tuumast kaugemal. Siit omakorda tuleneb, et s-orbitaalide energia mitmeelektronilises aatomis on madalam kui vastavate porbitaalide energia. Analoogne seos jätkub ka d- ja f-orbitaalide jaoks. Vaid vesiniku aatomis, milles on vaid üks elektron, on kõigi sama peakvantarvuga orbitaalide energiad võrdsed. Joonis 12.5. Na (Z = 11) aatomis 3s-elektroni jaoks on efektiivne tuumalaeng . 1. Joonis 12.6. Orbitaalide energiad Elektronkonfiguratsioonid Aatomi kui terviku energia sõltub elektronide paiknemisest orbitaalidel. Kui elektronid paiknevad selliselt, et aatomi energia on võimalikest madalaim, nimetatakse sellist olekut selle aatomi põhiolekuks. Muid elektronide paigutusi, mida on lõpmata palju, nimetatakse ergastatud olekuteks. Elektronkonfiguratsioonid alluvad üldiselt (va mõned erandid) järgnevatele reeglitele: Pauli keeluprintsiip Aatomis ei saa olla kahte täpselt ühesuguses kvantolekus asuvat elektroni (st. elektroni,
Elektronvalem – selle abil pannakse enamasti kirja elektronkonfiguratsioon. Kasutatakse ka eri suunaga nooli (vastavad erinevatele spinnkvantarvu väärtustele), mis kantakse orbitaale kujutavatesse kastikestesse või energiataset kujutavale joonele Valentskiht – osaliselt täidetud valine elektronkiht Valentselektronid – valentskihil olevad elektronid Sisekihid – valentskihist seespool olevad elektronkihid Eripärased elektronkonfiguratsioonid. 6. Rühm Cr. Eelistatud on 5 paardumata d-elektroni ja 1 s-elektron: Cr: [Ar]3d54s1 ; 11. Rühm Cu. Eelistatud d10s1 konfiguratsioon. Kovalentne raadius – kui aatomid on kovalentselt seotud Van der Waalsi raadius – kui aatomid asuvad eri molekulides, mis puutuvad kokku Aatomiraadiused. Elektronkihtide lisandudes aatomite raadiused kasvavad. Tuumalaengu kasvades aatomite raadiused vähenevad. Perioodis vasakult paremale aatomite raadiused üldiselt vähenevad, kuid on ka palju erandeid
Leia ise vahepealsed kontsentratsioonide väärtused kui pH võrdub 2 – 13. 26 Loeng 11-12 Tasakaal 2: Elektrokeemia 1. Redoksreaktsioonid Aatom, molekul või ioon oksüdeerub, kui ta kaotab elektrone ja taandub, kui ta saab elektrone juurde. Näit. Na (Ne 3s1) Na + (Ne) oksüdeerub, kloor Cl ( Ne 3s 23p5) Cl– (Ar) taandub ja tekib iooniline ühend Na +Cl– (elektronkonfiguratsioonid on kirjutatud lühendatult – Ne ja Ar tähistavad vastavalt neooni ja argooni elektronkonfigutatsiooni). Kui redoksreaktsioonis tekib polaarne kovalentne side, siis elektronid muidugi täielikult üle ei lähe, kuigi oksüdatsiooniastme määramisel seda formaalselt eeldatakse. Näit. 2 H-H + O2 2 H-O-H , formaalne eeldus on 2 ( H+ - O 2--H+) Elemendi oksüdatsiooniaste näidatakse sulgudes elemendi järel rooma numbriga. Oksüdeerivad ained, s.o
annaabi.ee 
