Ποια είναι η διαφορά μεταξύ της διάταξης των ηλεκτρονίων σε θείο και χλώριο;
Ηλεκτρονική διαμόρφωση:
* θείο (s): 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁴
* χλώριο (CL): 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁵
Βασικές διαφορές:
* Αριθμός ηλεκτρονίων σθένους: Το θείο έχει 6 Τα ηλεκτρόνια σθένους (στα 3s και 3p τροχιακά), ενώ το χλώριο έχει 7 ηλεκτρόνια σθένους.
* Πλήρωση τροχιάς: Τόσο το θείο όσο και το χλώριο έχουν τα δύο πρώτα κελύφη ηλεκτρονίων τους γεμάτα (1s και 2s). Ωστόσο, στο τρίτο κέλυφος, το θείο έχει δύο ηλεκτρόνια στα τροχιακά 3s και τέσσερα ηλεκτρόνια στα τροχιακά 3p, ενώ το χλώριο έχει δύο ηλεκτρόνια στο τροχιακό 3S και πέντε ηλεκτρόνια στα 3p τροχιακά.
Διαγράμματα τροχιάς:
Ακολουθεί μια απλοποιημένη αναπαράσταση της διάταξης ηλεκτρονίων στο κέλυφος του εξώτατου (σθένους):
* θείο:
* 3S:↑ ❖
* 3p:↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑
* χλώριο:
* 3S:↑ ❖
* 3p:↑ ❖ ↑ ❖ ↑ ↑ ↑ ↑
Συνέπειες:
* Χημική αντιδραστικότητα: Η διαφορά στα ηλεκτρόνια σθένους επηρεάζει το πόσο εύκολα το θείο και το χλώριο σχηματίζουν χημικούς δεσμούς. Το χλώριο, με ένα λιγότερο ηλεκτρόνιο από ένα πλήρες οκτάδες, τείνει να κερδίσει ένα ηλεκτρόνιο για να επιτύχει μια σταθερή διαμόρφωση, καθιστώντας τον ισχυρό οξειδωτικό παράγοντα. Το θείο, με δύο λιγότερα ηλεκτρόνια από ένα πλήρες οκτάτο, είναι λιγότερο αντιδραστικό και μπορεί να κερδίσει δύο ηλεκτρόνια ή να μοιράζεται ηλεκτρόνια για να σχηματίσει δεσμούς.
* δεσμός: Το θείο μπορεί να σχηματίσει ομοιοπολικούς δεσμούς με άλλα στοιχεία, μοιράζοντας τα ηλεκτρόνια σθένους. Το χλώριο μπορεί να σχηματίσει ιοντικούς δεσμούς με την απόκτηση ηλεκτρονίων ή ομοιοπολικών δεσμών με την κοινή χρήση ηλεκτρονίων.
Συνοπτικά: Ενώ τόσο το θείο όσο και το χλώριο είναι μη μέταλλα την ίδια περίοδο (σειρά) του περιοδικού πίνακα, η διάταξη ηλεκτρονίων τους οδηγεί σε διαφορετικές χημικές ιδιότητες και αντιδραστικότητα.
