Состав атомного ядра. Ядерные силы

Основное и возбужденное состояние атома

Электронные формулы, которые мы составляли до этого, соответствуют основному энергетическому состоянию атома. Это наиболее выгодное энергетически состояние атома.

Однако, чтобы образовывать химические связи, атому в большинстве ситуаций необходимо наличие неспаренных (одиночных) электронов.  А химические связи энергетически очень для атома выгодны.

Поэтому при наличии свободных энергетических орбиталей на данном уровне спаренные пары  электронов могут распариваться, и один из электронов спаренной пары может переходить на вакантную орбиталь.

Таким образом число неспаренных электронов увеличивается, и атом может образовать больше химических связей, что очень выгодно с точки зрения энергии. Такое состояние атома называют возбуждённым и обозначают звёздочкой.

Например, в основном состоянии боримеет следующую конфигурацию энергетического уровня:

5B 1s²2s²2p¹      1s    2s    2s     2p 

На втором уровне (внешнем) одна спаренная электронная пара, один одиночный электрон и пара свободных (вакантных) орбиталей. Следовательно, есть возможность для перехода электрона из пары на вакантную орбиталь, получаем возбуждённое состояние атома бора (обозначается звёздочкой):

5B* 1s²2s¹2p²      1s    2s    2s     2p

Попробуйте самостоятельно составить электронную формулу, соответствующую возбуждённому состоянию атомов. Не забываем проверять себя по ответам!

15. Углерода

16. Бериллия

17. Кислорода

«положение кислорода и серы в периодической системе химических элементов, строение их атомов. озон-аллотропная модификация кислорода»

Технологическая карта урока.

Учитель Дьячук Е.Ю. учитель химии МБОУ СОШ №1 г.Оха Сахалинская область

• Предмет
• химия
• Класс
• 9
• Тема урока
• «Положение кислорода и серы в периодической системе химических элементов, строение их атомов. Озон-аллотропная модификация кислорода»
• Тип урока
• Урок «открытия нового знания»
• Цели

• Формирование на предметном уровне системы знаний о веществе ( химическом элементе, атоме, молекуле )

УМК

Г.Е. Рудзитис, Ф.Г.Фельдман

1. Планируемые образовательные результаты
2. Предметные
3. Метапредметные
4. Личностные

• Использовать умение составлять электронные формулы атомов элементов кислорода и серы; объяснять зависимость и закономерные изменения свойств химических элементов от электронного строения их атомов; анализировать, делать выводы, обобщать полученные знания;
• самостоятельно использовать материалы учебника и справочные таблицы, применять ранее полученные знания;
• наблюдать демонстрируемые опыты;
• делать выводы и умозаключения из наблюдений.
• грамотно обращаться с веществами в повседневной жизни;
• понимать смысл и необходимость соблюдения предписаний, предлагаемых в инструкциях по использованию лекарств, средств бытовой химии и др.;

• —регулятивные: следовать определенному алгоритму при составлении электронных формул;
• применять знания о закономерностях периодической системы химических элементов для объяснения и предвидения свойств конкретных веществ;
• —познавательные: прогнозировать химические свойства веществ на основе их состава и строения;выделять информацию из текста учебника; высказывать суждения, обосновывать и доказывать свой выбор, приводя факты, взятые из материалов учебника; использовать знаки, символы, схемы для выполнения заданий; находить закономерности, устанавливать причинно- следственные связи между реальными объектами и явлениями; осуществлять поиск информации в соответствии с поставленной задачей, используя различные ресурсы информационной среды;
• —коммуникативные: уметь слушать собеседника, понимать и /или принимать его точку зрения; оценивать высказывания и действия партнера, сравнивать их со своими высказываниями; формулировать высказывания, задавать вопросы, адекватные ситуации и учебной задаче;

• проявлять интерес к предлагаемой деятельности и с учетом собственных интересов;
• оценивать свою деятельность, определяя по заданным критериям ее успешность или неуспешность и способы ее корректировки, бережно и уважительно относиться к людям и результатам их деятельности;
• руководствоваться этическими нормами (сотрудничество, взаимопомощь, ответственность) при выполнении групповой работы

1. Основные понятия, изучаемые на уроке
2. Аллотропия, аллотропные модификации
3. Организационная структура урока
4. № этапа
5. Этап урока
6. УУД
7. Деятельность
8. ЭОР
9. Время
10. учителя
11. учащихся
12. 1
13. Оргмомент
14. Коммуникативные- планирование учебного сотрудничества с учителем и сверстниками.
15. 2
16. Актуализация знаний.
17. Регулятивные:волевая саморегуляция.Личностные: действие смыслообразования

1. из каких частей состоит атом любого химического элемента?

2. От чего зависит величина положительного заряда ядра атома и как определить ее по таблице Д.И.Менделеева?

3. Количество каких частиц в атоме определяет значение заряда ядра атома?

4. В какой части атомного пространства располагаются электроны?

5. Как по таблице Д. И. Менделеева определить количество внешних электронов в атомах элементов главных подгрупп?

Отвечают на вопросы

Выставляют оценку готовности к уроку.

Электронная периодическая таблица Д.И. Менделеева

• 10
• 3
• Самоопределение к деятельности
• Познавательная-анализ объектов с целью выделения признаков.

Регулятивные: целеполагание как постановка учебной задачи, прогнозирование. Коммуникативные- планирование учебного сотрудничества с учителем и сверстниками.

1. Положение кислорода и серы в периодической таблице химических элементов, строение их атомов.

1. Создание проблемной ситуации
2. Продолжая рассматривать вместе с учащимися особенности строения атомов элементов-халькогенов, точнее, электронное строение их внешнего энергетического уровня, составляем общую формулу: ns2np4
3. При далее :

• Какая высшая валентность характерна для элементов семейства халькогенов (подгруппы кислорода)?
• Для всех ли элементов семейства характерна валентность равная ᴠɪ?

• Постановка учебной проблемы
• Почему, в отличие от остальных представителей подгруппы, кислород не может проявлять валентность, равную ᴠɪ?
• Доказательство и применение найденного решения

Задание. Приведите примеры соединений рассмотренных элементов с наиболее характерными степенями окисления.

1. Строение простых веществ. Аллотропия.

1. Создание проблемной ситуации
2. Задание: сравните два вещества кислород и озон ( состав, физические и химические свойства, получение).
3. Постановка учебной проблемы
4. Как вы думаете, чем по отношению друг к другу и к химическому элементу кислороду являются данные простые вещества: кислород и озон?

Поскольку у учащихся нет необходимых опорных знаний, объясняю сущность явления, признаки которого ученики обнаружили на уроке. Формирую представление об аллотропии и аллотропных модификациях. Отмечаю обязательное условие, позволяющее говорить о каких-либо веществах как об аллотропных модификациях одного элемента (возможность превращения этих веществ друг в друга).

• Доказательство и применение найденного решения
• Рассказываю о том, что элементам подгруппы кислорода свойственна аллотропия: сера образует кристаллическую и пластическую модификации, селен- серую и красную модификации ( серый и красный селен).
• Учащиеся ставят цель урока.
• Строение атома кислорода
• Строение атома серы
• O 8)2)6
• 1s22s22p4
• P — элемент
• S 16)2)8)6
• 1s22s22p63s23p4
• P — элемент
• Учащиеся выявляют факт, требующий теоретического обоснования.

Учащиеся выдвигают гипотезу: в 8 классе они знакомились с семейством галогенов. Им помогают знания о том, что фтор в отличие от других галогенов, не проявляет высшей валентности, равной ᴠɪɪ. Опираясь на эти знания, они отвечаю на поставленный вопрос.

Учащиеся заполняют таблицу: сравнение свойств кислорода и озона.

Видеофрагмент CD «Подгруппа кислорода»

Свойства кислорода (таблица): температура, плотность, давление и пр

Примечание:

* Указан диапазон значений атомной массы в связи с различной распространённостью изотопов данного элемента в природе.

Состав атомного ядра. ядерные силы

Строение  электронной оболочки

Согласно квантовой модели строение атома Нильса Бора, электроны в атоме могут двигаться только по определенным (стационарным) орбитам, удаленным от ядра на определенное расстояние и характеризующиеся определенной энергией.

Электронные уровни можно обозначать цифрами — 1, 2, 3, …, n. Номер слоя увеличивается мере удаления его от ядра. Номер уровня соответствует главному квантовому числу n.

В одном слое электроны могут двигаться по разным траекториям. Траекторию орбиты характеризует электронный подуровень. Тип подуровня характеризует орбитальное квантовое число l = 0,1, 2, 3 …, либо соответствующие буквы — s, p, d, g и др.

В рамках одного подуровня (электронных орбиталей одного типа) возможны варианты расположения орбиталей в пространстве. Чем сложнее геометрия орбиталей данного подуровня, тем больше вариантов их расположения в пространстве. Общее число орбиталей подуровня данного типа l можно определить по формуле: 2l 1. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов.

Получаем сводную таблицу:

Заполнение электронами энергетических орбиталей происходит согласно некоторым основным правилам. Давайте остановимся на них подробно.

Принцип Паули (запрет Паули): на одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами (спин — это квантовомеханическая характеристика движения электрона).

Правило Хунда.На атомных орбиталях с одинаковой энергией электроны располагаются по одному с параллельными спинами. Т.е. орбитали одного подуровня заполняются так: сначала на каждую орбиталь распределяется по одному электрону.

Таким образом, сумма спиновых квантовых чисел таких электронов на одном энергетическом подуровне (оболочке) будет максимальной.

Например, заполнение 2р-орбитали тремя электронами будет происходить так: , а не так: , а не так: 

Принцип минимума энергии. Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией. Энергия атомной орбитали эквивалентна сумме главного и орбитального квантовых чисел: n l. Если сумма одинаковая, то заполняется первой та орбиталь, у которой меньше главное квантовое число n.

Таким образом,энергетический ряд орбиталей выглядит так:

1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p <

5s < 4d < 5p < 6s < 4f~5d < 6p < 7s <5f~6d …

Электронную структуру атома можно представлять в разных формах — энергетическая диаграмма, электронная формула и др. Разберем основные.

Энергетическая диаграмма атома — это схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии. Диаграмма показывает расположение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Заполнение орбиталей происходит согласно квантовым принципам.

Например,энергетическая диаграмма для атома углерода:

Электронная формула — это запись распределения электронов по орбиталям атома или иона. Сначала указывается номер уровня, затем тип орбитали. Верхний индекс справа от буквы показывает число электронов на орбитали. Орбитали указываются в порядке заполнения. Запись 1s2 означает, что на 1 уровне s-подуровне расположено 2 электрона.

Например, электронная формула углерода выглядит так: 1s22s22p2.

Для краткости записи, вместо энергетических орбиталей, полностью заполненных электронами, иногда используют символ ближайшего благородного газа (элемента VIIIА группы), имеющего соответствующую  электронную конфигурацию.

Например, электронную формулу азотаможно записать так: 1s22s22p3 или так: [He]2s22p3.

1s2 = [He]

1s22s22p6 = [Ne]

1s22s22p63s23p6 = [Ar] и так далее.

Химические свойства

При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.

1. Кислород проявляет свойства окислителя(с большинством химических элементов) и свойства восстановителя(только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами, и с неметаллами. Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.

1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:

O2   2F2  →  2OF2

С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.

1.2. Кислород реагирует с серой и кремниемс образованием оксидов:

S O2 → SO2

  Si O2 → SiO2

1.3.Фосфоргорит в кислороде с образованием оксидов:

При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):

4P      3O2  →   2P2O3

Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):

4P      5O2  →   2P2O5

1.4.С азотомкислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000оС), образуя оксид азота (II):

    N2  O2→  2NO

1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием  и алюминием кислород  также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:

2Ca       O2 → 2CaO

Однако при горении натрияв кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:

    2Na O2→  Na2O2

А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:

    K O2→  KO2

Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.

Цинк окисляется до оксида цинка (II):

2Zn O2→  2ZnO

Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:

2Fe O2→  2FeO

4Fe 3O2→  2Fe2O3

3Fe 2O2→  Fe3O4

1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит, образуя оксид углерода (IV):

C     O2  →  CO2

 при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C     O2  →  2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды. При этом образуются оксиды:

4FeS 7O2→  2Fe2O3 4SO2

Al4C3 6O2→  2Al2O3 3CO2

Ca3P2 4O2→  3CaO P2O5

2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

• летучие водородные соединения (сероводород, аммиак, метан, силан гидриды. При этом также образуются оксиды: 

2H2S 3O2→  2H2O 2SO2

Аммиакгорит с образованием простого вещества, азота:

4NH3 3O2→  2N2 6H2O

Аммиакокисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):

4NH3 5O2→  4NO 6H2O

• прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора (сероуглерод, сульфид фосфора и др.):

CS2 3O2→  CO2 2SO2

• некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления (оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):

2CO O2→  2CO2

2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.

Например, кислород окисляет гидроксид железа (II):

4Fe(OH)2 O2 2H2O → 4Fe(OH)3

Кислород окисляет азотистую кислоту:

2HNO2 O2 → 2HNO3

2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:

CH4 2O2→  CO2 2H2O

2CH4 3O2→  2CO 4H2O

CH4 O2→  C  2H2O

Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)

2CH2=CH2 O2 → 2CH3-CH=O

Электронные формулы ионов

Атомы могут отдавать и принимать электроны. Отдавая или принимая электроны, они превращаются в ионы.

Ионы— это заряженные частицы. Избыточный заряд обозначается индексом в правом верхнем углу.

Если атом отдаётэлектроны, то общий заряд образовавшейся частицы будет положительный(вспомним, что число протонов в атоме равно числу электронов, а при отдаче электронов число протонов будет больше числа электронов).

11Na 1s22s22p63s1      -1е =  11Na  1s22s22p63s0

Если атом принимаетэлектроны, то приобретает отрицательныйзаряд. Отрицательно заряженные частицы — это анионы. Например, анион хлора образуется так:

17Cl 1s22s22p63s23p5    1e =  17Cl— 1s22s22p63s23p6

Таким образом, электронные формулы ионов можно получить добавив или отняв электроны у атома. Обратите внимание, при образовании катионов электроны уходят с внешнего энергетического уровня. При образовании анионов электроны приходят на внешний энергетический уровень.

Попробуйте составить самостоятельно электронный формулы ионов. Не забывайте проверять себя по ключам!

18. Ион Са2

19. Ион S2-

20. Ион Ni2

В некоторых случаях совершенно разные атомы образуют ионы с одинаковой электронной конфигурацией. Частицы с одинаковой электронной конфигурацией и одинаковым числом электронов называют изоэлектронными частицами.

Например, ионы Na и F—.

Электронная формула катиона натрия: Na   1s22s22p6, всего 10 электронов.

Электронная формула аниона фтора: F—   1s22s22p6, всего 10 электронов.

Таким образом, ионы Na и F— — изоэлектронные. Также они изоэлектронны атому неона.

Тренажер по теме «Строение атома» — 10 вопросов, при каждом прохождении новые.

Ответы на вопросы:

1. У изотопов одного химического элемента массовое число всегда разное, т.к. массовое число складывается из числа протонов и нейтронов. А у изотопов различается число нейтронов.

2. У изотопов одного элемента число протонов всегда одинаковое, т.к. число протонов характеризует химический элемент.

3. Массовое число изотопа брома-81 равно 81. Атомный номер = заряд ядра брома = число протонов в ядре = 35. Вычитаем из массового числа число протонов, получаем 81-35=46 нейтронов.

4. Массовое число изотопа хлораравно 37. Атомный номер, заряд ядра и число протонов в ядре равно 17. Получаем число нейтронов = 37-17 =20.

5. Электронная формула азота:

7N 1s²2s²2p³      1s    2s    2s     2p 

6. Электронная формула кислорода:

8О 1s²2s²2p⁴ 1s  2s  2s  2p 

7. Электронная формула фтора:

8. Электронная формула магния:

12Mg 1s²2s²2p⁶3s²      1s    2s    2s     2p      3s      3s

9. Электронная формула алюминия:

13Al 1s²2s²2p⁶3s²3p¹     1s    2s    2s   2p    3s    3s   3p 

10. Электронная формула кремния:

14Si 1s²2s²2p⁶3s²3p²     1s    2s    2s   2p    3s    3s   3p

11. Электронная формула фосфора:

15P 1s²2s²2p⁶3s²3p³     1s    2s    2s   2p    3s    3s   3p

12. Электронная формула серы:

16S 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴     1s    2s    2s   2p    3s    3s   3p

13. Электронная формула хлора:

14. Электронная формула аргона:

18Ar 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶     1s    2s    2s   2p    3s    3s   3p

15. Электронная формула углеродав возбуждённом состоянии:

6C* 1s²2s¹2p³   1s    2s    2s     2p

16. Электронная формула бериллияв возбуждённом состоянии:

4Be 1s²2s¹2p¹      1s    2s    2s    2p 

17. Электронная формула кислорода в возбуждённом энергетическом состоянии соответствует формуле кислорода в основном энергетическом состоянии, т.к. нет условий для перехода электрона — отсутствуют вакантные энергетические орбитали.

18. Электронная формула иона кальция Са2 :  20Ca2   1s22s22p63s23p6 

19. Электронная формула аниона серы S2-:  16S2- 1s22s22p63s23p6

20. Электронная формула катиона никеля Ni2 :  28Ni2   1s22s22p63s23p63d84s0. Обратите внимание! Атомы отдают электроны всегда сначала с внешнего энергетического уровня. Поэтому никель отдаёт электроны сначала с внешнего 4s-подуровня.

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Строение атома» (задание 1 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Электронные формулы элементов первых четырех периодов

Рассмотрим заполнение электронами оболочки элементов первых четырех периодов. У водородазаполняется самый первый энергетический уровень, s-подуровень, на нем расположен 1 электрон:

1H 1s¹      1s 

У гелия1s-орбиталь полностью заполнена:

2He 1s²      1s  

Поскольку первый энергетический уровень вмещает максимально 2 электрона, у литияначинается заполнение второго энергетического уровня, начиная с орбитали с минимальной энергией — 2s. При этом сначала заполняется первый энергетический уровень:

3Li 1s²2s¹      1s     2s    2s 

У бериллия2s-подуровень заполнен:

4Be 1s²2s²      1s    2s    2s 

Далее, у боразаполняется p-подуровень второго уровня:

5B 1s²2s²2p¹      1s    2s    2s     2p 

У следующего элемента, углерода, очередной электрон, согласно правилу Хунда, заполняет вакантную орбиталь, а не заполняет частично занятую:

6C 1s²2s²2p²      1s    2s    2s     2p 

Попробуйте составить электронную и электронно-графическую формулы для следующих элементов, а затем можете проверить себя  по ответам конце статьи:

5. Азот

6. Кислород

7. Фтор

У неона завершено заполнение второго энергетического уровня: 

10Ne 1s²2s²2p⁶      1s    2s    2s     2p 

У натрияначинается заполнение третьего энергетического уровня:

11Na 1s²2s²2p⁶3s¹      1s    2s    2s     2p      3s      3s 

От натрия до аргона заполнение 3-го уровня происходит в том же порядке, что и заполнение 2-го энергетического уровня. Предлагаю составить электронные формулы элементов от магния до аргонасамостоятельно, проверить по ответам.

8. Магний

9. Алюминий

10. Кремний

11. Фосфор

12. Сера

13. Хлор

14. Аргон

А вот начиная с 19-го элемента, калия, иногда начинается путаница — заполняется не 3d-орбиталь, а 4s. Ранее мы упоминали в этой статье, что заполнение энергетических уровней и подуровней электронами происходит по энергетическому ряду орбиталей, а не по порядку. Рекомендую повторить его еще раз. Таким образом, формула калия:

19K 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹1s 2s 2s 2p3s3s 3p4s4s

Для записи дальнейших электронных формул в статье будем использовать сокращенную форму:

  19K   [Ar]4s¹    [Ar] 4s 

У кальция4s-подуровень заполнен:

20Ca   [Ar]4s²    [Ar] 4s

У элемента 21, скандия, согласно энергетическому ряду орбиталей, начинается заполнение 3d-подуровня:

21Sc   [Ar]3d¹4s²    [Ar] 4s    3d    3d 

Дальнейшее заполнение 3d-подуровня происходит согласно квантовым правилам, от титанадо ванадия:

22Ti   [Ar]3d²4s²    [Ar] 4s    3d    3d 23V   [Ar]3d³4s²      [Ar] 4s    3d    3d 

Однако, у следующего элемента порядок заполнения орбиталей нарушается. Электронная конфигурация хроматакая:

24Cr   [Ar]3d⁵4s¹      [Ar] 4s  3d   3d 

В чём же дело? А дело в том, что при «традиционном» порядке заполнения орбиталей (соответственно, неверном в данном случае —

 3d⁴4s²

) ровно одна ячейка в

d

-подуровне оставалась бы незаполненной. Оказалось, что такое заполнение энергетически

менее выгодно

. А

более выгодно

, когда

d

-орбиталь заполнена полностью, хотя бы единичными электронами. Этот лишний электрон переходит с

4s

-подуровня. И небольшие затраты энергии на перескок электрона с

4s

-подуровня с лихвой покрывает энергетический эффект от заполнения всех

3d-

орбиталей. Этот эффект так

и называется

— «провал»

или

«проскок»электрона

. И наблюдается он, когда

d

-орбиталь недозаполнена на 1 электрон (по одному электрону в ячейке или по два).

У следующих элементов «традиционный» порядок заполнения орбиталей снова возвращается. Конфигурация марганца:

25Mn   [Ar]3d54s2

Аналогично у кобальтаи никеля. А вот у медимы снова наблюдаем провал (проскок) электрона— электрон опять проскакивает с 4s-подуровня на 3d-подуровень:

29Cu   [Ar]3d104s1

На цинке завершается заполнение 3d-подуровня:

30Zn   [Ar]3d104s2

У следующих элементов, от галлиядо криптона, происходит заполнение 4p-подуровня по квантовым правилам. Например, электронная формула галлия:

31Ga   [Ar]3d104s24p1

Формулы остальных элементов мы приводить не будем, можете составить их самостоятельно.

Некоторые важные понятия:

Внешний энергетический уровень — это энергетический уровень в атоме с максимальным номером, на котором есть электроны.

Например, у меди   ([Ar]3d104s1) внешний энергетический уровень — четвёртый.

Валентные электроны — электроны в атоме, которые могут участвовать в образовании химической связи. Например, у хрома ( 24Cr   [Ar]3d54s1) валентными являются не только электроны внешнего энергетического уровня (4s1), но и неспаренные электроны на 3d-подуровне, т.к. они могут образовывать химические связи.