргэд бүрэн зэв болж хувирдаг.

Яагаад ийм зүйл болдог вэ гэсэн асуултад хариулж, атомын хажууд байгаа үйлдлийг урьдчилан таамаглахын тулд электрон тохиргоог судлах шаардлагатай бөгөөд үүнийг доор авч үзэх болно.

Атомд хэдэн электрон байдаг вэ?

Атом нь цөмөөс, түүний эргэн тойронд эргэлддэг электронууд нь протон, нейтроноос бүрддэг. Саармаг төлөвт атом бүр өөрийн цөм дэх протоны тоотой ижил тооны электронтой байна. Протоны тоог элементийн атомын дугаараар тодорхойлно, жишээлбэл, хүхэр нь 16 протонтой - үелэх системийн 16-р элемент. Алт нь 79 протонтой - үелэх системийн 79-р элемент. Үүний дагуу хүхэр нь саармаг төлөвт 16 электронтой, алт нь 79 электронтой.

• Электроныг хаанаас хайх вэ?
• Электроны зан төлөвийг ажигласнаар тодорхой хэв маягийг гаргаж авсан бөгөөд тэдгээр нь квант тоогоор тодорхойлогддог бөгөөд нийт 4 байдаг.
• Үндсэн квант тоо
• Орбитын квант тоо

Соронзон квант тоо

Спин квант тоо

Орбитал
Цаашилбал, орбит гэдэг үгийн оронд бид "Орбитал" гэдэг нь электроны долгионы функц юм, энэ нь электрон цаг хугацааныхаа 90% -ийг зарцуулдаг бүс юм;
N - түвшин
L - бүрхүүл

M l - тойрог замын тоо

Электрон үүлийг судалсны үр дүнд тэд энергийн түвшнээс хамааран үүл нь бөмбөг, дамббелл, өөр хоёр, илүү төвөгтэй гэсэн дөрвөн үндсэн хэлбэрийг авдаг болохыг тогтоожээ.

Эрчим хүчийг нэмэгдүүлэхийн тулд эдгээр хэлбэрийг s-, p-, d- болон f-бүрхүүл гэж нэрлэдэг.
Эдгээр бүрхүүл бүр нь 1 (on s), 3 (p дээр), 5 (d) ба 7 (f дээр) тойрог замтай байж болно. Орбитын квант тоо нь тойрог замууд байрладаг бүрхүүл юм. s, p, d болон f орбиталуудын тойрог замын квант тоо нь тус тус 0,1,2 эсвэл 3 утгыг авна.
s-бүрхүүл дээр нэг тойрог зам (L=0) - хоёр электрон байна
p-бүрхүүл (L=1) дээр гурван орбитал байдаг - зургаан электрон

d-бүрхүүл дээр таван орбитал байдаг (L=2) - арван электрон

f-бүрхүүл (L=3) дээр долоон орбитал байдаг - арван дөрвөн электрон

Соронзон квант тоо m l

P-бүрхүүл дээр гурван тойрог зам байдаг бөгөөд тэдгээр нь -L-ээс +L хүртэлх тоогоор тодорхойлогддог, өөрөөр хэлбэл p-бүрхүүл (L=1)-ийн хувьд "-1", "0" ба "1" орбиталууд байдаг. .
Соронзон квант тоог m l үсгээр тэмдэглэнэ.

Бүрхүүлийн дотор электронууд өөр өөр тойрог замд байрлах нь илүү хялбар байдаг тул эхний электронууд орбитал бүрт нэгийг дүүргэж, дараа нь тус бүрт хос электрон нэмэгддэг.

d-бүрхүүлийг авч үзье:

d-бүрхүүл нь L=2 утгатай тохирч байна, өөрөөр хэлбэл таван орбиталь (-2,-1,0,1 ба 2), эхний таван электрон нь M l =-2, M утгыг авч бүрхүүлийг дүүргэдэг. l =-1, M l =0 , M l =1,M l =2.

Спин квант тоо m s

Спин гэдэг нь электроныг тэнхлэгээ тойрон эргэх чиглэл, хоёр чиглэлтэй тул спин квант тоо нь +1/2 ба -1/2 гэсэн хоёр утгатай байна. Нэг энергийн дэд түвшин нь зөвхөн эсрэгээр эргэх хоёр электроныг агуулж болно. Спин квант тоог m s гэж тэмдэглэнэ

Тиймээс аливаа электроныг дөрвөн квант тоогоор дүрсэлж болно, эдгээр тоонуудын хослол нь электроны байрлал бүрт өвөрмөц бөгөөд эхний электроныг ав, хамгийн бага энергийн түвшин N = 1, эхний түвшинд нэг бүрхүүл байна. Ямар ч түвшний эхний бүрхүүл нь бөмбөг хэлбэртэй байдаг (s -shell), өөрөөр хэлбэл. L=0, соронзон квант тоо нь зөвхөн нэг утгыг авах боломжтой, M l =0, эргэх нь +1/2-тэй тэнцүү байх болно.