Keemia - aatomi ehitus

Gansen, Sander

Keemia - aatomi ehitus (0)

5 VÄGA HEA

Keemia
Pärnu Sütevaka Humanitaargümnaasium
Sander Gansen
TH. klass
2010/2011
Aatomi ehitus
* Aatom – aine osake, millest koosnevad molekulid.
-) Aatom ise on neutraalne , ilma laenguta osake.
* Aatom läheb kaheks – aatomituum ja elektronkatel.
-) Aatomituum jahuneb tuumaosakesteks ehk nukleonideks ja need omakorda prootoniteks (+ laeng) ja neuroniteks (0 laeng).
-) Elektronkate jaguneb elektronkihiks, mis omakorda jaguneb elektronideks (- laeng)
* tuumalaeng Z = prootonite arv.
-) Prootonite arv = elektronide arv
* 1. Kihil kuni 2e; 2. Kihil kuni 8e; 3. Kihil kuni 18e.
* Massiarv A = prootonite arv + neuronite arv.
Osake
Laeng (elementaarlaengutes)
Mass (aatommassiühikutes)
Prooton (p)
+1
1
Neuron (n)
0
1
Elektron (e)
-1
0,0005 (~0)
*
* 1 aatomi massi ühik = 1/12 C aatomi massist = 1,66*10-24g
* Aatomi ehituse seosed perioodilisussüsteemiga:
-) Aatominumber (järjenumber) = tuumalaeng (Z) = prootonite arv = elektronide koguarv .
-) Perioodi number = elektronkihtide arv.
-) A-rühma number = elektronide arv väliskihil = maksimaalne cksüdatsiooni aste.
-) B-rühma elementidel on väliskihil tavaliselt 2e. [v.a vask (Cu) ja kroom (Cr)]
-) Ümardatud aatommass = massiarv = prootonite arv + neuronite arv.
Elektronskeem
* Elektronskeem näitab elektronide jaotumist elektronkihtidel.
* Elemendi järjekorra number võrdub:
-) tuumaleng
-) prootonite arv
-) elektronide arv.
* Perioodi number võrdub elektronkihitde aevuga.
* Kui element asub A-rühmas, siis tema elektronide arv viimasel kihil võrdub rühmanumbriga.
* Kui element asub B-rühmas, siis tema viimasel elektronkihil on tavalsielt 2 elektroni.
* Metallid annavad reaktsiooni käigus viimase kihi elektronid ära ja muutuvad positiivseks iooniks .
* Mittemetallid võtavad reaktsiooni käigus niipalju elektrone juurde, et saaksid viimasele kihile 8 elektroni. Tekivad negatiivsed ioonid .
* Nt: Na+11 /2)8)1) Na -1e -> Na+; S+16/2)8)6) S + 2e = S-
* Ioon on laenguga aatom või aatomirühm.
-) Kui aatom loovitab elektrone, siis tekib positiivne ioon ehk katioon .
-) Kui aatom liidab elektrone, siis tekib negatiivne ioon ehk anioon .
Aatomorbitaalid
* Elektronkihig jagunevad alates teisest kihist alakihtidest, mida tähistatakse tähtedega s,p,d,f.
-) Alakihtide arv mingil kihil võrdub kihi numbriga.
* Kuna elektronide jaotuse aluseks on energia, siis oleks mõiste “kiht“ asemel õigem kasutada mõistet “energiavoo“ (energiatase).
* Elektronpilv on elektronide kiire liikumise tulemusel tekkiv ruumiline negatiivse laenguga pilv.
-) Igale alakihile vastavad kindla kujuga aatomiorbitaalid.
* Aatomiorbitaal (elektronorbitaal) on ruumiosa , kus elektron viibib kõige sagedamini.
-) Orbitaale tähistatakse orbitaali tüübile vastava tähega, mille ees on kihi number.
* Ühele orbitaalile mahub kuni 2 vastassuunaliste spinnidega (pöörlemissuunaga) elektroni.
* Orbitaalil võib olla: 0e (tühi orbitaal ); 1e (paardumata/üksik elektron); 2e ( elektronpaar ).
Kihi number
Alakihid
Alakihtide orbitaalide arv
Maksimaalne elektronide arv alakihis
Elektronide maksimaalne arv kihil
1.
1s
1
2
2
2.
2s, 2p
1, 3
2,6
8
3.
3s, 3p, 3d
1, 3, 5
2, 6, 10
18
* Alakihid täituvad: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s…
* Elektronvalem väljendab elektronide jaotumist alakihtidele.
-) 1. Leiame perioodilisussüsteemist elemendi elektronide koguaervu.; 2. Arvestades alakihtide orbitaalide mahtuvust, hakkame kirjutama elektronide arve alakihtide elektronidega täitumise järjekorras alakihtides.
Nt: Na11/1s22s22p63s1; Fe26/1s22s22p63s23p64s23d6
* Elektronvalemi järgi saab kindlaks teha: perioodinumbrid (viimane number elektronvalemis), elektronide koguarv (liites astmed kokku), prootonite arv ehk tuumalaeng (p = e), väliskihi elektronide arv = A-rühma number (viimase astme kaudu), metallil on d-orbitaal (siis on B-rühma metall ).
* Isotoop – sama prootonite arvu, kuid erineva neutronite arvuga aatomid kuuluvad samale keemilisele elemendile.
* Ruutskeem – iseloomustab elektronide täpsemat jaotumist orbitaalidel.
-) nool – elektron; kast – orbitaal; noolega kast – osaliselt täitundu orbitaal; nooltega kast – elektronpaariga täitunud orbitaal.
* Üht tüüpi (võrdse energiaga) orbitaalide täitumisel paigutub kõigepealt igale orbitaalile üks elektron ja alles siis teine.
* Ruutskeem koostatakse elektronvalemi alusel.
-) Si14/2)8)4); Li3/2)1); Sc21/2)8)9)2)
-) Si14/1s22s22p63s13p3; Li3/1s22s1; Sc21/1s22s22p63s23p64s23d1
Perioodilisus tabel
* Keemiline element – kinda tuumalaenguga aatomite liik.
* Prootonite arv tuumas (tuumalaeng Z) määrab elementi järjenumbri ehk aatominumbri.
* Keemilised elemendid on paigutatud tabelisse prootonite arvu suurenemise järjekorras.
* Perioodilisusseadus – elementide omadused on perioodilises sõltuvuses aatomite tuumalaengust.
* Kui reastada elemendid tuumalaengu kasvu järjekorras, siis kordub kindla arvu elementide järel sarnaste omadustega element.
* Omaduste perioodilist kordumist põhjustab väliselektronkihi ehituse perioodiline kordumine.
* Tänu perioodilisele korduvusele saab sarnaste omadustega elemendid paigtada perioodilisustabelis üksteise alla ühte rühma, alustades nii aeg-ajalt uut perioodi.
* Lihtsaineid jagatakse metallideks ja mittemetallideks – lihtaineid on ~400 (elemente millest moodustuvad 90) ja liitaineid ~1010.
-) Lihtained liigitatakse metallideks (loovutavad elektrone, redutseerijad ); mittemetallid (liidavad/loovutavad elektrone, oksüdeerijad/redutseerijad); väärisgaasid (ei liida/loovuta elektrone).
* Mida kergemini element loovutab elektrone, seda metallisemad omadused, mida kergemini seob, seda mittemetallilisemad omadused. Väärisgaasidel puuduvad need omadused.
* Määratud tuumalaengu ja aaromiraadiusega – metallilised ja mittemetallilised omadused.
* Elemendi mittemetallilisust iseloomustab elektronnegatiivsus ehk aaomi võime siduda endaga elektrone. Need kasvavad alt üles ja perioodis vasakult paremale, sest sellistes suunades väheneb aatomi raadius ja suureneb tuuma mõju väliskihile, kuhu leketrone liidetakse.
* Elemente võib liigitada ka selle alusel, milline on kõrgeima energiaga alakiht , millel asuvad elektronid: - s-elemendid (IA, IIA); p-elemendid ( IIIA -VIIIA), d-elemendid ( siirdemetallid ja B-rühmades), f-elemendid (lantanoidid ja aktinoidid).
Oksüdatsiooniaste
* Oksüdatsiooniaste – vajalik suurus valemite koostamisel; kirjutatakse sümboli kohale.
* s-elementide (I ja II A metallid) maksimaalne o.a võrdub rühma numbriga, minimaalne o.a võrdub nulliga.
* Mittemetall H maksimaalne o.a on 1, minimaalne -1
* p-elementide (IIIA-VIIA mittemetallid) maksimaalne o.a võrdu rühma nr. Minimaalne o.a –> mitu elektroni saab väliskihti liita, et tekiks oktett (rühma nr. -8). Vahepealne o.a -> palju saab väliskihi p-orbitaalilt elektrone loovutada.
* CO2 – H2CO3; SO2 – H2SO3; SO3 – H2SO4; N2O5 – HNO3; SiO2 – H2SiO3; P4O10 – H3PO4
* d-elementide (B-rühma metallid) on muutuv o.a, nad võivad loovutada kõik väliskihi elektronid ja osa ka eelviimaselt kihilt.
* Oksiidile vastava happe valemi saab tuletada analoogia põhjal sama rühma tuntud ühenditega.
Keemiline side
* Keemilise sideme abil ühinevad aatomid molekulideks ja ioonid ioonkristalliks.
* Keemilise sideme tekkimisel eraldub energiat – eksotermilised reaktsioonid.
* Keemilise sideme katkemisel energia neeldub aines – endotermilised reaktsioonid.
* Mittepolaarne kovalentne side.
-) Tekib tavaliselt ühe ja sama molaarmassiga aatomite vahel.
-) Ühine elektronpaar kuulub võrdselt mõlemale aatomile.
-) Üksik aatomid on ebapüsivad – nad on kõrge energiaga.
-) Üksik aatomid liituvad, et minna püsivamasse olekusse, kui väliskiht seda võimaldab.
Nt: O2; H2 – O8/2)6)
= üksiksidet märgitakse – ja kaksiksidet = -märgiga.
* Polaarne kovalentne side.
-) Tekib erinevate mittemetalliliste/molaarmassidega aatomite vahel.
-) Üks aatom tõmbeb ühist elektronpaari tugevama jõuga/elektronpositiivsema elementi aatomi poole on üks elektronpaar tõmmatud ja molekulis tekivad poolused.
-) Suurema rühma nr. element saab negatiivse, väiksema rühma nr. positiivse osalaengu.
-) Elektronnegatiivsus – elementide aatomite elektronide enda poole tõmbamise võime keemilises sidemes.
-) Polaarne kovalentne side moodustub ühiste elektronpaaride ja osalaengute tõmbumise tõttu.
Nt: H2O – H1/1); O8/2)6)
* Iooniline side on vastasmärgiliste ioonide tõmbumine.
-) Esineb elektroni üleminekul aktiiselt metallilt aktiivsele mittemetallile.
-) Ioonilise sidemega ained esinevad ioonkristallidena.
-) Molaarmass tõmbab M-i aatomilt viimase kihi elektrone ära.
-) Ioonilised kristallid on tahked , kõrge sulamis- ja keemistemperatuuriga, rabedad ja juhivad voolu lahustatult ja sulatatult. (nt. NaCl, ViS)
Nt: NaCl – Na11/2)8)1); Cl17/2)8)7)
* Metalliline side – metallides (Na, Ca, Al, Fe, Cu, jne)
* Doonor – akseptorside e. koordinatiivne side.
-) Vesinikside on doonor-akseptorsideme erijuht.
* Vesinikside – täiendav side, mis tekib selliste molekulide vahele, mis sisaldavad –OH, -NH2, -NH, HF.
-) Põhjustab ainete sulamis- ja keemistemperatuuris tõusu.
-) Vesiniksideme tee vee molekulide ja lahustuva aine molekulide vahel soodustab lahustumist.
* Molekulidevahelised jõud on vedelikes ja tahketes ainetes molekulide vahel mõjuvad tõmbejõud, mille tõttu tuleb aine sulatamiseks või aurustamiseks kulutada energiat.
-) Molekulaarsed ained – koosnevad molekulidest.
-) Mittemolekulaardsed ained – koosenavad ioonidest või aatomitest.
* Aine ehituse ja keemilise sideme tüübi määramine - Keemiline side:
-) Kovalentne side:
*) mittepolaarne (mittemetall lihtainene ja C-H) → molekulivõre.
*) polaarne (erinevad mittemetallid) → aatomivõre.
-) Iooniline side (metalli ja mittemetalli aatomite vahel) → ioonivõre.
-) Metalliline side (metalli aatomite vahel) → metallivõre.
Happed , alused ja soolad
* Neutraalsed oksiidid hapete, aluste ja veega ei reageeri. (tähtsamad on: NO, N2O, CO)
* Hape – aine, mis koosneb vesinikioonidest ja happeanioonidest.
* Kütuste põlemisel tekivad oksiidid SO2, NO ja NO2.
* Hapnikhapped – vasavate oksiidide reageerimisel veega.
* Hapnikku mittesisaldavad happed – vastavate gaasiliste ainete vesilahused .
* Nõrgad happed – vastavate soolade reageerimisel tugevama happega .
* Alused on ainsed, mis annavad vesilahusesse hüdroksiidioone – tüüpilised alused on hüdroksiidid, mis koosnevad metalliioonidest ja hüdroksiidioonidest.
-) Leelis – vees lahustuv alus (ka vähelahustuv) ja nad on tugevad alused.
-) Raskelahustuvad alused – vees ei lahustu ja nad on nõrgad alused.
* Soolad koosnevad aluse katioonist ja happe anioonist.
* Lihtsoola happeanioonis puudub vesinik ja vesiniksoolas on vesinik, kristallhüdraatidesse kuuluvad ka vee molekulid.
* Metall + sool = sool + metall – sool lahustuv ja metall aktivsem kui soola koostises olev metall (metall ei tohi olla IA ega IIA Ca ja sellest allpool) - redoksreaktsioon
* Sool + sool = sool + sool – lähtesoolad peavad lahustuma ja saadustest vähemalt üks lahustumatu (märgitakse nool allapoole).
* Sool + hape = sool + hape – tekib võetud happest nõrgem hape või sade.
* Vees lahustumatud soolad lagunevad kuumutamisel oksiidideks.
Elektrolüüdid
* Koosnevad ioonidest ja ka vesilahused sisaldavad ioone + juhivad elektrivoolu.
* Elektrolüüdid on alused, halled, soolad.
* Jaotatakse tugevateks (lahuses täielikult ioonid – kõik happed, alused ja soolad tugevad) ja nõrkadeks (lahused ioonid ja molekulid – kõik happed ja alused nõrgad).
* Mitteelektrolüüdid koosnevad molekulidest, vesilahused ei sisalda ioone ja ei juhi elektrivoolu. Nad on kas süsivesikud, süsivesinikud, alkoholid , lihtained või oksiidid.
* Elektrolüütiline dissotsiatsioon – ioone sisaldavate lahuste lekkimine, ümbritsetud vee molekulidega (soolad = aluse katioon + happeanioon ; alus = aluse katioon + hüdroksiidioon; hape = vesinikioon + happeanioon - tekib hüdrooniumioon H3O)
-) Dissotsiatsioonivõrrandid näitavad, millised ioonid on elektrolüüdi lahuses. (peavad olema tasakaalus a laengute summa peab olema 0)
* Reaktsiooni toimumise tingimused – ioonidevahelised reaktsioonid kulgevad lõpuni kui tekib sade, gaas , vesi ja mõni muu nõrk elektrolüüt.
* Molekulaarne võrrand on tavaline; ioonvõrrandis lagundatakse kõik ained ioonideks (elementideks), mida saab (mis on lahustuvad või vähelahustuvad; nt OH ja H2O jäävad kokku); taandatud ioonvõrrandis kõigepealt lagundatakse ioonideks ja siis taandatakse mõlemalt poolt kõik, mida on mõlemal pool.
* Moolaarne konsentratsioon väljendab lahustunud aine moolide arvu 1 dm3 (= 1000 cm3) lahuses. 0,25 mol/dm3 = 0,25 M (0,25 mol lahustunud ainet 1l lahuse kohta).
-) valem: c = n/V; tähis [1M]; c = molaarne konsentratsioon e. molaarsus .
Soolade hüdrolüüs
* pH iseloomusab vesinikioonide sisaldust lahuses (pH = - log C)
* Neutraalses lahuses pH = 7 (tugev/nõrk alus + tugev/nõrk hape)
* Happelist keskkonda pH rohkus . (nõrk alus + tugev hape)
* Aluselist keskkonda pH > 7 põhjustab hüdroksiidide rohkus. (tugev alus + nõrk hape)
* Indikaatorid :
-) Lakmus - Happes punane, neutraalses lilla ja aluseslises sinine.
-) Metüül-oranž – Happes punane, muidu oranž.
-) Fenool-ftaleiin – Aluses roosa , muidu värvuseta.
* Soola hüdrolüüs on soola reaktsioon veega, mille tulemusena tekib happeline või aluseline keskkond.
* Tugevad happed: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4
* Nõrgad happed: H2CO3, H2S, H3PO4, HNO2, CH3COOH
Keemiline tasakaal
* Pöördamatud reaktsioonid – kulgevad ühes suunas ja lõpuni.
* Pöörduvad reaktsioonid – toimuvad mõlemas suunas ja ei kulge lõpuni, vaid mingi tasakaaluolekuni.
* Keemiline tasakaal – pöörduva reaktsiooni olek, mille korral päri- ja vastassuunaliste reaktsioonide kiirused on võrdsed.
* Le Chatelier’ printsiip: pöörduva protsessi tasakaal nihkub alati vastassuunas tekitatud muutusele.
-) Lähtainete konsentratsiooni: suurendamisel – saaduste suunas, vähendamisel – lähteainete suunas.
-) Saaduste konsentratsiooni: suurendamisel – lähteainete suunas, vähendamisel – saaduste suunas.
-) Rõhu: tõsmisel – väiksema gaasi molekulide arvu suunas, alandamisel – suurema kaasi molekulide arvu suunas.
-) Temperatuuri: tõstmisel – endotermilises (vastassuunaline - lähtainete) suunas (H>0), alandamisel – eksotermilises (pärisuunaline - saaduste) suunas (H

.DOC Laadi alla originaalfail 16 lk · .doc · 58 allalaadimist

5 punkti Autor soovib selle materjali allalaadimise eest saada 5 punkti.

~ 16 lehte Lehekülgede arv dokumendis

2013-05-02 Kuupäev, millal dokument üles laeti

58 laadimist Kokku alla laetud

0 arvamust Teiste kasutajate poolt lisatud kommentaarid

Sander Gansen Õppematerjali autor

elektron ioon metall aatom elektronid ioonid reaktsioon vesinik hape soolad oksiidid happed elektronide arv alakihtide võrdu elektronpaar reaktsioonid

Sarnased õppematerjalid

rtf

Keemia eksamiks mõisted

Aatomiks - nimetatakse väikseimat osakest, mis säilitab talle vastava keemilise elemendi keemilised omadused. Aatom koosneb aatomituumast ja elektronkattest. Aatomituuma- koostisesse kuuluvad prootonid ja neutronid. Elektronkate- moodustavad elektronid. Isotoobid- on elemendi teisendid,mille tuumas on erinev arv neutroneid. Aatomorbitaal- on ruumisosa, kus elektron viibib kõige sagedamini. Keemiline element - kindla ühesuguse tuumalaenguga aatomite liik/kogum. Aatomnumber - Keemilise elemendi aatomnumber ehk järjenumber ehk laenguarv (Z) on prootonite arv selle elemendi aatomi tuumas.

Keemia

doc

Üldine keemia

Üldine keemia 1. Aine ehitus Aatom koosneb aatomituumast ja elektronkattest. Aatomituuma koostisse kuuluvad prootonid ja neutronid. Aatomi elektronkate jaguneb elektronkihtideks, need omakorda alakihtideks. 1. elektronkihis on üks alakiht, igas järgmises kihis on üks alakiht rohkem. Igas alakihis on kindel arv orbitaale. Orbitaal ruumiosa, kus elektroni leidumise tõenäosus on väga suur. salakihis on 1 orbitaal, palakihis on 3 orbitaali, dalakihis on 5 orbitaali jne. Üks orbitaal mahutab kuni kaks elektroni ehk ühe elektronipaari. 2. Aatomi ehituse seos perioodilisustabeliga

Keemia

doc

Üldine ja anorgaaniline keemia

NB vt. met om. metall - - - sool + H2 u. sool+met. Alus + H2 - 12 II AATOMI EHITUS ja PERIOODILISUSSÜSTEEM 1. AATOMI EHITUS Aatom on keemilise elemendi väikseim osake. Keemiline element on kindla tuumalaenguga aatomite liik. Aatom koosneb aatomituumast ja elektronkattest. Aatomituuma koostisse kuuluvad prootonid ja neutronid. Elektronkate koosneb elektronkihtidest, millel liiguvad elektronid. Esimesele kihile mahub kuni 2 elektroni, teisele kihile kuni 8 elektroni, kolmandale kihlie kuni 18 elektroni ja neljandale kihile kuni 32 elektroni. Väliskihil pole kunagi üle 8 ja eelviimasel kihil üle 18 elektroni

Keemia

doc

Keemia konspekt eksami jaoks

Aatom koosneb aatomituumast ja elektronkattest, tuum prootonitest ja neutronitest, elektronkate elektronidest. Elektronide maksimumarv kihil = 2* n-ruudus Orbitaalid s,p ja d Massiarv = prootonite arv + neutronite arv. Elektronegatiivsus - Tõmbevõime keemilises sidemes. Metallid loovutavad elektrone Mittemetallid seovad elektrone. Muidu suureneb elektronegatiivsus paremalt vasakule ja ülevalt alla, aga B-rühmas alt üles. Ioon Laenguga aatom või aatomirühm Katioon positiivne. Anioon negatiivne. Oksüdatsiooniaste(o.a.) iooni laengu suurus. A-rühma metallidel on püsiv o.a. Maksimaalne o.a. On oksiidi valemis ja minimaalne on mittemetalli vesinikühendis. Molekul koosneb aatomitest Molekulaarsed ained koosnevad molekulidest. Mittemolekulaarsed ioonidest või aatomitest. Keemilise sideme tekkel eraldub energiat, eksotermiline. Sideme lõhkumisel neeldub energiat, endotermiline protsess.

Keemia

rtf

Konspekt

1 Aatomi ehitus ja perioodilisussüsteem. 1.1 Aatomi ehitus. Aatom on keemilise elemendi väikseim osake. Keemiline element on kindla tuumalaenguga aatomite liik. Aatom koosneb aatomituumast ja elektronkattest. Aatomituuma koostisse kuuluvad prootonid ja neutronid. Elektronkate koosneb elektronkihtidest, millel liiguvad elektronid. Esimesele kihile mahub kuni 2 elektroni, teisele kihile kuni 8 elektroni, kolmandale kihile kuni 18 elektroni ja neljandale kihile kuni 32 elektroni. Väliskihil pole kunagi üle 8 elektroni ja eelviimasel kihil üle 18

Keemia

pdf

Kokkuvõte keemiast

K3PO4 (kaaliumfosfaat) CO3 2 karbonaat H2CO3 (süsihape) metallCO3 näit. Na2CO3 (naatriumkarbonaat) SiO3 2 silikaat H2SiO3 (ränihape) metallSiO3 näit. Al2(SiO3)3 (alumiiniumsilikaat) NO3 nitraat HNO3 (lämmastikhape) metallNO3 näit. KNO3 (kaaliumnitraat) NO2 nitrit HNO2 (lämmastikushape) metallNO2 näit. NaNO2 (naatriumnitrit) AATOMI EHITUS (I) AINE MOLEKUL AATOM TUUM PROOTON, ELEKTRON NEUTRON (TUUMA ÜMBER) AATOMI EHITUS (II) · Kuna kõik elektronid erinevad üksteisest energia poolest, jagatakse elektronkihte alates 2. kihist (2 periood) alakihtideks. Tähistatakse tähtetega s, p, d, f.

rekursiooni- ja keerukusteooria

pdf

Keemia põhiteadmised

K3PO4 (kaaliumfosfaat) CO32- -karbonaat H2CO3 (süsihape) metall-CO3 näit. Na2CO3 (naatriumkarbonaat) SiO32- -silikaat H2SiO3 (ränihape) metall-SiO3 näit. Al2(SiO3)3 (alumiiniumsilikaat) NO3- -nitraat HNO3 (lämmastikhape) metall-NO3 näit. KNO3 (kaaliumnitraat) NO2- -nitrit HNO2 (lämmastikushape) metall-NO2 näit. NaNO2 (naatriumnitrit) AATOMI EHITUS (I) AINE MOLEKUL AATOM TUUM PROOTON, ELEKTRON NEUTRON (TUUMA ÜMBER) AATOMI EHITUS (II) · Kuna kõik elektronid erinevad üksteisest energia poolest, jagatakse elektronkihte alates 2. kihist (2 periood) alakihtideks. Tähistatakse tähtetega s, p, d, f.

Keemia