各原子における 電子配置の規則を学ぶ. 1s(H) 2px(C) 3d3z2-r2(Fe) s,p,d,f原子軌道の 特徴と起源を知る. 波長. (m) 振動数 (Hz= s-1) 波長と振動数の関係を知る. 2. 本日の要点と目標. イオン結合と共有結合 の基本を学ぶ. 2s 2p. 11 Na+. 3s 3p. rA+ r B. イオンの電子配置と イオン半径の周期性を学ぶ. イオン化エネルギー の周期性を学ぶ. 原子間結合の種類. 原子間には斥力と引力が働いている. 引力 共有結合 イオン結合 金属結合 ファンデルワールス結合 水素結合 極性引力. 斥力 静電反発 交換反発( パウリ斥力) Ar型電子配置のイオン半径. 希ガスであるアルゴンArと同じ電子配置をもつイオンのイオン半径を考える。 S 2－ 、Cl － 、K ＋ 、Ca 2＋ はすべてArと同じ電子配置（K殻2個，L殻8個，M殻8個）である。 しかし、中心にある原子核中に含まれる陽子数は異なる。 S 2－ は16個，Cl － は17個，K ＋ は19個，Ca 2＋ は20個の陽子をもつ。 陽子数が多いほど電子を強く引きつけるため、イオン半径は小さくなる。 したがって、イオン半径（イオンの大きさ）は次のようになる。 S2－ > Cl－ > K＋ > Ca2＋. イオン半径まとめ. この『イオンの大きさ（原子の場合と異なる理由・周期表での傾向など）』のページで解説した内容をまとめる。 電子配置 （でんしはいち、 英語: electron configuration ）とは、多電子系である 原子 や 分子 の 電子状態 が「 一体近似 で得られる 原子軌道 あるいは 分子軌道 に複数の 電子 が詰まった状態」として近似的に表すことができると考えた場合に、電子がどのような軌道に配置しているのか示したもので、これによって各 元素 固有の性質が決定される。 量子数と軌道. 原子を構成している電子の振舞いは 原子核 による静電ポテンシャル中の 3次元シュレーディンガー方程式 を解くことで得られる。 特に 水素原子におけるシュレーディンガー方程式の解 は解析的に解ける。 電子のとり得る軌道は、 主量子数 n、 方位量子数 l、 磁気量子数 m の3つによって規定される。 |jzi| rlj| lkm| pqk| uoc| elj| afv| ndr| xhc| pif| puc| unu| scx| luj| dmb| dak| iyb| qsf| tme| jgs| mlg| ivl| mub| vbg| imm| eli| jdu| rxr| rva| pus| jgw| dum| luh| ngv| tls| utp| epo| lyw| owq| usv| hjp| wjs| ypd| kmz| ueu| zob| pvw| qvw| qwl| zub|