ساختار پوسته های الکترونیکی اتم ها. فرمول الکترونیکی یک عنصر جدول ساختار الکترونیکی عناصر

س-عناصرعناصری در اتم هایی که آخرین الکترون آنها وارد زیرسطح s می شود نامیده می شوند. به طور مشابه تعریف شده است پ-عناصر،د-عناصر وf-عناصر.

شروع هر دوره مربوط به باز شدن یک لایه الکترونیکی جدید است. عدد دوره برابر با تعداد لایه الکترونی باز شده است. هر دوره، به جز دوره اول، با پر شدن زیرسطح p لایه باز شده در ابتدای این دوره به پایان می رسد. دوره اول فقط شامل عناصر s (دو) است. در دوره چهارم و پنجم، بین عناصر s (دو) و p-عناصر (شش) d-عناصر (ده) وجود دارد. در ششم و هفتم، پشت یک جفت عنصر s (در نقض قوانین کلچکوفسکی) یک عنصر d و سپس چهارده عنصر f وجود دارد (آنها در ردیف های جداگانه در انتهای جدول قرار می گیرند - لانتانیدها و اکتینیدها) ، سپس نه عنصر d و مانند همیشه نقطه ها با شش عنصر p به پایان می رسند.

جدول به صورت عمودی به 8 گروه تقسیم می شود که هر گروه به یک زیرگروه اصلی و فرعی تقسیم می شود. زیرگروه های اصلی شامل عناصر s و p و زیرگروه های فرعی حاوی عناصر d هستند. تعیین زیر گروه اصلی آسان است - شامل عناصر دوره های 1-3 است. دقیقاً در زیر آنها عناصر باقی مانده از زیر گروه اصلی قرار دارند. عناصر زیر گروه جانبی در کنار (چپ یا راست) قرار دارند.

ظرفیت اتم ها

در مفهوم کلاسیک، ظرفیت با تعداد الکترون های جفت نشده در حالت زمین یا برانگیخته اتم ها تعیین می شود. حالت اساسی- حالت الکترونیکی یک اتم که در آن انرژی آن حداقل است. حالت هیجانی- حالت الکترونیکی یک اتم مربوط به انتقال یک یا چند الکترون از یک اوربیتال با انرژی کمتر به یک اوربیتال آزاد با انرژی بالاتر. برای عناصر s و p، انتقال الکترون فقط در لایه الکترونی بیرونی امکان پذیر است. برای عناصر d، انتقال در زیرسطح d لایه پیش خارجی و زیرسطح s و p لایه بیرونی امکان پذیر است. برای عناصر f، انتقال در زیرسطح های (n-2)f-، (n-1)d-، ns- و np امکان پذیر است که n تعداد لایه الکترونیکی بیرونی است. الکترون های ظرفیتالکترون هایی نامیده می شوند که ظرفیت یک اتم را در حالت پایه یا برانگیخته آن تعیین می کنند. لایه الکترونی ظرفیت- لایه ای که الکترون های ظرفیت روی آن قرار دارند.

الکترون های لایه بیرونی اتم گوگرد و الکترون های ظرفیت آهن (حالت پایه) را با استفاده از اعداد کوانتومی توصیف کنید. ظرفیت های احتمالی و حالت های اکسیداسیون اتم های این عناصر را نشان دهید.

1). اتم گوگرد

گوگرد دارای شماره سریال 16 است. در دوره سوم، گروه ششم، زیرگروه اصلی قرار دارد. بنابراین، این یک عنصر p است، لایه الکترونی بیرونی سومین لایه است، این یک ظرفیت است. شش الکترون دارد. ساختار الکترونیکی لایه ظرفیت دارای فرم است

   

برای همه الکترون ها n=3، زیرا در لایه سوم قرار دارند. بیایید به ترتیب آنها را بررسی کنیم:

 n=3، L=0 (الکترون در اوربیتال s قرار دارد)، m l = 0 (برای اوربیتال s فقط این مقدار از عدد کوانتومی مغناطیسی امکان پذیر است)، m s =+1/2 (چرخش به دور محور خودش در جهت عقربه های ساعت رخ می دهد)

 n=3، L=0، ml=0 (این سه عدد کوانتومی با الکترون اول یکسان هستند، زیرا هر دو الکترون در مدار یکسانی هستند)، ms = 1/2- (فقط در اینجا تفاوت ظاهر می‌شود، مورد نیاز اصل پائولی)؛

 n=3، L=1 (این یک p-الکترون است)، ml =+1 (از سه مقدار ممکن ml = 1، 0 برای اولین اوربیتال p ما حداکثر را انتخاب می کنیم، این یک اوربیتال p x است. m s = +1/2;

 n=3، L=1، m l = +1، m s =-1/2;

 n=3، L=1، ml = 0 (این یک اوربیتال p y است)، ms = +1/2;

 n=3، L=1، m l = -1 (این یک اوربیتال p z است)، m s = +1/2.

حالات ظرفیت و اکسیداسیون گوگرد را در نظر می گیریم. روی لایه ظرفیت در حالت پایه اتم دو جفت الکترون، دو الکترون جفت نشده و پنج اوربیتال آزاد وجود دارد. بنابراین، ظرفیت گوگرد در این حالت II است. گوگرد یک غیر فلز است. قبل از تکمیل لایه، فاقد دو الکترون است، بنابراین در ترکیباتی با اتم‌های عناصر الکترونگاتیو کمتر، مانند فلزات، می‌تواند حداقل حالت اکسیداسیون ۲- را نشان دهد. جفت شدن جفت الکترون ها امکان پذیر است زیرا اوربیتال های آزاد روی این لایه وجود دارد. بنابراین، در اولین حالت برانگیخته (S *)

در ترکیباتی با اتم‌های عناصر الکترونگاتیو بیشتر، مانند اکسیژن، هر شش الکترون ظرفیتی می‌توانند از اتم‌های گوگرد جابجا شوند، بنابراین حداکثر حالت اکسیداسیون آن 6+ است.

2). اهن.

شماره سریال آهن 26 است. در دوره چهارم، در گروه هشتم، یک زیر گروه ثانویه قرار دارد. این یک عنصر d، ششمین در یک سری از عناصر d دوره چهارم است. الکترون های ظرفیت آهن (هشت) در زیرسطح 3 بعدی (شش، مطابق با موقعیت آنها در سری عناصر d) و در سطح فرعی 4s (دو) قرار دارند:

    

بیایید به ترتیب آنها را بررسی کنیم:

 n=3، L=2، m l = +2، m s = +1/2;

 n=3، L=2، m l = +2، m s = -1/2.

 n=3، L=2، m l = +1، m s = +1/2;

 n=3، L=2، m l = 0، m s = +1/2;

 n=3، L=2، m l = -1، m s = +1/2;

 n=3، L=2، m l = -2، m s = +1/2;

 n=4، L=0، m l = 0، m s = +1/2;

 n=4، L=0، m l = 0، m s = -1/2.

ظرفیت

هیچ الکترون جفت نشده ای در لایه بیرونی وجود ندارد، بنابراین حداقل ظرفیت آهن (II) در حالت برانگیخته اتم ظاهر می شود:

پس از استفاده از الکترون های لایه بیرونی، 4 الکترون جفت نشده از سطح فرعی 3d می توانند در تشکیل پیوندهای شیمیایی نقش داشته باشند. بنابراین حداکثر ظرفیت آهن VI است.

حالت اکسیداسیون

آهن یک فلز است، بنابراین با حالت های اکسیداسیون مثبت از +2 (الکترون های سطح فرعی 4s درگیر هستند) تا +6 (4s و تمام الکترون های 3 بعدی جفت نشده درگیر هستند) مشخص می شود.

مواد شیمیایی چیزی هستند که دنیای اطراف ما از آن ساخته شده است.

خواص هر ماده شیمیایی به دو نوع تقسیم می شود: شیمیایی، که مشخصه توانایی آن در تشکیل مواد دیگر است، و فیزیکی، که به طور عینی مشاهده می شوند و می توان آنها را جدا از تبدیلات شیمیایی در نظر گرفت. به عنوان مثال، خواص فیزیکی یک ماده عبارتند از: حالت تجمع آن (جامد، مایع یا گاز)، هدایت حرارتی، ظرفیت گرمایی، حلالیت در محیط های مختلف (آب، الکل و غیره)، چگالی، رنگ، طعم و غیره.

تبدیل برخی از مواد شیمیایی به مواد دیگر را پدیده های شیمیایی یا واکنش های شیمیایی می گویند. لازم به ذکر است که پدیده های فیزیکی نیز وجود دارند که بدیهی است با تغییر در خواص فیزیکی یک ماده بدون تبدیل آن به مواد دیگر همراه است. به عنوان مثال، پدیده های فیزیکی شامل ذوب شدن یخ، انجماد یا تبخیر آب و غیره است.

این واقعیت که یک پدیده شیمیایی در طول یک فرآیند در حال وقوع است را می توان با مشاهده علائم مشخصه واکنش های شیمیایی، مانند تغییر رنگ، تشکیل رسوب، آزاد شدن گاز، آزاد شدن گرما و (یا) نور نتیجه گرفت.

به عنوان مثال، با مشاهده موارد زیر می توان در مورد وقوع واکنش های شیمیایی نتیجه گیری کرد:

تشکیل رسوب در هنگام جوشاندن آب که در زندگی روزمره رسوب نامیده می شود.

انتشار گرما و نور هنگام سوختن آتش؛

تغییر رنگ یک برش سیب تازه در هوا؛

تشکیل حباب های گاز در حین تخمیر خمیر و غیره.

کوچکترین ذرات یک ماده که عملاً در طی واکنشهای شیمیایی هیچ تغییری نمی کنند، بلکه فقط به روشی جدید به یکدیگر متصل می شوند، اتم نامیده می شوند.

ایده وجود چنین واحدهای ماده در یونان باستان در ذهن فیلسوفان باستان مطرح شد، که در واقع منشأ اصطلاح "اتم" را توضیح می دهد، زیرا "اتوموس" به معنای واقعی کلمه از یونانی به معنای "تقسیم ناپذیر" ترجمه شده است.

با این حال، برخلاف تصور فیلسوفان یونان باستان، اتم ها حداقل مطلق ماده نیستند، یعنی. آنها خود ساختار پیچیده ای دارند.

هر اتم از ذرات به اصطلاح زیر اتمی - پروتون، نوترون و الکترون تشکیل شده است که به ترتیب با نمادهای p +، n o و e - مشخص می شوند. بالانویس در نماد استفاده شده نشان می دهد که پروتون دارای بار واحد مثبت، الکترون دارای واحد بار منفی و نوترون بدون بار است.

در مورد ساختار کیفی یک اتم، در هر اتم تمام پروتون ها و نوترون ها در هسته به اصطلاح متمرکز شده اند، که الکترون ها در اطراف آن یک پوسته الکترونی تشکیل می دهند.

جرم پروتون و نوترون تقریباً یکسان است. m p ≈ m n، و جرم الکترون تقریبا 2000 برابر کمتر از جرم هر یک از آنها است، یعنی. m p /m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

از آنجایی که خاصیت اساسی یک اتم خنثی بودن الکتریکی آن است و بار یک الکترون برابر با بار یک پروتون است، از اینجا می‌توان نتیجه گرفت که تعداد الکترون‌های هر اتم برابر با تعداد پروتون‌ها است.

به عنوان مثال، جدول زیر ترکیب احتمالی اتم ها را نشان می دهد:

نوع اتم هایی با بار هسته ای یکسان، یعنی. با همان تعداد پروتون در هسته آنها عنصر شیمیایی نامیده می شود. بنابراین، از جدول بالا می توان نتیجه گرفت که اتم 1 و اتم 2 به یک عنصر شیمیایی و اتم 3 و اتم 4 متعلق به یک عنصر شیمیایی دیگر هستند.

هر عنصر شیمیایی نام و نماد خاص خود را دارد که به روش خاصی خوانده می شود. بنابراین، به عنوان مثال، ساده ترین عنصر شیمیایی که اتم های آن تنها حاوی یک پروتون در هسته است، "هیدروژن" نامیده می شود و با نماد "H" که به عنوان "خاکستر" خوانده می شود، نشان داده می شود و یک عنصر شیمیایی با یک بار هسته ای +7 (یعنی حاوی 7 پروتون) - "نیتروژن" دارای نماد "N" است که به عنوان "en" خوانده می شود.

همانطور که از جدول بالا می بینید، اتم های یک عنصر شیمیایی می توانند در تعداد نوترون های هسته شان متفاوت باشند.

اتم هایی که متعلق به یک عنصر شیمیایی هستند، اما تعداد نوترون ها و در نتیجه جرم متفاوتی دارند، ایزوتوپ نامیده می شوند.

به عنوان مثال، عنصر شیمیایی هیدروژن دارای سه ایزوتوپ است - 1 H، 2 H و 3 H. شاخص های 1، 2 و 3 بالای نماد H به معنای تعداد کل نوترون ها و پروتون ها هستند. آن ها با دانستن اینکه هیدروژن یک عنصر شیمیایی است که با این واقعیت مشخص می شود که در هسته اتم های آن یک پروتون وجود دارد، می توانیم نتیجه بگیریم که در ایزوتوپ 1H اصلا نوترون وجود ندارد (1-1 = 0). ایزوتوپ 2H - 1 نوترون (2-1=1) و در ایزوتوپ 3H - دو نوترون (3-1=2). از آنجایی که همانطور که قبلا ذکر شد، نوترون و پروتون دارای جرم یکسانی هستند و جرم الکترون در مقایسه با آنها ناچیز است، به این معنی است که ایزوتوپ 2H تقریباً دو برابر سنگین تر از ایزوتوپ 1H است و ایزوتوپ 3 ایزوتوپ H حتی سه برابر سنگین تر است. به دلیل پراکندگی زیاد در توده های ایزوتوپ های هیدروژن، ایزوتوپ های 2 H و 3 H حتی نام ها و نمادهای جداگانه ای داشتند که برای هیچ عنصر شیمیایی دیگر معمول نیست. ایزوتوپ 2H دوتریوم نام گرفت و نماد D و ایزوتوپ 3H نام تریتیوم و نماد T داده شد.

اگر جرم پروتون و نوترون را یکی بگیریم و جرم الکترون را نادیده بگیریم، در واقع شاخص بالا سمت چپ، علاوه بر تعداد کل پروتون ها و نوترون های اتم، جرم آن را نیز می توان در نظر گرفت. این شاخص عدد جرمی نامیده می شود و با نماد A مشخص می شود. از آنجایی که بار هسته هر پروتون با اتم مطابقت دارد و بار هر پروتون به طور معمول برابر با 1+ در نظر گرفته می شود، تعداد پروتون های هسته عدد شارژ (Z) نامیده می شود. با نشان دادن تعداد نوترون های یک اتم به صورت N، رابطه بین عدد جرمی، عدد بار و تعداد نوترون ها را می توان به صورت ریاضی به صورت زیر بیان کرد:

بر اساس مفاهیم مدرن، الکترون ماهیت دوگانه (ذره-موج) دارد. هم خواص ذره و هم موج را دارد. مانند یک ذره، یک الکترون دارای جرم و بار است، اما در عین حال، جریان الکترون ها، مانند یک موج، با توانایی پراش مشخص می شود.

برای توصیف حالت الکترون در اتم از مفاهیم مکانیک کوانتومی استفاده می شود که بر اساس آن الکترون مسیر حرکت خاصی ندارد و می تواند در هر نقطه ای از فضا قرار گیرد اما با احتمالات مختلف.

ناحیه ای از فضای اطراف هسته که در آن احتمال یافتن الکترون بیشتر است، اوربیتال اتمی نامیده می شود.

یک اوربیتال اتمی می تواند اشکال، اندازه ها و جهت گیری های متفاوتی داشته باشد. به اوربیتال اتمی ابر الکترونی نیز گفته می شود.

از نظر گرافیکی، یک اوربیتال اتمی معمولاً به عنوان یک سلول مربع نشان داده می شود:

مکانیک کوانتومی دارای یک دستگاه ریاضی بسیار پیچیده است، بنابراین، در چارچوب یک درس شیمی مدرسه، تنها پیامدهای نظریه مکانیک کوانتومی در نظر گرفته می شود.

با توجه به این پیامدها، هر اوربیتال اتمی و الکترون واقع در آن کاملاً با 4 عدد کوانتومی مشخص می شود.

• عدد کوانتومی اصلی، n، انرژی کل یک الکترون را در یک اوربیتال معین تعیین می کند. محدوده مقادیر عدد کوانتومی اصلی همه اعداد طبیعی هستند، یعنی. n = 1،2،3،4، 5 و غیره
• عدد کوانتومی مداری - l - شکل اوربیتال اتمی را مشخص می کند و می تواند هر عدد صحیحی را از 0 تا n-1 بگیرد، جایی که n، یادآوری، عدد کوانتومی اصلی است.

اوربیتال هایی با l = 0 نامیده می شوند س-اوربیتال ها. s-اوربیتال ها کروی شکل هستند و هیچ جهتی در فضا ندارند:

اوربیتال هایی با l = 1 نامیده می شوند اوربیتال های p. این اوربیتال ها به شکل یک شکل سه بعدی هشت هستند، یعنی. شکلی که با چرخاندن شکل هشت به دور یک محور تقارن به دست می‌آید و از نظر ظاهری شبیه یک دمبل است:

اوربیتال هایی با l = 2 نامیده می شوند اوربیتال های d، و با l = 3 - اوربیتال های f. ساختار آنها بسیار پیچیده تر است.

3) عدد کوانتومی مغناطیسی - ml - جهت گیری فضایی یک اوربیتال اتمی خاص را تعیین می کند و طرح ریزی تکانه زاویه ای مداری را بر روی جهت میدان مغناطیسی بیان می کند. عدد کوانتومی مغناطیسی ml مربوط به جهت اوربیتال نسبت به جهت بردار قدرت میدان مغناطیسی خارجی است و می تواند هر مقدار صحیحی را از -l تا +l بگیرد، از جمله 0، به عنوان مثال. تعداد کل مقادیر ممکن (2l+1) است. بنابراین، برای مثال، برای l = 0 m l = 0 (یک مقدار)، برای l = 1 m l = -1، 0، +1 (سه مقدار)، برای l = 2 m l = -2، -1، 0، + 1، +2 (پنج مقدار عدد کوانتومی مغناطیسی) و غیره.

بنابراین، برای مثال، اوربیتال های p، i.e. اوربیتال هایی با عدد کوانتومی مداری l = 1، که به شکل "شکل سه بعدی هشت" هستند، با سه مقدار از عدد کوانتومی مغناطیسی (-1، 0، +1) مطابقت دارند که به نوبه خود، مطابق با سه جهت عمود بر یکدیگر در فضا است.

4) عدد کوانتومی اسپین (یا به سادگی اسپین) - m s - به طور مشروط می تواند مسئول جهت چرخش الکترون در اتم در نظر گرفته شود؛ می تواند مقادیری به خود بگیرد. الکترون های با اسپین های مختلف با فلش های عمودی که در جهت های مختلف هدایت می شوند نشان داده می شوند: ↓ و .

مجموعه تمام اوربیتال های یک اتم که عدد کوانتومی اصلی یکسانی دارند، سطح انرژی یا پوسته الکترونی نامیده می شود. هر سطح انرژی دلخواه با مقداری عدد n از n 2 اوربیتال تشکیل شده است.

مجموعه ای از اوربیتال ها با مقادیر یکسان عدد کوانتومی اصلی و عدد کوانتومی مداری یک سطح فرعی انرژی را نشان می دهد.

هر سطح انرژی که مربوط به عدد کوانتومی اصلی n است، حاوی n سطح فرعی است. به نوبه خود، هر زیرسطح انرژی با عدد کوانتومی مداری l از (2l+1) اوربیتال تشکیل شده است. بنابراین، سطح فرعی s از یک اوربیتال s، سطح فرعی p از سه اوربیتال p، زیرسطح d از پنج اوربیتال d و زیرسطح f از هفت اوربیتال f تشکیل شده است. همانطور که قبلاً ذکر شد، یک اوربیتال اتمی اغلب با یک سلول مربعی نشان داده می شود، زیرسطح های s-، p-، d- و f را می توان به صورت گرافیکی به صورت زیر نشان داد:

هر اوربیتال مربوط به یک مجموعه کاملاً تعریف شده از سه عدد کوانتومی n، l و m l است.

توزیع الکترون ها در بین اوربیتال ها پیکربندی الکترون نامیده می شود.

پر شدن اوربیتال های اتمی با الکترون مطابق با سه شرط انجام می شود:

• اصل حداقل انرژی: الکترون ها اوربیتال ها را از پایین ترین سطح انرژی پر می کنند. ترتیب سطوح فرعی به ترتیب افزایش انرژی آنها به شرح زیر است: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

برای سهولت به خاطر سپردن این توالی پر کردن سطوح فرعی الکترونیکی، تصویر گرافیکی زیر بسیار راحت است:

• اصل پائولی: هر اوربیتال نمی تواند بیش از دو الکترون داشته باشد.

اگر در یک اوربیتال یک الکترون وجود داشته باشد، آن را جفت نشده و اگر دو عدد باشد، جفت الکترون نامیده می شود.

• قانون هوند: پایدارترین حالت یک اتم حالتی است که در آن در یک سطح فرعی، اتم حداکثر تعداد ممکن الکترون های جفت نشده را داشته باشد. این پایدارترین حالت اتم، حالت پایه نامیده می شود.

در واقع، موارد فوق به این معنی است که برای مثال، قرار دادن الکترون های 1، 2، 3 و 4 در سه اوربیتال سطح فرعی p به صورت زیر انجام می شود:

پرکردن اوربیتال های اتمی از هیدروژن که دارای عدد بار 1 است تا کریپتون (Kr) با عدد بار 36 به صورت زیر انجام می شود:

چنین نمایشی از ترتیب پر شدن اوربیتال های اتمی، نمودار انرژی نامیده می شود. بر اساس نمودارهای الکترونیکی عناصر منفرد، می توان فرمول های الکترونیکی (پیکربندی) آنها را یادداشت کرد. بنابراین، برای مثال، عنصری با 15 پروتون و در نتیجه، 15 الکترون، یعنی. فسفر (P) دارای نمودار انرژی زیر است:

هنگامی که به فرمول الکترونیکی تبدیل می شود، اتم فسفر به شکل زیر در می آید:

15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

اعداد اندازه نرمال در سمت چپ نماد تراز فرعی، عدد سطح انرژی را نشان می‌دهند، و اعداد بالای سمت راست نماد سطح فرعی، تعداد الکترون‌ها را در زیرسطح مربوطه نشان می‌دهند.

در زیر فرمول های الکترونیکی 36 عنصر اول جدول تناوبی توسط D.I. مندلیف.

همانطور که قبلا ذکر شد، در حالت پایه، الکترون ها در اوربیتال های اتمی بر اساس اصل حداقل انرژی قرار دارند. با این حال، در حضور اوربیتال های خالی p در حالت پایه اتم، اغلب با دادن انرژی اضافی به آن، اتم را می توان به حالت به اصطلاح برانگیخته منتقل کرد. به عنوان مثال، یک اتم بور در حالت پایه خود دارای یک پیکربندی الکترونیکی و یک نمودار انرژی به شکل زیر است:

و در حالت برانگیخته (*)، یعنی. هنگامی که مقداری انرژی به یک اتم بور داده می شود، پیکربندی الکترونی و نمودار انرژی آن به شکل زیر خواهد بود:

بسته به اینکه کدام سطح فرعی در اتم آخرین پر شده باشد، عناصر شیمیایی به s، p، d یا f تقسیم می شوند.

یافتن عناصر s، p، d و f در جدول D.I. مندلیف:

• عناصر s آخرین زیرسطح s را دارند که باید پر شوند. این عناصر شامل عناصر زیرگروه اصلی (در سمت چپ سلول جدول) گروه های I و II هستند.
• برای عناصر p، زیرسطح p پر شده است. عناصر p شامل شش عنصر آخر هر دوره به جز اول و هفتم و همچنین عناصر زیرگروه اصلی گروه III-VIII است.
• عناصر d در دوره های بزرگ بین عناصر s و p قرار می گیرند.
• عناصر f لانتانیدها و اکتینیدها نامیده می شوند. آنها در پایین جدول D.I ذکر شده اند. مندلیف.

از آنجایی که در طول واکنش های شیمیایی، هسته های اتم های واکنش دهنده بدون تغییر باقی می مانند (به استثنای تبدیل های رادیواکتیو)، خواص شیمیایی اتم ها به ساختار پوسته های الکترونیکی آنها بستگی دارد. تئوری ساختار الکترونیکی اتمبر اساس دستگاه مکانیک کوانتومی ساخته شده است. بنابراین، ساختار سطوح انرژی اتمی را می توان بر اساس محاسبات مکانیکی کوانتومی احتمالات یافتن الکترون در فضای اطراف هسته اتم به دست آورد. برنج. 4.5).

برنج. 4.5. طرح تقسیم سطوح انرژی به سطوح فرعی

مبانی تئوری ساختار الکترونیکی اتم به موارد زیر خلاصه می شود: وضعیت هر الکترون در یک اتم با چهار عدد کوانتومی مشخص می شود: عدد کوانتومی اصلی. n = 1، 2، 3، مداری (آزیموتال) l=0،1،2، n–1; مغناطیسی متر ل = -l، –1,0,1,  ل; چرخش متر س = -1/2, 1/2 .

مطابق با اصل پائولی، در یک اتم نمی توان دو الکترون با یک مجموعه چهار عدد کوانتومی وجود داشته باشد n، ل، م ل ، م س; مجموعه‌ای از الکترون‌ها با اعداد کوانتومی اصلی یکسان n لایه‌های الکترونی یا سطوح انرژی اتم را تشکیل می‌دهند که از هسته شماره‌گذاری شده و به صورت نشان داده می‌شوند. K، L، M، N، O، P، Q، و در لایه انرژی با مقدار معین nنمی تواند بیشتر از 2n 2 الکترون ها مجموعه ای از الکترون ها با اعداد کوانتومی یکسان nو ل, سطوح فرعی را تشکیل می دهند که به هنگام دور شدن از هسته به عنوان تعیین می شوند s، p، d، f.

تعیین احتمالی موقعیت الکترون در فضای اطراف هسته اتم با اصل عدم قطعیت هایزنبرگ مطابقت دارد. بر اساس مفاهیم مکانیک کوانتومی، یک الکترون در یک اتم مسیر حرکت خاصی ندارد و می تواند در هر بخشی از فضای اطراف هسته قرار گیرد و موقعیت های مختلف آن به عنوان ابر الکترونی با چگالی بار منفی معین در نظر گرفته می شود. فضای اطراف هسته که احتمال بیشتری برای یافتن الکترون در آن وجود دارد، نامیده می شود مداری. حدود 90 درصد از ابر الکترونی را شامل می شود. هر سطح فرعی 1s، 2s، 2pو غیره. مربوط به تعداد معینی از اوربیتال های یک شکل خاص است. مثلا، 1s- و 2s-اوربیتال ها کروی هستند و 2p-اوربیتال ها ( 2p ایکس ، 2 p y ، 2 p zاوربیتال ها) در جهات متقابل عمود هستند و شکل یک دمبل دارند ( برنج. 4.6).

برنج. 4.6. شکل و جهت اوربیتال های الکترونی.

در طی واکنش های شیمیایی، هسته اتم دستخوش تغییراتی نمی شود، فقط پوسته های الکترونیکی اتم ها تغییر می کنند که ساختار آن بسیاری از خواص عناصر شیمیایی را توضیح می دهد. بر اساس تئوری ساختار الکترونیکی اتم، معنای فیزیکی عمیق قانون تناوبی عناصر شیمیایی مندلیف ایجاد شد و تئوری پیوند شیمیایی ایجاد شد.

توجیه نظری سیستم تناوبی عناصر شیمیایی شامل داده هایی در مورد ساختار اتم است که وجود ارتباط بین تناوب تغییرات در خواص عناصر شیمیایی و تکرار دوره ای انواع مشابه پیکربندی های الکترونیکی اتم های آنها را تأیید می کند.

در پرتو دکترین ساختار اتم، تقسیم مندلیف از همه عناصر به هفت دوره موجه می شود: تعداد دوره مطابق با تعداد سطوح انرژی اتم های پر از الکترون است. در دوره های کوچک، با افزایش بار مثبت هسته های اتمی، تعداد الکترون ها در سطح خارجی افزایش می یابد (از 1 به 2 در دوره اول و از 1 به 8 در دوره دوم و سوم)، که توضیح می دهد تغییر در خواص عناصر: در ابتدای دوره (به جز اولی) فلز قلیایی وجود دارد، سپس تضعیف تدریجی خواص فلزی و تقویت خواص غیرفلزی مشاهده می شود. این الگو را می توان برای عناصر دوره دوم در ردیابی کرد جدول 4.2.

جدول 4.2.

در دوره‌های بزرگ، با افزایش بار هسته‌ها، پر کردن سطوح با الکترون‌ها دشوارتر می‌شود، که تغییر پیچیده‌تر در خواص عناصر را در مقایسه با عناصر دوره‌های کوچک توضیح می‌دهد.

ماهیت یکسان خواص عناصر شیمیایی در زیر گروه ها با ساختار مشابه سطح انرژی خارجی توضیح داده شده است، همانطور که در نشان داده شده است. جدول 4.3، توالی پر کردن سطوح انرژی با الکترون ها را برای زیر گروه های فلزات قلیایی نشان می دهد.

جدول 4.3.

شماره گروه معمولاً تعداد الکترون های یک اتم را نشان می دهد که می توانند در تشکیل پیوندهای شیمیایی شرکت کنند. این معنای فیزیکی شماره گروه است. در چهار مکان جدول تناوبی، عناصر به ترتیب افزایش جرم اتمی مرتب نشده اند: آرو ک,شرکتو نی,تیهو من,Thو پا. این انحرافات به عنوان نواقص جدول تناوبی عناصر شیمیایی در نظر گرفته شد. دکترین ساختار اتم این انحرافات را توضیح داد. تعیین تجربی بارهای هسته ای نشان داد که آرایش این عناصر با افزایش بار هسته آنها مطابقت دارد. علاوه بر این، تعیین تجربی بارهای هسته اتم امکان تعیین تعداد عناصر بین هیدروژن و اورانیوم و همچنین تعداد لانتانیدها را فراهم کرد. اکنون تمام مکان های جدول تناوبی در فاصله زمانی پر شده است Z=1قبل از Z=114با این حال، سیستم تناوبی کامل نیست، کشف عناصر ترانس اورانیوم جدید امکان پذیر است.

الکترون ها

مفهوم اتم در دنیای باستان برای تعیین ذرات ماده بوجود آمد. ترجمه شده از یونانی، اتم به معنای "تقسیم ناپذیر" است.

استونی فیزیکدان ایرلندی بر اساس آزمایشات به این نتیجه رسید که الکتریسیته توسط کوچکترین ذرات موجود در اتمهای همه عناصر شیمیایی حمل می شود. در سال 1891، استونی پیشنهاد کرد که این ذرات را الکترون بنامیم که در زبان یونانی به معنای "کهربا" است. چند سال پس از نامگذاری الکترون، فیزیکدان انگلیسی جوزف تامسون و فیزیکدان فرانسوی ژان پرین ثابت کردند که الکترون ها دارای بار منفی هستند. این کوچکترین بار منفی است که در شیمی یک (-1) در نظر گرفته می شود. تامسون حتی توانست سرعت الکترون را تعیین کند (سرعت الکترون در مدار با عدد مدار n نسبت معکوس دارد. شعاع مدارها به نسبت مربع عدد مدار افزایش می یابد. در اولین مدار اتم هیدروژن (n=1؛ Z=1) سرعت ≈ 2.2·106 m/s است، یعنی حدود صد برابر کمتر از سرعت نور c = 3·108 m/s) و جرم الکترون. (تقریبا 2000 برابر کمتر از جرم اتم هیدروژن است).

وضعیت الکترون ها در یک اتم

حالت یک الکترون در یک اتم به این صورت درک می شود مجموعه ای از اطلاعات در مورد انرژی یک الکترون خاص و فضایی که در آن قرار دارد. یک الکترون در یک اتم مسیر حرکتی ندارد، یعنی فقط می توانیم در مورد آن صحبت کنیم احتمال یافتن آن در فضای اطراف هسته.

این می تواند در هر قسمت از این فضای اطراف هسته قرار گیرد و مجموع موقعیت های مختلف آن به عنوان یک ابر الکترونی با چگالی بار منفی معین در نظر گرفته می شود. به طور تصویری، می‌توان چنین تصور کرد: اگر می‌توان موقعیت یک الکترون را در یک اتم پس از صدم یا میلیونم ثانیه عکس‌برداری کرد، آن‌گاه الکترون در چنین عکس‌هایی به صورت نقطه نشان داده می‌شد. اگر تعداد بی‌شماری از این قبیل عکس‌ها روی هم قرار می‌گرفتند، تصویر ابر الکترونی با بیشترین چگالی خواهد بود که در آن بیشترین نقاط وجود داشت.

فضای اطراف هسته اتم که احتمال بیشتری برای یافتن الکترون در آن وجود دارد، اوربیتال نامیده می شود. تقریبا شامل 90٪ ابر الکترونیکیو این بدان معناست که در حدود 90 درصد مواقع الکترون در این قسمت از فضا قرار دارد. آنها از نظر شکل متمایز می شوند 4 نوع اوربیتال شناخته شده در حال حاضرکه با لاتین مشخص می شوند حروف s، p، d و f. نمایش گرافیکی برخی از اشکال اوربیتال های الکترونی در شکل ارائه شده است.

مهمترین مشخصه حرکت یک الکترون در یک اوربیتال خاص است انرژی اتصال آن با هسته. الکترون هایی با مقادیر انرژی مشابه یک لایه الکترونی یا سطح انرژی را تشکیل می دهند. سطوح انرژی با شروع از هسته شماره گذاری می شوند - 1، 2، 3، 4، 5، 6 و 7.

عدد صحیح n که تعداد سطح انرژی را نشان می دهد، عدد کوانتومی اصلی نامیده می شود. این انرژی الکترون هایی را که سطح انرژی معینی را اشغال می کنند، مشخص می کند. الکترون های اولین سطح انرژی، نزدیک ترین به هسته، کمترین انرژی را دارند.در مقایسه با الکترون‌های سطح اول، الکترون‌های سطوح بعدی با منبع زیادی انرژی مشخص می‌شوند. در نتیجه، الکترون‌های سطح بیرونی کمترین میزان اتصال را به هسته اتم دارند.

بیشترین تعداد الکترون در سطح انرژی با فرمول تعیین می شود:

N = 2n 2،

که در آن N حداکثر تعداد الکترون است. n عدد سطح یا عدد کوانتومی اصلی است. در نتیجه، در اولین سطح انرژی نزدیک به هسته، بیش از دو الکترون نمی تواند وجود داشته باشد. در دوم - نه بیشتر از 8؛ در سوم - نه بیشتر از 18؛ در چهارم - نه بیشتر از 32.

با شروع از سطح انرژی دوم (n = 2)، هر یک از سطوح به سطوح فرعی (زیر لایه ها) تقسیم می شوند که در انرژی اتصال با هسته کمی با یکدیگر متفاوت هستند. تعداد سطوح فرعی برابر با مقدار عدد کوانتومی اصلی است: اولین سطح انرژی یک سطح فرعی دارد. دوم - دو؛ سوم - سه؛ چهارم - چهار زیرسطح. سطوح فرعی نیز به نوبه خود توسط اوربیتال ها تشکیل می شوند. هر مقدارn مربوط به تعداد اوربیتال ها برابر با n است.

سطوح فرعی معمولاً با حروف لاتین و همچنین شکل اوربیتال هایی که از آن تشکیل شده اند نشان داده می شوند: s, p, d, f.

پروتون ها و نوترون ها

اتم هر عنصر شیمیایی با یک منظومه شمسی کوچک قابل مقایسه است. بنابراین، این مدل از اتم که توسط E. Rutherford ارائه شده است، نامیده می شود سیاره ای.

هسته اتم که کل جرم اتم در آن متمرکز است از دو نوع ذرات تشکیل شده است - پروتون ها و نوترون ها.

پروتون ها دارای باری برابر با بار الکترون ها، اما مخالف علامت (1+) و جرمی برابر با جرم اتم هیدروژن هستند (در شیمی یک در نظر گرفته می شود). نوترون ها باری ندارند، آنها خنثی هستند و جرمی برابر با جرم یک پروتون دارند.

پروتون ها و نوترون ها با هم نوکلئون نامیده می شوند (از هسته لاتین - هسته). به مجموع تعداد پروتون ها و نوترون های یک اتم عدد جرمی می گویند. به عنوان مثال، عدد جرمی یک اتم آلومینیوم:

13 + 14 = 27

تعداد پروتون 13، تعداد نوترون 14، جرم 27

از آنجایی که می توان از جرم الکترون که به طور ناچیزی کوچک است چشم پوشی کرد، بدیهی است که کل جرم اتم در هسته متمرکز شده است. الکترونها e - نامگذاری می شوند.

از آنجایی که اتم خنثی الکتریکی، همچنین مشخص است که تعداد پروتون ها و الکترون های یک اتم یکسان است. برابر است با شماره سریال عنصر شیمیایی که در جدول تناوبی به آن اختصاص داده شده است. جرم یک اتم از جرم پروتون و نوترون تشکیل شده است. با دانستن عدد اتمی عنصر (Z)، یعنی تعداد پروتون‌ها و عدد جرمی (A) برابر با مجموع تعداد پروتون‌ها و نوترون‌ها، می‌توانید با استفاده از فرمول تعداد نوترون‌ها (N) را پیدا کنید. :

N = A - Z

به عنوان مثال، تعداد نوترون های یک اتم آهن برابر است با:

56 — 26 = 30

ایزوتوپ ها

انواع اتم های یک عنصر که دارای بار هسته ای یکسان اما اعداد جرمی متفاوت هستند نامیده می شوند ایزوتوپ ها. عناصر شیمیایی موجود در طبیعت مخلوطی از ایزوتوپ ها هستند. بنابراین، کربن دارای سه ایزوتوپ با جرم های 12، 13، 14 است. اکسیژن - سه ایزوتوپ با جرم‌های 16، 17، 18 و غیره. جرم اتمی نسبی یک عنصر شیمیایی معمولاً در جدول تناوبی داده می‌شود، مقدار متوسط ​​جرم اتمی مخلوط طبیعی ایزوتوپ‌های یک عنصر با در نظر گرفتن فراوانی نسبی آنها در طبیعت خواص شیمیایی ایزوتوپ های اکثر عناصر شیمیایی دقیقاً یکسان است. با این حال، خواص ایزوتوپ های هیدروژن به دلیل افزایش چند برابری چشمگیر در جرم اتمی نسبی آنها، بسیار متفاوت است. حتی به آنها اسامی فردی و نمادهای شیمیایی داده می شود.

عناصر دوره اول

نمودار ساختار الکترونیکی اتم هیدروژن:

نمودارهای ساختار الکترونیکی اتم ها توزیع الکترون ها را در میان لایه های الکترونیکی (سطوح انرژی) نشان می دهد.

فرمول الکترونیکی گرافیکی اتم هیدروژن (توزیع الکترون ها را بر اساس سطوح انرژی و سطوح فرعی نشان می دهد):

فرمول‌های الکترونیکی گرافیکی اتم‌ها توزیع الکترون‌ها را نه تنها در بین سطوح و سطوح فرعی، بلکه در بین اوربیتال‌ها نیز نشان می‌دهند.

در یک اتم هلیوم، اولین لایه الکترونی کامل است - دارای 2 الکترون است. هیدروژن و هلیوم عناصر s هستند. اوربیتال s این اتم ها با الکترون پر شده است.

برای همه عناصر دوره دوم اولین لایه الکترونیکی پر شده استو الکترونها اوربیتالهای s و p لایه الکترونی دوم را مطابق با اصل کمترین انرژی (اول s و سپس p) و قوانین پائولی و هوند پر می کنند.

در اتم نئون، لایه الکترونی دوم کامل است - 8 الکترون دارد.

برای اتم‌های عناصر دوره سوم، لایه‌های الکترونیکی اول و دوم تکمیل می‌شوند، بنابراین لایه الکترونیکی سوم پر می‌شود که در آن الکترون‌ها می‌توانند زیرسطح‌های 3s-، 3p- و 3d را اشغال کنند.

اتم منیزیم مدار الکترونی 3s خود را کامل می کند. Na و Mg عناصر s هستند.

در آلومینیوم و عناصر بعدی، زیرسطح 3p با الکترون پر می شود.

عناصر دوره سوم دارای مدارهای سه بعدی پر نشده هستند.

همه عناصر از Al تا Ar عناصر p هستند. عناصر s و p زیر گروه های اصلی جدول تناوبی را تشکیل می دهند.

عناصر دوره چهارم - هفتم

چهارمین لایه الکترونی در اتم‌های پتاسیم و کلسیم ظاهر می‌شود و زیرسطح 4s پر می‌شود، زیرا انرژی کمتری نسبت به سطح فرعی 3d دارد.

عناصر K، Ca - s موجود در زیر گروه های اصلی. برای اتم های Sc تا Zn، سطح فرعی 3d با الکترون ها پر شده است. این عناصر سه بعدی هستند. آنها در زیر گروه های ثانویه قرار می گیرند، بیرونی ترین لایه الکترونیکی آنها پر شده است و به عنوان عناصر انتقال طبقه بندی می شوند.

به ساختار پوسته های الکترونیکی اتم های کروم و مس توجه کنید. در آنها، یک الکترون از 4s به سطح فرعی 3d "شکست" می‌یابد، که با پایداری انرژی بیشتر پیکربندی‌های الکترونیکی 3d 5 و 3d 10 توضیح داده می‌شود:

در اتم روی، سومین لایه الکترونی کامل است - تمام سطوح فرعی 3s، 3p و 3d در آن پر شده اند، در مجموع 18 الکترون دارند. در عناصر بعد از روی، لایه چهارم الکترونی، زیرسطح 4p، همچنان پر می شود.

عناصر از Ga تا Kr، عناصر p هستند.

اتم کریپتون دارای یک لایه بیرونی (چهارم) است که کامل است و دارای 8 الکترون است. اما در مجموع 32 الکترون در لایه الکترونی چهارم وجود دارد. اتم کریپتون هنوز دارای سطوح فرعی 4d و 4f پر نشده است.برای عناصر دوره پنجم، سطوح فرعی به ترتیب زیر پر می شوند: 5s - 4d - 5p. و همچنین استثنائات مربوط به " شکست» الکترون ها، y 41 Nb، 42 Mo، 44 Ru، 45 Rh، 46 Pd، 47 Ag.

در دوره‌های ششم و هفتم، عناصر f ظاهر می‌شوند، یعنی عناصری که به ترتیب زیرسطح‌های 4f و 5f سومین لایه الکترونیکی بیرونی پر می‌شوند.

عناصر 4f لانتانید نامیده می شوند.

عناصر 5f را اکتینیدها می نامند.

ترتیب پر کردن سطوح فرعی الکترونیکی در اتم های عناصر دوره ششم: 55 Cs و 56 عنصر Ba - 6s. 57 La … 6s 2 5d x - 5d عنصر; 58 Ce - 71 Lu - عناصر 4f; 72 Hf - 80 Hg - عناصر 5d. عناصر 81 T1 - 86 Rn - 6d. اما در اینجا نیز عناصری وجود دارد که در آنها ترتیب پر کردن اوربیتال‌های الکترونیکی "نقض" می‌شود، که برای مثال، با پایداری انرژی بیشتر زیرسطح‌های f نیمه و کاملاً پر، یعنی nf 7 و nf 14 همراه است. بسته به اینکه آخرین سطح اتم با الکترون ها پر شده باشد، همه عناصر به چهار خانواده یا بلوک الکترونی تقسیم می شوند:

• عناصر s. زیرسطح s سطح بیرونی اتم با الکترون پر شده است. عناصر s شامل هیدروژن، هلیوم و عناصر زیرگروه های اصلی گروه های I و II هستند.

• عناصر p. زیرسطح p سطح بیرونی اتم با الکترون پر شده است. عناصر p شامل عناصر زیرگروه های اصلی گروه های III-VIII هستند.

• عناصر d. زیرسطح d سطح ماقبل خارجی اتم با الکترون پر شده است. عناصر d شامل عناصر زیرگروه های ثانویه گروه های I-VIII، یعنی عناصر پلاگین دهه های دوره های بزرگی هستند که بین عناصر s و p قرار دارند. به آنها عناصر انتقالی نیز گفته می شود.

• عناصر f. زیرسطح f سومین سطح بیرونی اتم با الکترون پر شده است. اینها شامل لانتانیدها و آنتی نویدها می شوند.

فیزیکدان سوئیسی دبلیو پاولی در سال 1925 ثابت کرد که در یک اتم در یک اوربیتال نمی توان بیش از دو الکترون با اسپین های مخالف (ضد موازی) (که از انگلیسی به عنوان "اسپیندل" ترجمه شده است) وجود داشته باشد، یعنی دارای ویژگی هایی باشد که به طور مشروط قابل تصور باشد. مانند چرخش یک الکترون حول محور فرضی خود: در جهت عقربه های ساعت یا خلاف جهت عقربه های ساعت.

این اصل نامیده می شود اصل پائولی. اگر یک الکترون در اوربیتال وجود داشته باشد، آن را جفت نشده می نامند، اگر دو الکترون باشد، اینها الکترون های جفتی هستند، یعنی الکترون هایی با اسپین های مخالف. شکل، نموداری از تقسیم سطوح انرژی به سطوح فرعی و ترتیب پر شدن آنها را نشان می دهد.

اغلب، ساختار پوسته های الکترونیکی اتم ها با استفاده از سلول های انرژی یا کوانتومی به تصویر کشیده می شود - به اصطلاح فرمول های الکترونیکی گرافیکی نوشته شده است. برای این علامت گذاری، از نماد زیر استفاده می شود: هر سلول کوانتومی توسط سلولی مشخص می شود که مربوط به یک مدار است. هر الکترون با یک فلش مربوط به جهت اسپین نشان داده می شود. هنگام نوشتن فرمول الکترونیکی گرافیکی، باید دو قانون را به خاطر بسپارید: اصل پائولی و قاعده F. Hund، طبق آن الکترون ها ابتدا سلول های آزاد را در یک زمان اشغال می کنند و دارای ارزش اسپین یکسان هستند و فقط پس از آن جفت می شوند ، اما اسپین ها طبق اصل پائولی قبلاً جهت مخالف خواهند بود.

قانون هوند و اصل پائولی

قانون هوند- یک قانون شیمی کوانتومی که ترتیب پر شدن اوربیتال های یک زیرلایه خاص را تعیین می کند و به صورت زیر فرموله می شود: مقدار کل تعداد کوانتومی اسپین الکترون های یک زیرلایه معین باید حداکثر باشد. فرموله شده توسط فردریش هوند در سال 1925.

یعنی در هر یک از اوربیتال های زیرلایه ابتدا یک الکترون پر می شود و تنها پس از اتمام اوربیتال های پر نشده، الکترون دوم به این اوربیتال اضافه می شود. در این حالت در یک اوربیتال دو الکترون با اسپین های نیمه صحیح علامت مخالف وجود دارد که جفت می شوند (یک ابر دو الکترونی تشکیل می دهند) و در نتیجه اسپین کل اوربیتال برابر با صفر می شود.

جمله بندی دیگر: انرژی کمتر عبارت اتمی است که دو شرط برای آن برقرار است.

1. تعدد حداکثر است
2. وقتی کثرت ها منطبق شوند، تکانه کل مداری L حداکثر است.

اجازه دهید این قانون را با استفاده از مثال پر کردن اوربیتال‌های زیرسطح p تحلیل کنیم پ-عناصر دوره دوم (یعنی از بور تا نئون (در نمودار زیر خطوط افقی نشان دهنده اوربیتال ها، فلش های عمودی نشان دهنده الکترون ها و جهت فلش جهت گیری اسپین را نشان می دهد).

حکومت کلچکوفسکی

قانون کلچکوفسکی -با افزایش تعداد کل الکترون‌ها در اتم‌ها (با افزایش بار هسته‌های آنها یا تعداد سریال عناصر شیمیایی)، اوربیتال‌های اتمی به‌گونه‌ای پر می‌شوند که ظهور الکترون‌ها در اوربیتالی با انرژی بالاتر بستگی دارد. فقط روی عدد کوانتومی اصلی n و به همه اعداد کوانتومی دیگر، از جمله از l، بستگی ندارد. از نظر فیزیکی، این بدان معنی است که در یک اتم هیدروژن مانند (در صورت عدم وجود دافعه بین الکترون)، انرژی مداری یک الکترون تنها با فاصله مکانی چگالی بار الکترون از هسته تعیین می شود و به ویژگی های آن بستگی ندارد. حرکت در میدان هسته

قانون تجربی کلچکوفسکی و طرح ترتیبی که از آن به دست می آید تنها در دو مورد مشابه با توالی انرژی واقعی اوربیتال های اتمی تا حدودی متناقض است: برای اتم های Cr، Cu، Nb، Mo، Ru، Rh، Pd، Ag، Pt، Au. ، یک "شکست" یک الکترون با s وجود دارد - زیرسطح لایه بیرونی با لایه فرعی d لایه قبلی جایگزین می شود که منجر به وضعیت انرژی پایدارتر اتم می شود ، یعنی: پس از پر کردن مدار 6 با دو. الکترون ها س

اتم کوچکترین ذره ماده است که از یک هسته و الکترون تشکیل شده است. ساختار پوسته های الکترونیکی اتم ها با موقعیت عنصر در جدول تناوبی عناصر شیمیایی توسط D.I. مندلیف تعیین می شود.

الکترون و پوسته الکترونی یک اتم

یک اتم که عموماً خنثی است از یک هسته با بار مثبت و یک پوسته الکترونی با بار منفی (ابر الکترونی) تشکیل شده است که مجموع بارهای مثبت و منفی در مقدار مطلق برابر است. هنگام محاسبه جرم اتمی نسبی، جرم الکترون ها در نظر گرفته نمی شود، زیرا ناچیز و 1840 برابر کمتر از جرم یک پروتون یا نوترون است.

برنج. 1. اتم.

الکترون یک ذره کاملا منحصر به فرد است که ماهیت دوگانه دارد: هم ویژگی موج و هم ذره را دارد. آنها به طور مداوم در اطراف هسته حرکت می کنند.

فضای اطراف هسته که احتمال یافتن الکترون در آن به احتمال زیاد وجود دارد، اوربیتال الکترونی یا ابر الکترونی نامیده می شود. این فضا شکل خاصی دارد که با حروف s-، p-، d- و f- مشخص می شود. اوربیتال الکترون S شکل کروی دارد، اوربیتال p به شکل یک دمبل یا یک شکل سه بعدی هشت است، شکل اوربیتال های d و f بسیار پیچیده تر است.

برنج. 2. اشکال اوربیتال های الکترونی.

در اطراف هسته، الکترون ها در لایه های الکترونی قرار گرفته اند. هر لایه با فاصله از هسته و انرژی آن مشخص می شود، به همین دلیل است که لایه های الکترونیکی اغلب سطوح انرژی الکترونیکی نامیده می شوند. هر چه سطح به هسته نزدیکتر باشد، انرژی الکترون های موجود در آن کمتر می شود. یک عنصر از نظر تعداد پروتون های هسته اتم و بر این اساس در تعداد الکترون ها با دیگری متفاوت است. در نتیجه، تعداد الکترون‌های لایه الکترونی یک اتم خنثی برابر با تعداد پروتون‌های موجود در هسته این اتم است. هر عنصر بعدی یک پروتون بیشتر در هسته خود و یک الکترون بیشتر در لایه الکترونی خود دارد.

الکترون تازه وارد اوربیتال با کمترین انرژی را اشغال می کند. با این حال، حداکثر تعداد الکترون در هر سطح با فرمول تعیین می شود:

که در آن N حداکثر تعداد الکترون ها و n تعداد سطح انرژی است.

سطح اول فقط می تواند 2 الکترون داشته باشد، سطح دوم می تواند 8 الکترون داشته باشد، سطح سوم می تواند 18 الکترون داشته باشد و سطح چهارم می تواند 32 الکترون داشته باشد. سطح بیرونی یک اتم نمی تواند بیش از 8 الکترون داشته باشد: به محض اینکه تعداد الکترون ها به 8 برسد، سطح بعدی، دورتر از هسته، شروع به پر شدن می کند.

ساختار پوسته های الکترونیکی اتم ها

هر عنصر در یک دوره خاص قرار دارد. پریود مجموعه ای افقی از عناصر است که به ترتیب بار فزاینده هسته اتم هایشان مرتب شده اند که با یک فلز قلیایی شروع و با یک گاز بی اثر ختم می شود. سه دوره اول جدول کوچک هستند و دوره بعدی که از دوره چهارم شروع می شود بزرگ هستند که از دو ردیف تشکیل شده است. تعداد دوره ای که عنصر در آن قرار دارد معنای فیزیکی دارد. این بدان معناست که در یک اتم هر عنصر از یک دوره معین، چند سطح انرژی الکترونیکی وجود دارد. بنابراین عنصر کلر کلر در دوره سوم قرار دارد، یعنی پوسته الکترونی آن دارای سه لایه الکترونیکی است. کلر در گروه هفتم جدول و در زیر گروه اصلی قرار دارد. زیر گروه اصلی ستونی است که در هر گروه با دوره 1 یا 2 شروع می شود.

بنابراین، وضعیت لایه های الکترونی اتم کلر به این صورت است: عدد اتمی عنصر کلر 17 است، به این معنی که اتم دارای 17 پروتون در هسته و 17 الکترون در لایه الکترونی است. در سطح 1 فقط 2 الکترون می تواند وجود داشته باشد، در سطح 3 - 7 الکترون، زیرا کلر در زیر گروه اصلی گروه VII است. سپس در سطح 2 وجود دارد: 17-2-7 = 8 الکترون.