สูตรกราฟิกขององค์ประกอบทางเคมี สูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์และอิเล็กทรอนิกส์

โครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมสามารถแสดงได้ด้วยสูตรอิเล็กทรอนิกส์และไดอะแกรมกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ระดับพลังงานและระดับย่อยจะเขียนตามลำดับการเติมและจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในระดับย่อย ในกรณีนี้ สถานะของอิเล็กตรอนแต่ละตัว โดยเฉพาะเลขควอนตัมแม่เหล็กและสปิน จะไม่สะท้อนอยู่ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ในรูปแบบกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะ "มองเห็นได้" อย่างสมบูรณ์ กล่าวคือ มันสามารถระบุได้ด้วยตัวเลขควอนตัมทั้งสี่ มักจะให้ไดอะแกรมกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์สำหรับอิเล็กตรอนภายนอก

ตัวอย่างที่ 1เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของฟลูออรีน แสดงสถานะของอิเล็กตรอนภายนอกด้วยไดอะแกรมกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ อะตอมของธาตุนี้มีอิเล็กตรอนที่ไม่ได้จับคู่กี่ตัว?

สารละลาย.ฟลูออรีนมีเลขอะตอมเก้า จึงมีอิเล็กตรอนเก้าตัวในอะตอม ตามหลักการพลังงานน้อยที่สุด โดยใช้รูปที่ 7 และคำนึงถึงผลที่ตามมาของหลักการ Pauli เราเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของฟลูออรีน: 1s 2 2s 2 2p 5 . สำหรับอิเล็กตรอนภายนอก (ระดับพลังงานที่สอง) เราวาดโครงร่างกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ (รูปที่ 8) ซึ่งจะตามมาว่ามีอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ในอะตอมฟลูออรีน

ข้าว. 8. แผนภาพอิเล็กตรอนของวาเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมฟลูออรีน

ตัวอย่าง 2สร้างไดอะแกรมอิเล็กตรอนกราฟิกของสถานะที่เป็นไปได้ของอะตอมไนโตรเจน อันไหนที่สะท้อนถึงสภาวะปกติ และอันไหนที่ตื่นเต้น?

สารละลาย.สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของไนโตรเจนคือ 1s 2 s 2 2p 3 สูตรของอิเล็กตรอนภายนอกคือ 2s 2 2p 3 ระดับย่อย 2p ไม่สมบูรณ์เพราะ จำนวนอิเล็กตรอนที่น้อยกว่าหก ทางเลือกที่เป็นไปได้การกระจายของอิเล็กตรอนสามตัวในระดับย่อย 2p จะแสดงในรูปที่ 9.

ข้าว. 9. ไดอะแกรมอิเล็กตรอนกราฟิกของสถานะที่เป็นไปได้ของระดับย่อย 2p ในอะตอมไนโตรเจน

สูงสุด (ตาม ค่าสัมบูรณ์) ค่าการหมุน (3 / 2) สอดคล้องกับสถานะ 1 และ 2 ดังนั้นจึงเป็นพื้นและส่วนที่เหลือตื่นเต้น

ตัวอย่างที่ 3กำหนดจำนวนควอนตัมที่กำหนดสถานะของอิเล็กตรอนสุดท้ายในอะตอมวาเนเดียม?

สารละลาย.เลขอะตอมของวาเนเดียมคือ Z = 23 ดังนั้นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ทั้งหมดของธาตุคือ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 รูปแบบกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของอิเล็กตรอนภายนอก (4s 2 3d 3) มีดังนี้ (รูปที่ 10):

ข้าว. 10. แผนภาพอิเล็กตรอนของวาเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมวาเนเดียม

หมายเลขควอนตัมหลักของอิเล็กตรอนสุดท้าย n = 3 (ระดับพลังงานที่สาม), orbital l= 2 (ระดับย่อย d) หมายเลขควอนตัมแม่เหล็กสำหรับอิเล็กตรอนดีทั้งสามแต่ละตัวแตกต่างกัน: สำหรับตัวแรกคือ -2 สำหรับตัวที่สอง -1 สำหรับตัวที่สาม - 0 หมายเลขควอนตัมสปินสำหรับทั้งสามอิเล็กตรอนเหมือนกัน: ms \u003d + 1 / 2 ดังนั้นสถานะของอิเล็กตรอนตัวสุดท้ายในอะตอมวาเนเดียมจึงมีลักษณะเป็นตัวเลขควอนตัม: n = 3; l= 2; ม. = 0; ม. = + 1/2 .

7. อิเล็กตรอนที่จับคู่และไม่จับคู่

อิเล็กตรอนที่เติมออร์บิทัลเป็นคู่เรียกว่า จับคู่และเรียกอิเล็กตรอนเดี่ยวว่า ไม่มีคู่. อิเล็กตรอนที่ไม่ได้จับคู่จะทำให้เกิดพันธะเคมีของอะตอมกับอะตอมอื่นๆ การมีอยู่ของอิเล็กตรอนแบบ unpaired เกิดขึ้นจากการทดลองโดยศึกษาสมบัติทางแม่เหล็ก สารที่มีอิเลคตรอนไม่คู่ พาราแมกเนติก(พวกมันถูกดึงเข้าไปในสนามแม่เหล็กเนื่องจากปฏิสัมพันธ์ของการหมุนของอิเล็กตรอน เช่น แม่เหล็กเบื้องต้น กับสนามแม่เหล็กภายนอก) สารที่มีเพียงคู่อิเล็กตรอน ไดแม่เหล็ก(สนามแม่เหล็กภายนอกไม่ทำปฏิกิริยากับมัน) อิเล็กตรอนที่ไม่ได้จับคู่จะอยู่ที่ระดับพลังงานภายนอกของอะตอมเท่านั้น และสามารถกำหนดจำนวนได้จากรูปแบบกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์

ตัวอย่างที่ 4กำหนดจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ในอะตอมกำมะถัน

สารละลาย.เลขอะตอมของกำมะถันคือ Z = 16 ดังนั้นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ทั้งหมดของธาตุคือ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 รูปแบบกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของอิเล็กตรอนภายนอกมีดังนี้ (รูปที่ 11)

ข้าว. 11. แผนภาพอิเล็กตรอนของวาเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมกำมะถัน

จากแผนภาพอิเลคตรอนที่มีอิเล็กตรอนสองตัวในอะตอมกำมะถัน

มันเขียนในรูปแบบของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่เรียกว่า ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ตัวอักษร s, p, d, f หมายถึงระดับย่อยของพลังงานของอิเล็กตรอน ตัวเลขด้านหน้าตัวอักษรระบุระดับพลังงานที่อิเล็กตรอนที่กำหนด และดัชนีที่ด้านบนขวาคือจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อยนี้ ในการแต่งสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุใด ๆ ก็เพียงพอที่จะรู้จำนวน องค์ประกอบที่กำหนดในระบบธาตุและปฏิบัติตามข้อกำหนดพื้นฐานที่ควบคุมการกระจายของอิเล็กตรอนในอะตอม

โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมยังสามารถแสดงในรูปแบบของการจัดเรียงอิเล็กตรอนในเซลล์พลังงาน

สำหรับอะตอมของเหล็กรูปแบบดังกล่าวมีรูปแบบดังนี้:

แผนภาพนี้แสดงให้เห็นการใช้กฎของ Hund อย่างชัดเจน ที่ระดับย่อย 3 มิติ จำนวนเซลล์สูงสุด (สี่) จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนที่ไม่คู่กัน ภาพของโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนในอะตอมในรูปแบบของสูตรอิเล็กทรอนิกส์และในรูปแบบของไดอะแกรมไม่ได้สะท้อนถึงคุณสมบัติของคลื่นของอิเล็กตรอนอย่างชัดเจน

ถ้อยคำของกฎหมายตามงวดที่แก้ไขเพิ่มเติมใช่. เมนเดเลเยฟ : คุณสมบัติของวัตถุธรรมดา เช่นเดียวกับรูปแบบและคุณสมบัติของสารประกอบของธาตุ จะขึ้นอยู่กับขนาดของน้ำหนักอะตอมของธาตุเป็นระยะ

การกำหนดที่ทันสมัยของกฎหมายธาตุ: คุณสมบัติของธาตุ เช่นเดียวกับรูปแบบและคุณสมบัติของสารประกอบนั้น ขึ้นอยู่กับขนาดของประจุของนิวเคลียสของอะตอมเป็นระยะๆ

ดังนั้นประจุบวกของนิวเคลียส (แทนที่จะเป็นมวลอะตอม) จึงเป็นข้อโต้แย้งที่แม่นยำยิ่งขึ้นซึ่งคุณสมบัติของธาตุและสารประกอบของธาตุขึ้นอยู่กับ

Valence- คือจำนวนพันธะเคมีที่อะตอมหนึ่งถูกพันธะกับอีกอะตอมหนึ่ง
ความเป็นไปได้ของความจุของอะตอมนั้นพิจารณาจากจำนวนของอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่และการมีอยู่ของออร์บิทัลของอะตอมอิสระที่ระดับภายนอก โครงสร้างของระดับพลังงานภายนอกของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีเป็นตัวกำหนดคุณสมบัติของอะตอมเป็นหลัก ดังนั้นระดับเหล่านี้จึงเรียกว่าระดับความจุ อิเล็กตรอนในระดับเหล่านี้ และบางครั้งในระดับก่อนภายนอก สามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมี อิเล็กตรอนดังกล่าวเรียกอีกอย่างว่าวาเลนซ์อิเล็กตรอน

ความจุปริมาณสัมพันธ์องค์ประกอบทางเคมี - คือจำนวนเทียบเท่าที่อะตอมสามารถยึดติดกับตัวมันเองหรือเป็นจำนวนเทียบเท่าในอะตอม

ความเท่าเทียมกันถูกกำหนดโดยจำนวนของอะตอมไฮโดรเจนที่ยึดติดหรือถูกแทนที่ ดังนั้น ความจุปริมาณสารสัมพันธ์จึงเท่ากับจำนวนอะตอมของไฮโดรเจนที่อะตอมนี้มีปฏิสัมพันธ์กัน แต่ไม่ใช่ว่าทุกองค์ประกอบจะมีปฏิสัมพันธ์อย่างอิสระ แต่เกือบทุกอย่างมีปฏิสัมพันธ์กับออกซิเจน จึงสามารถกำหนดความจุปริมาณสัมพันธ์เป็นสองเท่าของจำนวนอะตอมออกซิเจนที่ติดอยู่

ตัวอย่างเช่น ความจุปริมาณสารสัมพันธ์ของกำมะถันในไฮโดรเจนซัลไฟด์ H 2 S คือ 2 ในออกไซด์ SO 2 - 4 ในออกไซด์ SO 3 -6

เมื่อกำหนดความจุปริมาณสัมพันธ์ขององค์ประกอบตามสูตรของสารประกอบไบนารี กฎหนึ่งควรได้รับคำแนะนำ: ความจุรวมของอะตอมทั้งหมดขององค์ประกอบหนึ่งต้องเท่ากับความจุรวมของอะตอมทั้งหมดขององค์ประกอบอื่น

สถานะออกซิเดชันอีกด้วย แสดงลักษณะขององค์ประกอบของสารและเท่ากับความจุปริมาณสารสัมพันธ์ที่มีเครื่องหมายบวก (สำหรับโลหะหรือองค์ประกอบทางไฟฟ้าในโมเลกุล) หรือลบ

1. ในสารอย่างง่าย สถานะออกซิเดชันของธาตุจะเป็นศูนย์

2. สถานะออกซิเดชันของฟลูออรีนในสารประกอบทั้งหมดคือ -1 ฮาโลเจนที่เหลืออยู่ (คลอรีน โบรมีน ไอโอดีน) ที่มีโลหะ ไฮโดรเจน และองค์ประกอบทางไฟฟ้าอื่นๆ มีสถานะออกซิเดชันเป็น -1 แต่ในสารประกอบที่มีองค์ประกอบอิเล็กโตรเนกาทีฟมากกว่า พวกมันมีสถานะออกซิเดชันที่เป็นบวก

3. ออกซิเจนในสารประกอบมีสถานะออกซิเดชัน -2; ข้อยกเว้นคือไฮโดรเจนเปอร์ออกไซด์ H 2 O 2 และอนุพันธ์ของมัน (Na 2 O 2, BaO 2 เป็นต้น ซึ่งออกซิเจนมีสถานะออกซิเดชัน -1 เช่นเดียวกับออกซิเจนฟลูออไรด์ OF 2 ซึ่งสถานะออกซิเดชันของออกซิเจน คือ +2

4. ธาตุอัลคาไลน์ (Li, Na, K, เป็นต้น) และองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่มที่สองของระบบธาตุ (Be, Mg, Ca, เป็นต้น) จะมีสถานะออกซิเดชันเท่ากับหมายเลขกลุ่มเสมอ คือ +1 และ +2 ตามลำดับ

5. องค์ประกอบทั้งหมดของกลุ่มที่สาม ยกเว้นแทลเลียม มีสถานะออกซิเดชันคงที่เท่ากับหมายเลขกลุ่ม กล่าวคือ +3.

6. สถานะออกซิเดชันสูงสุดขององค์ประกอบเท่ากับหมายเลขกลุ่มของระบบธาตุและค่าต่ำสุดคือความแตกต่าง: หมายเลขกลุ่มคือ 8 ตัวอย่างเช่นสถานะออกซิเดชันสูงสุดของไนโตรเจน (อยู่ในกลุ่มที่ห้า) คือ +5 (ในกรดไนตริกและเกลือของกรด) และค่าต่ำสุดคือ -3 (ในเกลือแอมโมเนียและแอมโมเนียม)

7. สถานะออกซิเดชันของธาตุในสารประกอบจะชดเชยซึ่งกันและกัน เพื่อให้ผลรวมของอะตอมทั้งหมดในโมเลกุลหรือหน่วยสูตรเป็นกลางเป็นศูนย์ และสำหรับไอออน - ประจุของมัน

กฎเหล่านี้สามารถใช้เพื่อกำหนดสถานะออกซิเดชันที่ไม่รู้จักขององค์ประกอบในสารประกอบ ถ้าทราบสถานะออกซิเดชันของส่วนที่เหลือ และกำหนดสารประกอบหลายองค์ประกอบ

ระดับของการเกิดออกซิเดชัน (หมายเลขออกซิเดชัน,) — ค่าเงื่อนไขเสริมสำหรับบันทึกกระบวนการออกซิเดชัน รีดักชัน และปฏิกิริยารีดอกซ์

แนวคิด สถานะออกซิเดชันมักใช้ในเคมีอนินทรีย์แทนแนวคิด ความจุ. สถานะออกซิเดชันของอะตอมเท่ากับค่าตัวเลขของประจุไฟฟ้าที่เกิดจากอะตอม โดยสมมติว่าคู่อิเล็กตรอนที่ทำพันธะมีอคติโดยสมบูรณ์ต่ออะตอมที่มีไฟฟ้ามากกว่า (นั่นคือ อยู่บนสมมติฐานที่ว่าสารประกอบประกอบด้วย ของไอออนเท่านั้น)

สถานะออกซิเดชันสอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอนที่ต้องเติมลงในไอออนบวกเพื่อลดให้เป็นอะตอมที่เป็นกลาง หรือนำมาจากไอออนลบเพื่อออกซิไดซ์ให้เป็นอะตอมที่เป็นกลาง:

อัล 3+ + 3e − → อัล
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

คุณสมบัติของธาตุขึ้นอยู่กับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอม เปลี่ยนแปลงไปตามคาบและกลุ่มของระบบธาตุ เนื่องจากโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ในองค์ประกอบที่คล้ายคลึงกันจำนวนหนึ่งมีความคล้ายคลึงกัน แต่ไม่เหมือนกัน ดังนั้นเมื่อย้ายจากองค์ประกอบหนึ่งในกลุ่มไปยังอีกองค์ประกอบหนึ่ง จึงไม่มีการสังเกตคุณสมบัติซ้ำ ๆ ง่ายๆ สำหรับพวกเขา แต่แสดงการเปลี่ยนแปลงอย่างสม่ำเสมอมากหรือน้อยอย่างชัดเจน

ลักษณะทางเคมีของธาตุถูกกำหนดโดยความสามารถของอะตอมในการสูญเสียหรือรับอิเล็กตรอน ความสามารถนี้วัดได้จากค่าพลังงานไอออไนซ์และความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน

พลังงานไอออไนซ์ (Ei) คือปริมาณพลังงานขั้นต่ำที่จำเป็นสำหรับการแยกตัวออกและการกำจัดอิเล็กตรอนออกจากอะตอมอย่างสมบูรณ์ในเฟสก๊าซที่ T = 0

K โดยไม่ต้องถ่ายเทพลังงานจลน์ไปยังอิเล็กตรอนที่ปล่อยออกมาพร้อมกับการเปลี่ยนแปลงของอะตอมให้เป็นไอออนที่มีประจุบวก: E + Ei = E + + e- พลังงานไอออไนเซชันเป็นค่าบวกและมีค่าต่ำสุดสำหรับอะตอมโลหะอัลคาไลและสูงสุดสำหรับอะตอมของก๊าซมีตระกูล (เฉื่อย)

ความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน (Ee) เป็นพลังงานที่ปล่อยออกมาหรือดูดกลืนเมื่ออิเล็กตรอนติดกับอะตอมในเฟสก๊าซที่ T = 0

K กับการเปลี่ยนแปลงของอะตอมเป็นไอออนที่มีประจุลบโดยไม่ถ่ายเทพลังงานจลน์ไปยังอนุภาค:

อี + อี- = อี- + อี

ฮาโลเจน โดยเฉพาะฟลูออรีน มีความสัมพันธ์ใกล้ชิดกับอิเล็กตรอนสูงสุด (Ee = -328 kJ/mol)

ค่าของ Ei และ Ee แสดงเป็นกิโลจูลต่อโมล (kJ/mol) หรือเป็นโวลต์อิเล็กตรอนต่ออะตอม (eV)

ความสามารถของอะตอมที่ถูกผูกมัดเพื่อแทนที่อิเล็กตรอนของพันธะเคมีเข้าหาตัวมันเอง การเพิ่มความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบๆ ตัวมันเองเรียกว่า อิเล็กโตรเนกาติวีตี้

แนวคิดนี้ถูกนำมาใช้ในวิทยาศาสตร์โดย L. Pauling อิเล็กโตรเนกาติวิตีแสดงด้วยสัญลักษณ์ ÷ และกำหนดลักษณะแนวโน้มของอะตอมที่กำหนดที่จะเกาะติดอิเล็กตรอนเมื่อเกิดพันธะเคมี

จากข้อมูลของ R. Maliken อิเล็กโตรเนกาติวีตี้ของอะตอมประมาณครึ่งหนึ่งของผลรวมของพลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนของอะตอมอิสระ h = (Ee + Ei)/2

ในช่วงเวลามีแนวโน้มทั่วไปสำหรับการเพิ่มขึ้นของพลังงานไอออไนซ์และอิเล็กโตรเนกาติวีตี้ด้วยการเพิ่มขึ้นของประจุของนิวเคลียสของอะตอม ในกลุ่ม ค่าเหล่านี้จะลดลงเมื่อจำนวนลำดับขององค์ประกอบเพิ่มขึ้น

ควรเน้นว่าองค์ประกอบไม่สามารถกำหนดค่าคงที่ของอิเล็กโตรเนกาติวีตี้ได้ เนื่องจากขึ้นอยู่กับปัจจัยหลายประการ โดยเฉพาะอย่างยิ่ง สถานะเวเลนซ์ของธาตุ ประเภทของสารประกอบที่มันเข้าไป จำนวนและประเภทของอะตอมที่อยู่ใกล้เคียง .

รัศมีอะตอมและไอออนิก. ขนาดของอะตอมและไอออนถูกกำหนดโดยขนาดของเปลือกอิเล็กตรอน ตามแนวคิดทางกลของควอนตัม เปลือกอิเล็กตรอนไม่มีขอบเขตที่กำหนดไว้อย่างเคร่งครัด ดังนั้น สำหรับรัศมีของอะตอมหรือไอออนอิสระ เราสามารถหา ระยะทางที่คำนวณตามทฤษฎีจากแกนกลางถึงตำแหน่งของความหนาแน่นสูงสุดหลักของเมฆอิเล็กตรอนชั้นนอกระยะทางนี้เรียกว่ารัศมีการโคจร ในทางปฏิบัติมักใช้ค่ารัศมีของอะตอมและไอออนในสารประกอบซึ่งคำนวณจากข้อมูลการทดลอง ในกรณีนี้ รัศมีโควาเลนต์และรัศมีโลหะของอะตอมมีความโดดเด่น

การพึ่งพารัศมีอะตอมและอิออนต่อประจุของนิวเคลียสของอะตอมของธาตุและเป็นธาตุเป็นระยะ. ในช่วงที่เลขอะตอมเพิ่มขึ้น รัศมีก็มีแนวโน้มลดลง การลดลงมากที่สุดเป็นเรื่องปกติสำหรับองค์ประกอบของช่วงเวลาเล็ก ๆ เนื่องจากการเติมระดับอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกเข้าไป ในช่วงเวลาใหญ่ในตระกูลของ d- และ f-elements การเปลี่ยนแปลงนี้มีความคมน้อยกว่า เนื่องจากการเติมอิเล็กตรอนในพวกมันเกิดขึ้นในชั้นนอกสุด ในกลุ่มย่อย รัศมีของอะตอมและไอออนที่เป็นชนิดเดียวกันโดยทั่วไปจะเพิ่มขึ้น

ระบบธาตุเป็นระยะเป็นตัวอย่างที่ชัดเจนของการปรากฎของธาตุชนิดต่างๆ ในคุณสมบัติของธาตุ ซึ่งสังเกตได้จากแนวนอน (ในช่วงเวลาจากซ้ายไปขวา) แนวตั้ง (ในกลุ่ม เช่น จากบนลงล่าง) ) ตามแนวทแยง กล่าวคือ คุณสมบัติบางอย่างของอะตอมเพิ่มขึ้นหรือลดลง แต่คงความเป็นคาบไว้

ในช่วงเวลาจากซ้ายไปขวา (→) คุณสมบัติการออกซิไดซ์และอโลหะขององค์ประกอบจะเพิ่มขึ้น ในขณะที่คุณสมบัติรีดิวซ์และโลหะลดลง ดังนั้น จากองค์ประกอบทั้งหมดของช่วงที่ 3 โซเดียมจะเป็นโลหะที่แอคทีฟมากที่สุดและเป็นตัวรีดิวซ์ที่แรงที่สุด และคลอรีนจะเป็นตัวออกซิไดซ์ที่แรงที่สุด

พันธะเคมี- นี่คือการเชื่อมต่อระหว่างอะตอมในโมเลกุลหรือผลึกขัดแตะซึ่งเป็นผลมาจากการกระทำของแรงไฟฟ้าของแรงดึงดูดระหว่างอะตอม

นี่คือปฏิสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนและนิวเคลียสทั้งหมด ซึ่งนำไปสู่การก่อตัวของระบบ polyatomic ที่เสถียร (อนุมูล โมเลกุลไอออน โมเลกุล คริสตัล)

พันธะเคมีดำเนินการโดยเวเลนซ์อิเล็กตรอน ตามแนวคิดสมัยใหม่ พันธะเคมีมีลักษณะทางอิเล็กทรอนิกส์ แต่มีการดำเนินการในรูปแบบต่างๆ พันธะเคมีมีสามประเภทหลัก: โควาเลนต์ อิออน เมทัลลิก. ระหว่างโมเลกุลเกิดขึ้น พันธะไฮโดรเจนและเกิดขึ้น ปฏิสัมพันธ์ของ Van der Waals.

ลักษณะสำคัญของพันธะเคมีคือ:

- ความยาวพันธะ - คือระยะห่างระหว่างนิวเคลียร์ระหว่างอะตอมที่ถูกพันธะทางเคมี

ขึ้นอยู่กับธรรมชาติของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์และความหลากหลายของพันธะ ด้วยการเพิ่มทวีคูณความยาวของพันธะจะลดลงและทำให้ความแข็งแรงเพิ่มขึ้น

- พันธะหลายหลาก - ถูกกำหนดโดยจำนวนของคู่อิเล็กตรอนที่เชื่อมโยงสองอะตอม เมื่อหลายหลากเพิ่มขึ้น พลังงานการผูกมัดก็จะเพิ่มขึ้น

- มุมเชื่อมต่อ- มุมระหว่างเส้นตรงในจินตนาการที่ลากผ่านนิวเคลียสของอะตอมข้างเคียงที่มีพันธะทางเคมีสองอะตอม

พลังงานผูกพัน E CB - นี่คือพลังงานที่ปล่อยออกมาระหว่างการก่อตัวของพันธะนี้และใช้ในการทำลายมัน kJ / mol

พันธะโควาเลนต์ - พันธะเคมีที่เกิดขึ้นจากการแบ่งปันอิเล็กตรอนคู่กับอะตอมสองอะตอม

คำอธิบายของพันธะเคมีโดยการปรากฏตัวของคู่อิเล็กตรอนทั่วไประหว่างอะตอมเป็นพื้นฐานของทฤษฎีการหมุนของความจุซึ่งเป็นเครื่องมือ วิธีวาเลนซ์บอนด์ (เอ็มวีเอส) ค้นพบโดยลูอิสในปี 2459 สำหรับคำอธิบายทางกลควอนตัมของพันธะเคมีและโครงสร้างของโมเลกุล ใช้วิธีอื่น - วิธีการโคจรของโมเลกุล (MMO) .

วิธีวาเลนซ์บอนด์

หลักการพื้นฐานของการก่อตัวของพันธะเคมีตาม MVS:

1. พันธะเคมีเกิดขึ้นจากเวเลนซ์ (ไม่จับคู่) อิเล็กตรอน

2. อิเล็กตรอนที่มีการหมุนคู่ขนานของอะตอมที่แตกต่างกันสองอะตอมกลายเป็นเรื่องธรรมดา

3. พันธะเคมีจะเกิดขึ้นก็ต่อเมื่ออะตอมตั้งแต่สองอะตอมขึ้นไปเข้าใกล้กัน พลังงานทั้งหมดของระบบจะลดลง

4. แรงหลักที่กระทำต่อโมเลกุลนั้นเป็นไฟฟ้า แหล่งกำเนิดของคูลอมบ์

5. ยิ่งมีการเชื่อมต่อมากเท่าไร เมฆอิเล็กตรอนที่มีปฏิสัมพันธ์ก็จะยิ่งทับซ้อนกันมากขึ้นเท่านั้น

มีสองกลไกสำหรับการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์:

กลไกการแลกเปลี่ยนพันธะเกิดขึ้นจากการแบ่งปันเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมที่เป็นกลางสองอะตอม แต่ละอะตอมให้อิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่หนึ่งคู่แก่คู่อิเล็กตรอนทั่วไป:

ข้าว. 7. กลไกการแลกเปลี่ยนสำหรับการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์: เอ- ไม่มีขั้ว; ข- โพลาร์

กลไกการรับบริจาคอะตอมหนึ่ง (ผู้บริจาค) ให้คู่อิเล็กตรอนและอีกอะตอม (ตัวรับ) ให้วงโคจรที่ว่างเปล่าสำหรับคู่นี้

การเชื่อมต่อ มีการศึกษาตามกลไกการรับบริจาคเป็นของ สารประกอบเชิงซ้อน

ข้าว. 8. กลไกการรับบริจาคของการเกิดพันธะโควาเลนต์

พันธะโควาเลนต์มีลักษณะเฉพาะบางประการ

ความคงตัว - คุณสมบัติของอะตอมเพื่อสร้างพันธะโควาเลนต์ตามจำนวนที่กำหนดไว้อย่างเคร่งครัดเนื่องจากความอิ่มตัวของพันธะ โมเลกุลจึงมีองค์ประกอบบางอย่าง

ปฐมนิเทศ - t . e. การเชื่อมต่อเกิดขึ้นในทิศทางของการทับซ้อนกันสูงสุดของเมฆอิเล็กตรอน . สำหรับเส้นที่เชื่อมจุดศูนย์กลางของอะตอมทำให้เกิดพันธะ มี: σ และ π (รูปที่ 9): σ-bond - เกิดขึ้นจากการทับซ้อนกัน AO ตามเส้นที่เชื่อมต่อศูนย์กลางของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์กัน พันธะ π คือพันธะที่เกิดขึ้นในทิศทางของแกนตั้งฉากกับเส้นตรงที่เชื่อมนิวเคลียสของอะตอม การวางแนวของพันธะกำหนดโครงสร้างเชิงพื้นที่ของโมเลกุล กล่าวคือ รูปทรงเรขาคณิตของพวกมัน การผสมพันธุ์ - มันคือการเปลี่ยนแปลงรูปร่างของออร์บิทัลบางส่วนในการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์เพื่อให้เกิดการทับซ้อนกันของออร์บิทัลได้อย่างมีประสิทธิภาพมากขึ้นพันธะเคมีที่เกิดขึ้นจากการมีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนของออร์บิทัลไฮบริดนั้นแข็งแกร่งกว่าพันธะด้วยการมีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนของออร์บิทัลที่ไม่ใช่ไฮบริด s- และ p-orbitals เนื่องจากมีทับซ้อนกันมากกว่า แยกแยะ ประเภทต่อไปนี้การผสมพันธุ์ (รูปที่ 10 ตารางที่ 31): sp การผสมพันธุ์ -หนึ่ง s-orbital และ p-orbital หนึ่งอันเปลี่ยนเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสองอัน โดยมีมุมระหว่างแกนซึ่งเท่ากับ 180° โมเลกุลที่เกิดการผสมพันธุ์ sp มีเรขาคณิตเชิงเส้น (BeCl 2)

sp 2 การผสมพันธุ์- หนึ่ง s-orbital และ p-orbital สองอันกลายเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสามออร์บิทัล โดยมีมุมระหว่างแกนที่ 120° โมเลกุลที่ทำการผสมข้ามพันธุ์ sp 2 มีรูปทรงแบน (BF 3 , AlCl 3)

sp 3-การผสมพันธุ์- หนึ่ง s-orbital และ p-orbitals สามอันกลายเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสี่ออร์บิทัลซึ่งมีมุมระหว่างแกนซึ่งเท่ากับ 109 ° 28 " โมเลกุลที่เกิดการผสมพันธุ์ sp 3 มีรูปทรงสี่เหลี่ยมจตุรัส (CH 4 , เอ็นเอช3).

ข้าว. 10. ประเภทของการผสมพันธุ์ของวาเลนซ์ออร์บิทัล: เอ - sp-hybridization ของ orbitals ความจุ; ข - sp2-การผสมพันธุ์ของวาเลนซ์ออร์บิทัล วี - sp 3 - การผสมพันธุ์ของวาเลนซ์ออร์บิทัล

อัลกอริทึมสำหรับการรวบรวมสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบ:

1. กำหนดจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมโดยใช้ตารางธาตุขององค์ประกอบทางเคมี D.I. เมนเดเลเยฟ.

2. ตามจำนวนช่วงเวลาที่องค์ประกอบตั้งอยู่ กำหนดจำนวนระดับพลังงาน จำนวนอิเล็กตรอนในระดับอิเล็กทรอนิกส์สุดท้ายสอดคล้องกับหมายเลขกลุ่ม

3. แบ่งระดับออกเป็นระดับย่อยและออร์บิทัลและเติมอิเล็กตรอนตามกฎสำหรับการเติมออร์บิทัล:

ต้องจำไว้ว่าระดับแรกมีอิเล็กตรอนสูงสุด 2 ตัว 1s2ในวินาที - สูงสุด 8 (สอง สและหก ร: 2s 2 2p 6) ที่สาม - สูงสุด 18 (สอง ส, หก พีและสิบ ง: 3s 2 3p 6 3d 10).

• หมายเลขควอนตัมหลัก นควรจะน้อยที่สุด
• เติมก่อน ส-ระดับรองแล้ว p-, d-b f-ระดับย่อย
• อิเล็กตรอนเติมออร์บิทัลในลำดับจากน้อยไปมากของพลังงานการโคจร (กฎของเคลชคอฟสกี)
• ภายในระดับย่อย อิเล็กตรอนจะครอบครองออร์บิทัลอิสระในแต่ละครั้งก่อน และหลังจากนั้นจะเกิดเป็นคู่ (กฎของฮันด์)
• ในหนึ่งออร์บิทัลต้องมีอิเล็กตรอนไม่เกิน 2 ตัว (หลักการของ Pauli)

ตัวอย่าง.

1. เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของไนโตรเจน ไนโตรเจนเป็นเลข 7 ในตารางธาตุ

2. เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอาร์กอน ในตารางธาตุ อาร์กอนอยู่ที่เลข 18

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของโครเมียม ในตารางธาตุ โครเมียมเป็นเลข 24

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

แผนภาพพลังงานของสังกะสี

4. เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของสังกะสี ในตารางธาตุ สังกะสีคือหมายเลข 30

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

โปรดทราบว่าส่วนหนึ่งของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ คือ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 เป็นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอาร์กอน

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของสังกะสีสามารถแสดงเป็น

โลหะหลายชนิดมีอยู่ทั่วไปในธรรมชาติ ไม่เพียงแต่ในองค์ประกอบต่างๆ เท่านั้น หินหรือแร่ธาตุ แต่ยังอยู่ในรูปแบบอิสระ ตัวอย่าง ได้แก่ ทอง เงิน และทองแดง อย่างไรก็ตาม ธาตุโลหะที่ออกฤทธิ์ เช่น โซเดียม ซึ่งเราจะศึกษาสูตรอิเล็คตรอนกราฟิกนั้น ไม่ได้เกิดขึ้นในฐานะสารธรรมดา เหตุผลก็คือปฏิกิริยาสูงซึ่งนำไปสู่การออกซิเดชันของสารอย่างรวดเร็วด้วยออกซิเจนในบรรยากาศ นั่นคือเหตุผลที่โลหะถูกเก็บไว้ภายใต้ชั้นของน้ำมันก๊าดหรือน้ำมันอุตสาหกรรม กิจกรรมทางเคมีของธาตุโลหะอัลคาไลทั้งหมดสามารถอธิบายได้จากลักษณะโครงสร้างของอะตอม ลองพิจารณาสูตรอิเลคตรอนกราฟิคของโซเดียมและดูว่าคุณลักษณะดังกล่าวส่งผลต่อคุณสมบัติทางกายภาพและคุณลักษณะของการมีปฏิสัมพันธ์กับสารอื่นๆ อย่างไร

อะตอมโซเดียม

ตำแหน่งขององค์ประกอบในกลุ่มย่อยหลักของกลุ่มแรกของระบบธาตุส่งผลกระทบต่อโครงสร้างของอนุภาคที่เป็นกลางทางไฟฟ้า แผนภาพนี้แสดงให้เห็นถึงการจัดเรียงของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสของอะตอมและกำหนดจำนวนระดับพลังงานในนั้น:

จำนวนโปรตอน นิวตรอน อิเล็กตรอนในอะตอมโซเดียมจะเท่ากับ 11, 12, 11 ตามลำดับ หมายเลขโปรตอนและจำนวนอิเล็กตรอนจะถูกกำหนดโดยหมายเลขซีเรียลของธาตุและจำนวนอนุภาคนิวเคลียร์ที่เป็นกลางจะเท่ากัน ความแตกต่างระหว่างหมายเลขนิวคลีออน (มวลอะตอม) และหมายเลขโปรตอน (หมายเลขซีเรียล ) ในการบันทึกการกระจายของอนุภาคที่มีประจุลบในอะตอม คุณสามารถใช้สูตรอิเล็กทรอนิกส์ต่อไปนี้: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

ความสัมพันธ์ระหว่างโครงสร้างของอะตอมกับคุณสมบัติของสสาร

คุณสมบัติของโซเดียมในฐานะโลหะอัลคาไลสามารถอธิบายได้โดยข้อเท็จจริงที่ว่ามันเป็นขององค์ประกอบ s ความจุของมันคือ 1 และสถานะออกซิเดชันคือ +1 อิเล็กตรอนที่ไม่ได้จับคู่หนึ่งตัวในชั้นที่สามสุดท้ายจะเป็นตัวกำหนดลักษณะการลดลง ในการทำปฏิกิริยากับอะตอมอื่นๆ โซเดียมจะบริจาคอนุภาคเชิงลบของตัวเองให้กับธาตุที่มีอิเล็กโตรเนกาติเอติฟมากกว่า ตัวอย่างเช่น เมื่อถูกออกซิไดซ์โดยออกซิเจนในบรรยากาศ อะตอมของ Na จะกลายเป็นอนุภาคที่มีประจุบวก - ไพเพอร์ที่เป็นส่วนหนึ่งของโมเลกุลออกไซด์พื้นฐาน Na 2 O ปฏิกิริยานี้มีรูปแบบดังต่อไปนี้:

4Na + O 2 \u003d 2Na 2 O.

คุณสมบัติทางกายภาพ

สูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของโซเดียมและโครงตาข่ายคริสตัลกำหนดพารามิเตอร์ขององค์ประกอบดังกล่าว เช่น สถานะของการรวมตัว จุดหลอมเหลวและจุดเดือด ตลอดจนความสามารถในการนำความร้อนและ ไฟฟ้า. โซเดียมเป็นโลหะเบา (ความหนาแน่น 0.97 g/cm3) และโลหะสีเงินอ่อนมาก การปรากฏตัวของอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่อย่างอิสระในโครงผลึกทำให้เกิดการนำความร้อนและไฟฟ้าสูง มันเกิดขึ้นตามธรรมชาติในแร่ธาตุเช่นเกลือทั่วไป NaCl และ sylvinite NaCl × KCl โซเดียมพบได้ทั่วไปไม่เพียงแต่ในธรรมชาติที่ไม่มีชีวิต เช่น ในองค์ประกอบของหินเกลือหรือน้ำทะเลของทะเลและมหาสมุทร คลอรีน กำมะถัน แคลเซียม ฟอสฟอรัส และธาตุอื่นๆ เป็นหนึ่งในสิบองค์ประกอบทางเคมีออร์แกนิกที่สำคัญที่สุดที่สร้างระบบชีวภาพที่มีชีวิต

คุณสมบัติของคุณสมบัติทางเคมี

สูตรกราฟิคอิเล็กตรอนของโซเดียมแสดงให้เห็นชัดเจนว่ามีเพียง s-electron ที่หมุนบนชั้นพลังงานที่สามสุดท้ายของอะตอม Na ถูกผูกมัดอย่างอ่อนกับนิวเคลียสที่มีประจุบวก มันออกจากขอบเขตของอะตอมได้ง่าย ดังนั้นโซเดียมที่ทำปฏิกิริยากับออกซิเจน น้ำ ไฮโดรเจน และไนโตรเจนจึงมีพฤติกรรมเหมือนตัวรีดิวซ์อย่างแรง ต่อไปนี้คือตัวอย่างสมการปฏิกิริยาทั่วไปสำหรับโลหะอัลคาไล:

2Na + H 2 \u003d 2NaH;

6Na + N 2 \u003d 2Na 3 N;

2Na + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2

ปฏิกิริยากับน้ำจะจบลงด้วยการก่อตัวของสารประกอบที่มีฤทธิ์รุนแรงทางเคมี - ด่าง โซเดียมไฮดรอกไซด์หรือที่เรียกว่าแสดงคุณสมบัติของเบสที่ใช้งานและในสถานะของแข็งพบว่ามีการใช้งานเป็นสารดูดความชื้นก๊าซ ในอุตสาหกรรม โลหะโซเดียมได้มาจากอิเล็กโทรไลซิสของเกลือละลาย - โซเดียมคลอไรด์หรือไฮดรอกไซด์ที่เกี่ยวข้อง ในขณะที่ชั้นของโลหะโซเดียมจะเกิดขึ้นบนแคโทด

ในบทความของเรา เราตรวจสอบสูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของโซเดียม และศึกษาคุณสมบัติและการผลิตในอุตสาหกรรมด้วย

เพื่อที่จะเรียนรู้วิธีการเขียนสูตรอิเล็คตรอนกราฟิก สิ่งสำคัญคือต้องตระหนักถึงทฤษฎีโครงสร้างของนิวเคลียสของนิวเคลียส นิวเคลียสของอะตอมประกอบด้วยโปรตอนและนิวตรอน อิเล็กตรอนอยู่ในวงโคจรของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสของอะตอม

คุณจะต้องการ

• - ปากกา;
• - กระดาษโน๊ต;
• - ระบบธาตุเป็นระยะ (ตารางของ Mendeleev)

คำแนะนำ

1. อิเล็กตรอนในอะตอมครอบครองออร์บิทัลว่างในลำดับที่เรียกว่าระดับพลังงาน: 1s/2s, 2p/3s, 3p/4s, 3d, 4p/5s, 4d, 5p/6s, 4d, 5d, 6p/7s, 5f, 6d , 7 ป . อิเล็กตรอนสองตัวที่มีการหมุนตรงกันข้าม - ทิศทางการหมุนสามารถอยู่บนวงโคจรเดียวได้

2. การออกแบบเปลือกอิเล็กตรอนแสดงด้วยการสนับสนุนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิก ใช้เมทริกซ์เขียนสูตร หนึ่งเซลล์สามารถมีอิเล็กตรอนได้หนึ่งหรือสองอิเล็กตรอนที่มีการหมุนตรงข้าม อิเล็กตรอนจะแสดงด้วยลูกศร เมทริกซ์แสดงให้เห็นชัดเจนว่าอิเล็กตรอนสองตัวสามารถอยู่ใน s-orbital, 6 ใน p-orbital, 10 ใน d-orbital และ 14 ใน f-orbital

3. พิจารณากฎในการรวบรวมสูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์โดยใช้แมงกานีสเป็นตัวอย่าง ค้นหาแมงกานีสในตารางธาตุ หมายเลขซีเรียลของมันคือ 25 ซึ่งหมายความว่ามีอิเล็กตรอน 25 ตัวในอะตอม ซึ่งเป็นองค์ประกอบของคาบที่สี่

4. จดหมายเลขซีเรียลและสัญลักษณ์ขององค์ประกอบถัดจากเมทริกซ์ เติมชั้น 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s ตามระดับพลังงานโดยป้อนอิเล็กตรอนสองตัวต่อเซลล์ คุณได้รับ 2+2+6+2+6+2=20 อิเล็กตรอน ระดับเหล่านี้เต็มไปหมด

5. คุณมีอิเล็กตรอนเหลืออีกห้าอิเล็กตรอนและชั้น 3 มิติที่ว่างเปล่า จัดเรียงอิเล็กตรอนในเซลล์ของ d-sublevel โดยเริ่มจากด้านซ้าย วางอิเล็กตรอนที่มีการหมุนเหมือนกันในเซลล์ทีละตัว ถ้าเซลล์ทั้งหมดเต็ม เริ่มจากด้านซ้าย ให้เพิ่มอิเล็กตรอนตัวที่สองที่มีการหมุนตรงข้าม แมงกานีสมีอิเล็กตรอน d อยู่ 5 ตัว ซึ่งอยู่ในเซลล์ทั้งหมดทีละตัว

6. สูตรกราฟิกอิเล็กตรอนแสดงจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ที่กำหนดวาเลนซีอย่างชัดเจน

เมื่อสร้างงานเชิงทฤษฎีและข้อเท็จจริงในวิชาคณิตศาสตร์ ฟิสิกส์ เคมี นักเรียนหรือเด็กนักเรียนต้องเผชิญกับความจำเป็นในการแทรกสัญลักษณ์พิเศษและสูตรที่ยาก การมีแอปพลิเคชัน Word จากชุดโปรแกรม Microsoft office จะได้รับอนุญาตให้พิมพ์อิเล็กทรอนิกส์ สูตรทุกความยากลำบาก

คำแนะนำ

1. เปิดเอกสารใหม่ล่าสุดใน Microsoft Word ตั้งชื่อและบันทึกไว้ในโฟลเดอร์เดียวกับที่ทำงานของคุณ เพื่อที่คุณจะได้ไม่ต้องมองหามันอีกในอนาคต

2. ไปที่แท็บ "แทรก" ทางด้านขวา ให้ค้นหาสัญลักษณ์ ? และถัดจากนั้นคือคำว่า "สูตร" คลิกที่ลูกศร หน้าต่างจะปรากฏขึ้นเพื่อให้คุณเลือกใช้สูตรที่มีอยู่แล้วภายใน เช่น สูตรสมการกำลังสอง

3. คลิกที่ลูกศรและสัญลักษณ์ต่างๆ จะปรากฏบนแผงด้านบนที่คุณอาจต้องใช้เมื่อเขียนสูตรนี้โดยเฉพาะ คุณสามารถบันทึกได้โดยการเปลี่ยนตามที่คุณต้องการ จากนี้ไปจะหลุดออกมาในรายการสูตรที่มีอยู่แล้วภายใน

4. หากคุณต้องการโอนสูตรเป็นข้อความซึ่งจะต้องวางบนไซต์ในภายหลังจากนั้นคลิกที่ฟิลด์พลังด้วยปุ่มเมาส์ขวาและเลือกไม่ใช่มืออาชีพ แต่เป็นวิธีการเขียนเชิงเส้น โดยเฉพาะอย่างยิ่ง สูตรของสมการกำลังสองเดียวกันในกรณีนี้จะอยู่ในรูปแบบ: x=(-b±?(b^2-4ac))/2a

5. อีกทางเลือกหนึ่งสำหรับการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ใน Word คือผ่านตัวสร้าง กดปุ่ม Alt และ = ค้างไว้พร้อมกัน คุณจะมีฟิลด์สำหรับเขียนสูตรทันที และคอนสตรัคเตอร์จะเปิดขึ้นในแผงด้านบน ที่นี่คุณสามารถเลือกสัญญาณทั้งหมดที่อาจต้องใช้ในการเขียนสมการและแก้ปัญหาใดๆ ก็ได้

6. สัญลักษณ์สัญกรณ์เชิงเส้นบางตัวอาจบดบังให้ผู้อ่านไม่คุ้นเคยกับสัญลักษณ์คอมพิวเตอร์ ในกรณีนี้ คุณควรบันทึกสูตรหรือสมการที่ยากที่สุดในรูปแบบกราฟิก ในการดำเนินการนี้ ให้เปิดตัวแก้ไขกราฟิกที่ง่ายที่สุด ระบายสี: "เริ่ม" - "โปรแกรม" - "ระบายสี" หลังจากนั้นให้ซูมเข้าในเอกสารสูตรเพื่อให้ครอบคลุมทุกหน้าจอ นี่เป็นสิ่งจำเป็นเพื่อให้ภาพที่บันทึกไว้มีความละเอียดสูงสุด กด PrtScr บนแป้นพิมพ์ ไปที่ Paint แล้วกด Ctrl+V

7. ตัดส่วนเกินออก เป็นผลให้คุณจะได้ภาพที่มั่นคงพร้อมสูตรที่จำเป็น

วิดีโอที่เกี่ยวข้อง

บันทึก!
จำไว้ว่าเคมีเป็นศาสตร์แห่งการยกเว้น อะตอมของกลุ่มย่อยทุติยภูมิของระบบธาตุมี "ความก้าวหน้า" ของอิเล็กตรอน ตัวอย่างเช่น ในโครเมียมที่มีเลขอะตอม 24 อิเล็กตรอนตัวหนึ่งจากระดับ 4s จะไปยังเซลล์ระดับ d โมลิบดีนัม ไนโอเบียม ฯลฯ มีผลเช่นเดียวกัน นอกจากนี้ มีการเป็นตัวแทนของสถานะตื่นเต้นของอะตอมเมื่ออิเล็กตรอนคู่จะ unpaired และถ่ายโอนไปยัง orbitals ข้างเคียง ดังนั้น เมื่อรวบรวมสูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่ห้าและช่วงต่อมาของกลุ่มย่อยรอง ให้อ้างอิงถึงหนังสืออ้างอิง