үелэх хууль электрон байгууламжийн томьёо

ЛЕКЦ №4.

ҮЕЛЭХ ХУУЛЬ, ҮЕЛЭХ СИСТЕМ БА АТОМЫН БҮТЭЦ,

ТЭДГЭЭРИЙН ХАРИЛЦАН ХОЛБОО

Лекцийн товч агуулга: Энэ хичээлийн зорилго нь атомын электроны дотоод бүтцийн
тооцооны орчин үеийн аргуудыг ойлгох, атомын электроны бүтэц ба элементүүдийн үелэх
хууль, үелэх системийн харилцан шүтэлцээ, холбоог ойлгоход оршино. Энд электронуудын
давхраа, орбиталиуд электроноор бөглөгдөх зүй тогтол, зарчим, дүрэм, элементүүдийн
үелэх хуулийн Д.И.Менделеевийн ба орчин үеийн тодорхойлолтууд, үелэх системийн бүтэц
ба түүний атомын бүтэцтэй шүтэлцээтэй болохыг тайлбарласан ойлголтуудыг
багтаасан юм.

Түлхүүр үг: орбиталь, үелэх хууль, цахилгаан сөрөг чанар, радиус

4.1 Олон электронт атомуудын электронууд давхраа, орбиталиудад хуваарилагдан
бөглөгдөх зарчим, дүрэм

Устөрөгчийн атомын ганц электрон нь зөвхөн цөмийн хүчний оронд оршдог бол олон
электронт атомын хувьд тухайн электрон нь цөмийн хүчнээс гадна бусад электронуудын
хүчний оронд оршдог. Иймд олон электронт атомуудын электронууд нь давхраа,
орбиталиудад хуваарилагдан бөглөгдөхдөө дараахи зарчим, дүрмийн дагуу байрладаг.
Үүнд:

а. Бага энергийн зарчим:

Электронууд нь давхраа ба орбиталиудад хувиарлагдан байрлахдаа хамгийн бага

энергитэйгээс эхлэн, энерги ихсэх дарааллаар дүүргэгдэнэ.

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f≈5d<6p<7s<5f≈6d<7p

Атом дахь электроны энерги хамгийн бага утгатай байх үед электрон нь хамгийн
тогтвортой байх тул электронууд атомд аль болохоор энерги багатай орбиталиудыг эзлэж
байхаар бөглөгддөг. Бидний үзсэнээр атом дахь электроны тоо нь цөмийнхөө цэнэгтэй
тэнцүү.

H Z=1 учир 1 электронтой 1s 1s1

Be Z=4 учир 4 электронтой 1s 2s 1s22s2

гэж тус тус бичнэ.

Ийм маягаар хамгийн гадна талын s орбиталь нь электроноор бөглөгдөж байгаа
элементүүдийг s- элементүүд гэж нэрлэдэг.

б. Паулийн хоригийн зарчим:

Олон электронт атомуудын атом дахь электроны төлөв байдлыг тодорхойлоход В.Паулийн
хоригийн зарчим чухал ач холбогдолтой.Энэ зарчим ёсоор: Атомд квантын нэг ижил
тоонуудаар зэрэг тодорхойлогдсон хоёр электрон байж болдоггүй. Өөрөөр хэлбэл
электрон бүр квантын тоонуудын өөр өөр утгаар илэрхийлэгддэг гэсэн үг. Үүнээс үндэслэн
n, l, m - ийн тодорхой утгаар илэрхийлэгдэж байгаа атомын нэг орбиталь спинээрээ эсрэг 2-
оос дээшгүй электроноор бөглөгдөнө гэж ойлгож болно. Нэг орбиталь дээр байгаа хоёр
электроныг хосолсон электрон гэдэг. Паулын зарчмыг ашиглан энергийн янз бүрийн
түвшинд байж болох электроны хамгийн их тоог олж болно. Жишээ нь: l=0 үед s-орбиталь
харгалзах бөгөөд m = 0 байх тул энд нэг л орбиталь байх ба үүнд спинээрээ эсрэг хоёр л
электрон байна. l = 1 буюу p-орбитальд m = -1, 0, +1 гэсэн гурван утга авах тул гурав
орбиталь ба үүнд дээд тал нь 6 электрон байна. l =2 буюу d- p-орбитальд m = -2, -1, 0, +1,
+2 гэсэн 5 утга байх тул уг таван орбитальд 10 электрон байх боломжтой байна.

в. Хундын дүрэм:

Атом дахь электронуудын спиний нийлбэрийн абсолют утга нь хамгийн их байх
энергийн түвшний хязгаарт электронууд хуваарилагдсан байх атом хамгийн
тогтвортой төлөвт байна.

Жишээ нь: N нь Z=7 буюу 7 электронтой бөгөөд Хундын дүрэм ёсоор:

1s22s22p3 буюу 1s22s22p1x2p1y2p1z гэж илэрхийлж болно.

O нь Z=8 буюу 1s22s22p4 буюу 1s22s22p2x2p1y2p1z байна. Энэ мэтээр гадна талын р-

орбиталиуд нь электроноор бөглөгдөж байгаа элементүүдийг р-элементүүд гэнэ.

Үелэх системийн 1-р үе F(1s22s22p5) ба Ne (1s22s22p6) гэсэн хоёр p-элементээр төгсдөг.

Харин 3-р үе нь Al (Z=13) -аас эхлээд Ar (Z=18) хүртэл 3p-орбиталиуд электроноор

бөглөгдөнө. Эндээс харахад Z ихсэх тутам атомуудын электроны гадаад давхрааны ижил

бүтэц үелэн давтагдаж байгаа нь үелэх хуулийн мөн чанар нь үүнд оршиж байна.

г. Клечковскийн дүрэм: Оросын эрдэмтэн В.М.Клечковский атомын орбиталиуд
электроноор бөглөгдөх дараалал нь квантын гол ба туслах тооны утгаас хэрхэн хамаарч
буйг судлах явцдаа (n+l) нийлбэр ихсэх тутам электроны энерги өсдөг болохыг тогтоож
дараах хоёр дүрмийг боловсруулжээ.

Клечковскийн 1-р дүрэм: Атомын цөмийн цэнэг ихсэхэд атомын орбиталь электроноор
бөглөгдөх дараалал нь квантын гол ба туслах тооны нийлбэр аль бага утгатай байх
орбиталиас эхлэн явагдана.

Жишээ нь: 3d (n+l) = 3 + 2 = 5 ба 4s (n+l) = 4 + 0 = 0 орбиталиудын хувьд 4s нь эхлэж

электроноор бөглөгдөнө гэсэн үг.

Харин (n+l) –ийн нийлбэр нь ижил байдаг орбиталиудын хувьд электроноор бөглөгдөх

дарааллыг Клечковскийн II дүрмээр тодорхойлдог.

Клечковскийн 2-р дүрэм: (n+ l) –ийн нийлбэр нь ижил байх нөхцөлд орбиталиудын
электроноор бөглөгдөх дараалал нь гол квантын тоо n-ийн утга ихсэх чиглэлээр
явагдана.

Жишээ нь: 3d, 4p ба 5s орбиталиудад квантын гол ба туслах тооны нийлбэр нь 5 байх учир
тэдгээрийн бөглөгдөх дараалал 3d → 4p → 5s байна.

4.2 Д.И.Менделеевийн химийн элементүүдийн үелэх хууль ба үелэх систем.

Оросын эрдэмтэн Д.И.Менделеев химийн элементүүдийг системчлэх үндэс нь тэдгээрийн
харьцангуй атом жин юм гэж үзжээ. Тэрээр элементүүдийг атом жингийнх нь өсөх
дарааллаар байрлуулахад шинж чанар нь үелэн давтагдаж байгааг илрүүлж үүнийхээ
үндсэн дээр элементүүдийн үелэх хуулиа дараахи байдлаар томъёолжээ.

Энгийн бодисуудын шинж чанар болон элементүүдийн нэгдлүүдийн хэлбэр төрх,
шинж чанар нь тэдгээрийн атом жинтэй үелэх шүтэлцээтэй байна.

Менделеевийн үелэх хуулийн зүй тогтолтой танилцахын тулд үелэх системийн
эхний хэдэн элементийг атом массынх нь өсөх дэс дарааллыг авч үзье: Li - нэг валенттай
металл, дараагийн элемент Be мөн металл бөгөөд хоёр валенттай, дараагийн B нь гурван
валенттай бөгөөд металл шинжийн зэрэгцээ металл биш шинжийг үзүүлдэг. Цаашид
N,O, F зэрэг элементүүдэд валент чанар нь нэмэгдэж, металл биш шинж чанар нь ихэссээр
инерт хий Ne – ээр төгсдөг. Харин дараагийн эгнээнд орших Na ба Mg нь Li ба Be-тэй
харгалзан төстэй шинжтэй бөгөөд нэг ба хоёр валенттай металлууд юм. Харин Al нь B-той
адил металл ба металл бишийн шинж чанарыг аль алийг харуулдаг. Энэ мэтчилэн Si нь C-
тэй, P нь N-той, Ar нь Ne-тэй төстэй зүй тогтол ажиглагдаж байна. Ийм маягаар тухайн
үед мэдэгдэж байсан бүх элементүүдийг атомын жингийн ихсэлтийн дагуу байрлуулахад
шинж чанар нь үелэн давтагдаж байжээ.

1871 онд туурвисан “Химийн үндсүүд” бүтээлдээ үелэх хүснэгтээ дахин хянаж
боловсруулаад нийтэлжээ. Д.И.Менделеев бүх элементүүдийг атом массынх нь өсөх
дарааллаар эгнүүлэн байрлуулаад тэдний шинж чанар хэсэг яваад үелэн давтагдаж байхыг
илрүүлж, шинж чанараараа төсөөтэй элементүүдийг бие биений харалдаа дор нь
харгалзуулан байрлуулж үелэх системийг бүтээжээ. Энэ үелэх хүснэгт нь 12 хэвтээ эгнээ,
8 бүлгээс тогтож байсны дээр атом массын нь нарийсгасан холбогдлоор байрыг нь өөрчлөн
тавьсан зарим элементийн бүлгийн дугаар, түүний хүчилтөрөгчтэй үүсгэсэн нэгдэл дэх дээд
валент чанарт нь харгалзаж байлаа.

Одоо бидний хэрэглэж байгаа 8 бүлэг, 7 үе, 10 эгнээтэй богино үет хэмээх үелэх систем бол
Менделеев болон түүний шавь нарын олон жилийн нөр их хөдөлмөрийн үр дүнд бий болсон
юм.

Тодорхой хязгаарын дотор, тухайлбал: Li-ээс Ne хүтэл эсвэл Na-аас Ar хүртэлх
эгнээнд элементүүдийн шинж чанар, дараалал үелэн өөрчлөгдөж байдгийг Менделеев
ажиглаж үүнийг “үе” гэж нэрлэжээ.Түүнчлэн шүлтийн металллаар эхлээд инэртийн

хийгээр төгсөж буй энэхүү хэвтээ эгнээ элементүүдийг “үе” хэмээн нэрлэжээ. Үе бүрт байх
элементийн тоо харилцан адилгүй, 2 буюу 8 элемент бүхий эхний гурван эгнээ буюу үеийг
“бага үе”, харин дараагийн үеүд нь тус бүр хоёр эгнээ 18 буюу 32 элемент багтаасан “их
үе” хэмээн тус тус нэрлэжээ. Их үеийн дотор элементүүдийн металл шинж чанар эхлээд нэг
суларч явснаа нэг хэсэг хүчтэй болж, цаашдаа бас суларсаар металл бишийн шинж чанарт
шилждэг, дотоод үелэх чанарыг үндэслэн Менделеев их үеүдийг дотор нь хоёр эгнээ болгон
байрлуулжээ. Үе тус бүрийн элементийн тоо, эгнээний дугаар, тоог хүснэгт 4.1-д үзүүлэв.

Хүснэгт 4.1

Үелэх систем

Үеийн Үеийн нэр Элементийн Эгнээ Тоо
дугаар Бага үе тоо Дугаар 1
1
1 Их үе 2 1 1
2 8 2
3 Төгсөөгүй 8 2 2
4 үе 18 3
5 18 3 2
6 32
4, 5
7 19
6, 7
8, 9 лантанойд
10 актинойд

Зургаа болон долдугаар үед лантан, актини гэсэн хоёр элементийн араас залгаж орсон,
шинж чанараараа тэдэнтэй болон өөр хоорондоо тун төсөөтэй 14 элемент байдаг бөгөөд
тэдгээрийг ланитаноидууд (лантан төстүүд), акитиноидууд (актини төстүүд) гэж
нэрлээд үелэх ситемийн доод талд тусад нь байрлуулсан байдаг.

Тэрээр босоо шугамын дагуу дээрээсээ доошоо байрласан, хүчилтөрөгчтэй
нэгдэлдээ нэг адил дээд валент чанар үзүүлдэг хэсэг элементийг “бүлэг” хэмээн нэрлэжээ.
Бүлгийн дугаар ( I-VIII ) - ыг хүснэгтийн дээд талд ром тоогоор тэмдэглэжээ. Нэг үеийн
дээд талын эгнээний элементүүдээс тогтсон бага бүлгийг тэгш, доод талын эгнээнүүдээс
тогтсон бага бүлгийг сондгой бүлэг гэж нэрлэдэг. Өөрөөр хэлбэл бага үеийн элементүүд
болон түүнтэй төстэй их үеийн элементүүдээс бүрдсэн бүлгийг үндсэн дэд бүлэг буюу А
бүлэг, нөгөө бага бүлгийг хажуугийн дэд бүлэг буюу Б бүлэг гэж нэрлэдэг. Бүлгийн
элементүүд нь шинж чанараараа ижил ба төсөөтэй байдаг. Бүлгийн дагуу дээрээсээ
доошлоход металл биш чанар буурч, металл шинж чанар ихэсдэг. Иймд үелэх хүснэгтийн
зүүн доод талаар металл элементүүд, баруун дээд талаар металл биш элементүүд, харин
В оос Аt хүртэлх диагналь шулууны дагуу хоёрдмол шинж чанар бүхий элементүүд
байрлаж байдаг.

Хожим нь элементүүдийн шинж чанар, үелэх системд эзлэх байр нь цөмийн цэнэгээс
хамаардаг болохыг тогтоожээ. Элементийн атомыг их энергитэй электронуудаар

бөмбөгдөхөд үед үүсэх рентген туяаны давтамж нь атомын цөмийн цэнэг буюу үелэх
системд эзлэх дэс дугаартай тодорхой хамааралтай болохыг Английн эрдэмтэн Мозли
тогтоосон байна. Мозлийн хууль нь:

√1 = а(Z-b)



гэж илэрхийлэгддэг. Энд: – рентген туяаны долгионы урт, Z -цөмийн цэнэг, а ба b нь
элементийн шинж чанараас хамаарсан тогтмол тоо.

Энэ хуулийг үндэслэн элементүүдийн үелэх системийн эзлэх дэс дугаар нь түүний
цөмийн цэнэгтэй тэнцүү байдгийг баталж өгсөн юм.Үүнээс хойш үелэх хуулийг дараахи
байдлаар томъёолох болжээ.

Элементүүд ба тэдгээрийн нэгдлүүдийн шинж чанар нь элементийн атомын цөмийн
цэнэгийн өсөх дараалалтай үелэх шүтэлцээтэй байна.

4.3 Үелэх систем ба атомын бүтэц

Үелэх системийн олон хувилбар байдаг бөгөөд эдгээрээс өргөн хэрэглэгддэг нь урт үет
үелэх систем юм. Энэ системд элементүүдийг s-; p-;d-; f- гэсэн байдлаар ялгаж байрлуулдаг.

ХХ зууны эхэнд үүсч хөгжсөн атомын бүтцийн онол нь үелэх хууль, үелэх системийг улам
шинэ шатанд гарган хөгжүүлсэн юм.

Атомын бүтцийн онолын үндсэн дээр элементүүдийн электронт байгууламжийг квантын
тоонуудаас хамааруулан тогтоож тусгай томъёогоор илэрхийлэх болсон. Элементүүдийн
электронт бүтцийг авч үзье:

1-р үе нь Н (1s1) ба Не (1s2) –ээс тогтоно.

2-р үед s –ээс гадна p- орбиталь бөглөгдөх тул хоёр s-элемент (Li, Be), зургаан р- элемент
(B→Ne) байна.

3-р үе нь хоёр s-, зургаан р- элемент агуулах ба Эдгээрийн Na. Mg нь s- элемент, Al –аас Ar
хүртэл зургаан элемент нь р- элементүүд.

4, 5-р үе тус бүр 18 элемент агуулна. Эдгээр үеүдэд хоёр s-, зургаан р- элемент мөн арван d-
элемент тус тус оршино.

6-р үед 32 элемент байрлах бөгөөд эдгээрийн Cs, Ba нь (s-элемент), Hf → Hg (d-элемент),
Tl → Rn (p-элемент), Ce → Lu нь f- элементүүд юм.

Эндээс харахад үелэх системийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүдийн гадаад давхрааны
электроны байгууламж нь дараах байдлаар илэрхийлэгддэг байна.

I А бүлгийнх – ns1

II A бүлгийнх – ns2

III A бүлгийнх – s2np1

IY A бүлгийнх – ns2np2

Y A бүлгийнх – ns2np3

YI A бүлгийнх – ns2np4

YII A бүлгийнх – ns2np5

YIII A бүлгийнх ns2np6

Эндээс харахад нэг дэд бүлэгт байрлах элементүүдийн электронт байгууламж нь зөвхөн n-
ээрээ ялгаатай байдаг байна. Өөрөөр хэлбэл үелэх систем атомын электроны ижил төстэй
бүтцээс үелэн давтагдаж байдаг. Иймд орчин үед элементүүдийн үелэх хуулийг дараах
байдлаар томъёолох болжээ.

“Элементүүд болон тэдгэрийн нэгдлүүдийн шинж чанар нь атомуудын электронт
байгууламжийн ижил төстэй бүтцээс үелэх шүтэлцээтэй байна”.

Химийн элементийн атомын электронт бүтцээс дараах дүгнэлтүүд гардаг байна. Үүнд:

1. Тухайн элементийн оршин буй үеийн дугаар нь атомынхаа электронт давхрааны тоог
зааж байдаг.

2. Химийн элементийн оршин буй бүлгийн дугаар бол гадна талын электронт давхраан
дээрх s- болоод р-электроны тоо юмуу мөн гадна талын s- болон гаднаас хоёр дахь
электронт давхрааны d- электроны нийлбэртэй тэнцүү байна.

3. Нэг дэд бүлэгт оршиж буй элементүүдийн атом, гадна талынх болон гаднаасаа хоёр дахь
(гурав дахь) электронт давхраад нь электронт бүтцээрээ төстэй байгаагийн улмаас тэдгээр
нь химийн шинж чанараараа хоорондоо төстэй байдаг.

4. Гадна талынхаа давхраанд дөрвөөс ихгүй электронтой (бор, нүүрстөрөгч, цахиураас
бусад) элементүүд цөм металлууд юм.

5. Фтор болон VIIIБ бүлгийн ихэнх элементүүдээс, бусад бүх элементийн дээд оксиддээ
үзүүлдэг валент чанар нь атомынхаа гадна болон гаднаасаа хоёр дахь гүйцэд бөглөгдөөгүй
давхраан дахь электронуудын нийлбэртэй тэнцүү бөгөөд харин тэдний завсрын
оксидүүддээ үзүүлэх валент чанар нь орбиталиуд дээрх хослоогүй электроныхоо тоотой
тэнцүү байдаг юм.

4.4 Атомын иончлолын энерги, электроныг нэгдүүлэх чадвар,

цахилгаан сөрөг чанар

Аливаа элементийн химийн шинж төрөх нь түүний атом электроноо алдах эсвэл гадны
электроныг өөртөө татах чадвараар тодорхойлогддог бөгөөд эдгээрийг атомын иончлолын
энерги, электроныг нэгдүүлэх чадвар гэсэн 2 ухагдахуунаар илэрхийлдэг байна. Атомын

иончлолын энерги (J) гэдэг нь саармаг атомаас электроныг салгахад зайлшгүй
шаардагдах энергийн хэмжээ юм.

Э0 + J = Э+ + e-

Иончлолын энергийг кЖ/моль-атом буюу эВ/атом гэсэн нэгжээр хэмждэг.

Электроныг нэгдүүлэх чадвар (F) гэдэг нь цахилгаан саармаг атомд электроныг
нэгдүүлэх замаар түүнийг сөрөг цэнэгтэй ион болгон хувиргаж байгаа процессын
энергийн илрэл юм.

Э0 + e- = Э- ± F

Электроныг нэгдүүлэх чадварыг кЖ/моль-атом буюу эВ/атом гэсэн нэгжээр хэмждэг. F-
нь тоон холбогдолоороо иончлолын энергитэй тэнцүү боловч тэмдэгээрээ эсрэг байдаг.

Харьцангуй цахилгаан сөрөг чанар ( ) гэдэг нь нэг элементийн атом нэгдэж байгаа
нөгөө элементийнхээ атомын электроны нягтралыг өөртөө татах чадвар юм. П.Э
Малликений тодорхойлсноор харьцангуй цахилгаан сөрөг чанар нь иончлолын энерги ба
электроныг нэгдүүлэх чадвар гэсэн 2 хэмжигдэхүүний нийлбэрийн хагасаар
илэрхийлэгддэг


= ( + )

АНУ-ын эрдэмтэн Л. Полинг элементүүдийн атомын харьцангуй цахилгаан сөрөг чанарыг
фторын харьцангуй цахилгаан сөрөг чанартай харьцуулан тодорхойлсон байна. Тэрээр
фторын харьцангуй цахилгаан сөрөг чанарыг 4-тэй тэнцүү гэж үзээд бусад элементүүдийн
харьцангуй цахилгаан сөрөг чанарыг тооцож үзэхэд 0.7- 4.0 –ын хооронд байсан байна.
Жишээлбэл: 1-р бүлгийн s элементүүдэд хамгийн бага (Li-1.0, Na -0.9, K-0.8, Rb-0.8 Cs-0.7)
байхад 7-р бүлгийн р-элементүүдийн хувьд хамгийн өндөр харьцангуй цахилгаан сөрөг
чанартай байдаг байна. Жишээ нь F- 4.0, Cl - 3.0, Br - 2.8, J-2.6 гэх мэт. Мөн цахилгаан
сөрөг чанар ихтэй элементүүдэд O - 3.5, N - 3.0, C - 2.5 орно.

4.5 Атом, ионы радиус

Атомын цөмөөс электроны давхрааны хамгийн их электроны нягтралтай хэсэг
хүртэлх зайг чөлөөт атомын радиус болгон авдаг бөгөөд үүнийг орбиталийн радиус гэж
нэрлэдэг. Атомууд өөр хоорондоо холбогдсон үед тэдгээрийн радиус өөрчлөгддөг бөгөөд
энэ үеийн радиусын холбогдлыг эффектив буюу илрэх радиус гэдэг. Үүнийг молекулын
болон талстын бүтцийг судлах замаар тодорхойлдог. Үелэх системд элементийн атом, ионы
радиус нь үечлэн өөрчлөгдөж байдаг.

4.1 – р зураг. Үе, бүлгийн дагууд атом, ионы радиус үечлэн өөрчлөгдөх зүй тогтол

Үелэх системийн үеийн дагууд цөмийн цэнэг ихсэх тусам атом, ионы радиус ерөнхийдөө
багасаж ирдэг(4.1 – р зураг). Бага үеийн элементүүдийн хувьд радиусын багасалт нилээд
огцом байдаг нь тэдгээрийн электроны гадаад давхраанууд электроноор бөглөгддөгтэй
холбоотой байна. d- ба f- элементүүд агуулсан их үеүдийн хувьд радиус нь аажмаар
багасдаг бөгөөд үүнийг d- буюу f- агшилт гэдэг.
Дэд бүлгүүдэд цөмийн цэнэг ихсэх тусам атом, ионы радиус нь ерөнхийдөө ихэсдэг. Энэ
ихсэлт нь s- ба p- элементүүдэд нилээд тод илэрдэг бол d - элементүүдэд аажмаар ихсэж
ажиглагддаг. Жишээ болгон 5-р бүлгийн элементүүдийг авч үзье.

p- элементүүд d- элементүүд

Z r (A0) Z r (A0)
As 33 1,48 V 23 1.34
Sb 51 1,61 Nb 41 1.41
Bi 83 1,82 Ta 73 1.46

Жишээнээс харахад Nb, Ta хоёрын радиусын ялгаа маш бага байна. Энэ нь Ta- ын хувьд
4f- түвшин нь электроноор бүрэн бөглөгдөж 5d36s2 гэсэн электроны байгууламжтай
босонтой холбоотой гэж үздэг. Өөрөөр хэлбэл 4d - түвшин электроноор бөглөгдсөнөөр
атомын радиус багасдаг байна.

4.6 Хэрэглээ
✓ Элементүүдийн үелэх хууль, үелэх системийг ашиглан одоогоор нээгдээгүй байгаа

элементүүдийг шинж чанарыг урьдчилан таамаглан, шинэ элементүүдийг нээж
байгаа ба цаашдын судалгааны үндэс нь болж өгдөг.
✓ Элементүүдийн үелэх хууль, үелэх системийн үндсэн дээр зарим элементүүдийн
валент чанар, атом массыг нарийвчлах, дахин тодорхойлох ажил хийгддэг. Жишээ
нь: Cs –ийн атом массыг 123,4 гэж үзэж байв. Гэтэл Д.И.Менделеев Cs нь шинж

чанараараа Rb –тэй төсөөтэй тул түүний дор байрлах ба атом масс нь ойролцоогоор
130 байх ёстой гэж үзсэн. Хожим нь Cs –ийн атом массыг 132.9054 гэж тогтоожээ.
✓ Үелэх системийг ашиглан бодисын дотоод бүтцийг танин мэдэх үйл ажиллагаа
өргөн хүрээтэй хийгдэж байна.
✓ Элементүүдийн үелэх хууль, үелэх систем нь бусад шинжлэх ухааны хуулийн
баталгаа нь болж өгдөг. Тухайлбал: Философийн шинжлэх ухааны диалектикийн гол
хуулиудын нэг болох тооноос чанарт шилжих хуулийн баталгаа нь үелэх хууль,
үелэх систем юм.

ӨӨРИЙГӨӨ ШАЛГАХ ТЕСТ

4.1 1s22s22p6 гэсэн электрон байгууламжтай нь аль вэ?

A. C+4 B. N+5 C. N-3 D. O

4.2 Алинд нь 16 электрон агуулагдах вэ?

A. Cl- B. S2- C. S D. O

4.3 1S22S22P63S2 гэсэн электронт байгууламжтай элементийн бүлгийн ба үеийн дугаарыг

заа.

A. III бүлэг, 2-р үе B. IV бүлэг, 3-р үе

C. II бүлэг, 3-р үе D. II бүлэг, 6-р үе

4.4 Электроны 4 давхраатай элементүүд үелэх системийн хэддүгээр үед байрладаг вэ?

A. 1 B. 2 C. 3 D. 4

4.5 Бүлгийн дагуу дээрээсээ доошлоход элементүүдийн цахилгаан сөрөг чанар.................

A. Ихэснэ B. Буурна C. Ихсээд буурна D. Буураад ихсэнэ

4.6 Аль атом нь иончлолын потенциал багатай вэ?

A. Al B. Ga C. Si D. C

4.7 IIIA бүлгийн элементүүдийн валентийн электроны байгууламжийн томъёо аль вэ?

А. nS1nP0 B. nS2nP0 C. nS1nP1 D. nS2nP1

4.8 Дараах томъёоноос аль нь барийн атомын валентын электроны бүтцийн томъёо вэ?

А. 5P66S2 B. 5S25P3 C. 4P6/S2 D. 4P66S2

4.9 Хэвийн төлөв дэх нүүрстөрөгчийн атомын валентийн электрон . . . байна.

А. 3S23P2 B. 2S22P2 C. 3S23P2 D. 4S24Р4

4.10 3d104s1 гэсэн валентийн электронтой ямар элемент байх вэ?

A. Mg B. Ca C. Cu D. Br

Тестийн хариу:
4.1 4.2 4.3 4.4 4.5 4.6 4.7 4.8 4.9 4.10