الکترونها

مفهوم اتم در جهان باستان برای نشان دادن ذرات ماده بوجود آمده است. اتم به معنای "تجزیه ناپذیر" از یونانی ترجمه شده است.

استونی ، فیزیکدان ایرلندی ، بر اساس آزمایشات به این نتیجه رسید که الکتریسیته توسط کوچکترین ذراتی که در اتمهای همه عناصر شیمیایی وجود دارد ، حمل می شود. در سال 1891 ، استونی پیشنهاد کرد که این ذرات را الکترون بنامند ، که در یونانی به معنی "کهربا" است. چند سال پس از نامگذاری الکترون ، فیزیکدان انگلیسی جوزف تامسون و فیزیکدان فرانسوی ژان پرن ثابت کردند که الکترونها دارای بار منفی هستند. این کوچکترین بار منفی است که در شیمی به عنوان واحد (-1) در نظر گرفته می شود. تامسون حتی موفق شد سرعت حرکت یک الکترون را تعیین کند (سرعت الکترون در مدار با تعداد مدار n متناسب است. شعاع مدارها متناسب با مربع تعداد مدار است. در اولین مدار اتم هیدروژن (n = 1 ؛ Z = 1) ، سرعت 2.2 ≈ · 106 m / c 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 الکترونها در یک اتم

حالت الکترون در یک اتم به صورت زیر درک می شود مجموعه ای از اطلاعات در مورد انرژی یک الکترون خاص و فضایی که در آن قرار دارد... الکترون موجود در اتم خط سیر حرکت ندارد ، یعنی فقط می توان در مورد آن صحبت کرد احتمال یافتن آن در فضای اطراف هسته.

می توان آن را در هر قسمتی از این فضای اطراف هسته و کلیت آن قرار داد مفاد مختلفبه عنوان یک ابر الکترون با چگالی بار منفی مشخص در نظر گرفته می شود. از نظر تصویری ، این را می توان به صورت زیر تصور کرد: اگر بعد از صدم یا میلیون ها ثانیه امکان عکس برداری از موقعیت الکترون در اتم وجود داشته باشد ، همانطور که در پایان عکس ، الکترون در چنین عکس هایی به صورت نقطه نمایش داده می شود. به همپوشانی بی شماری از این قبیل عکس ها منجر به ایجاد تصویری از ابر الکترون با بیشترین چگالی در بیشتر نقاط مذکور می شود.

فضای اطراف هسته اتمی، که در آن به احتمال زیاد الکترون وجود دارد ، مداری نامیده می شود. تقریباً شامل می شود 90٪ ابر الکترونیکی، و این بدان معناست که حدود 90 درصد زمان الکترون در این قسمت از فضا است. از نظر شکل تمایز قائل شوید 4 نوع مداری که در حال حاضر شناخته شده است، که با لاتین نشان داده شده است s ، p ، d و f... نمای گرافیکی برخی از اشکال مداری الکترون در شکل نشان داده شده است.

مهمترین ویژگی حرکت الکترون در مداری خاص این است انرژی اتصال آن با هسته... الکترون هایی با مقادیر انرژی مشابه ، یک لایه الکترونیکی واحد یا یک سطح انرژی را تشکیل می دهند. سطوح انرژی از هسته شمارش می شوند - 1 ، 2 ، 3 ، 4 ، 5 ، 6 و 7.

عدد صحیح n ، که نشان دهنده تعداد سطح انرژی است ، عدد اصلی کوانتومی نامیده می شود. این ویژگی انرژی الکترونهایی است که سطح انرژی معینی را اشغال می کنند. کمترین انرژی را الکترونهای سطح اول انرژی ، که نزدیکترین به هسته است ، دارند.در مقایسه با الکترونهای سطح اول ، الکترونهای سطوح بعدی با مقدار زیادی انرژی مشخص می شوند. در نتیجه ، الکترونهای سطح بیرونی کمترین محکم را به هسته اتم وصل کرده اند.

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

N = 2n 2 ،

جایی که N حداکثر تعداد الکترون است ؛ n عدد سطح یا عدد اصلی کوانتومی است. در نتیجه ، در اولین سطح انرژی نزدیک به هسته ، بیش از دو الکترون وجود ندارد. در دوم - بیش از 8 ؛ در سوم - بیش از 18 ؛ در چهارم - حداکثر 32.

با شروع از سطح دوم انرژی (n = 2) ، هر یک از سطوح به زیر سطوح (زیر لایه ها) تقسیم می شوند ، که از نظر انرژی اتصال با هسته کمی با یکدیگر تفاوت دارند. تعداد زیر سطوح برابر با عدد اصلی کوانتومی است: اولین سطح انرژی دارای یک زیر سطح است. دوم - دو ؛ سوم سه است ؛ چهارم - چهار سطح زیر. سطوح فرعی نیز به نوبه خود توسط مداری شکل می گیرند. به هر ارزشیn مربوط به تعداد مدارهای برابر با n است.

سطوح فرعی معمولاً با حروف لاتین و همچنین شکل مداری که از آنها تشکیل شده است نشان داده می شوند: s ، p ، d ، f.

پروتون ها و نوترون ها

هر اتمی عنصر شیمیاییقابل مقایسه با یک ریز منظومه شمسی... بنابراین ، چنین مدلی از اتم ، پیشنهاد شده توسط E. Rutherford ، نامیده می شود سیاره ای.

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

پروتون ها دارای بار مساوی با بار الکترون ها ، اما مخالف علامت (+1) و جرمی برابر با جرم اتم هیدروژن هستند (در شیمی به عنوان واحد در نظر گرفته می شود). نوترونها هیچ بار حامل ندارند ، آنها خنثی هستند و جرمی برابر پروتون دارند.

پروتون ها و نوترون ها در مجموع 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 اتم آلومینیوم:

13 + 14 = 27

تعداد پروتون 13 ، تعداد نوترون 14 ، جرم شماره 27

از آنجا که می توان از جرم الکترون که ناچیز است غفلت کرد ، بدیهی است که کل جرم اتم در هسته متمرکز شده است. الکترونها مخفف e -هستند.

از آنجا که اتم از نظر الکتریکی خنثی، همچنین بدیهی است که تعداد پروتون ها و الکترون های یک اتم یکسان است. برابر است با عدد ترتیبی یک عنصر شیمیایی که در جدول تناوبی به آن اختصاص داده شده است. جرم اتم از جرم پروتون و نوترون تشکیل شده است. با دانستن عدد ترتیبی عنصر (Z) ، یعنی تعداد پروتون ها و عدد جرمی (A) برابر مجموع اعداد پروتون ها و نوترون ها ، می توانیم تعداد نوترون ها (N) را با فرمول زیر بیابیم:

N = A - Z

به عنوان مثال ، تعداد نوترونهای یک اتم آهن به شرح زیر است:

56 — 26 = 30

ایزوتوپ ها

به انواع اتم های یک عنصر ، دارای بار هسته ای یکسان ، اما تعداد جرمی متفاوت ، گفته می شود ایزوتوپ ها... عناصر شیمیایی طبیعی موجود ترکیبی از ایزوتوپ ها هستند. بنابراین ، کربن دارای سه ایزوتوپ با جرم 12 ، 13 ، 14 است. اکسیژن - سه ایزوتوپ با جرم 16 ، 17 ، 18 و غیره که معمولاً در جدول تناوبی آورده شده است ، جرم اتمی نسبی یک عنصر شیمیایی مقدار متوسط ​​جرم اتمی است. مخلوط طبیعیایزوتوپهای یک عنصر معین ، با در نظر گرفتن محتوای نسبی آنها در طبیعت. خواص شیمیایی ایزوتوپهای اکثر عناصر شیمیایی دقیقاً یکسان است. با این حال ، ایزوتوپهای هیدروژن به دلیل افزایش چند برابری در جرم اتمی نسبی ، از نظر خواص بسیار متفاوت هستند. حتی به آنها نامهای فردی و علائم شیمیایی داده شده است.

عناصر دوره اول

نمودار ساختار الکترونیکی اتم هیدروژن:

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

فرمول الکترونیکی گرافیکی اتم هیدروژن (توزیع الکترونها بر اساس سطوح انرژی و سطوح زیر را نشان می دهد):

فرمول های الکترونیکی گرافیکی اتم ها توزیع الکترون ها را نه تنها در سطوح و زیر سطوح ، بلکه در مدارها نیز نشان می دهند.

در اتم هلیوم ، اولین لایه الکترون کامل است - 2 الکترون در آن وجود دارد. هیدروژن و هلیوم - عناصر s ؛ مدار مدار این اتمها پر از الکترون است.

همه عناصر دوره دوم اولین لایه الکترون پر است، و الکترونها مطابق اصل حداقل انرژی (اول s و سپس p) و قوانین پائولی و هوند ، مدارهای s- و p لایه دوم الکترون را پر می کنند.

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

برای اتم های عناصر دوره سوم ، لایه های الکترون اول و دوم تکمیل می شوند ، بنابراین ، لایه سوم الکترون پر می شود ، که در آن الکترون ها می توانند سطوح فرعی 3s ، 3p و 3d را اشغال کنند.

در اتم منیزیم ، مدار الکترون 3s در حال تکمیل است. Na و Mg عناصر s هستند.

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

برای عناصر دوره سوم ، مداری سه بعدی پر نشده باقی می ماند.

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

در اتم های پتاسیم و کلسیم ، یک لایه الکترون چهارم ظاهر می شود ، سطح زیر 4s پر می شود ، زیرا انرژی کمتری نسبت به سطح زیر 3 بعدی دارد.

K ، Ca - عناصر موجود در زیرگروه های اصلی. در اتم های Sc تا Zn ، سطح زیر 3 بعدی با الکترون پر می شود. اینها عناصر سه بعدی هستند. آنها در زیرگروه های جانبی گنجانده شده اند ، لایه الکترونیکی قبل از خارجی آنها پر شده است ، آنها به عنوان عناصر گذار نامیده می شوند.

به ساختار پوسته های الکترونی اتم های کروم و مس توجه کنید. در آنها یک "افت" یک الکترون از 4s- به 3-زیر سطح وجود دارد ، که با ثبات بیشتر انرژی پیکربندی های الکترونیکی حاصله 3d 5 و 3d 10 توضیح داده می شود:

در اتم روی ، سومین لایه الکترونیکی کامل است - تمام سطوح زیرسطحی 3s ، 3p و 3d در آن پر شده است ، در مجموع 18 الکترون روی آنها قرار دارد. در عناصر زیر روی ، لایه الکترونی چهارم ، سطح 4p ، همچنان پر می شود.

عناصر از Ga تا Kr عناصر p هستند.

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

در دوره های ششم و هفتم ، عناصر f ظاهر می شوند ، یعنی عناصری که به ترتیب پر شدن سطوح زیر 4f- و 5f- زیر لایه سوم الکترون الکترون در آنها صورت می گیرد.

عناصر 4f لانتانید نامیده می شوند.

عناصر 5f را اکتینید می نامند.

ترتیب پر کردن سطوح زیر الکترونیکی در اتمهای عناصر دوره ششم: 55 عنصر Cs و 56 عنصر Ba - 6s. 57 La… 6s 2 5d x - 5d -element؛ 58 Ce - 71 Lu - 4f -elements؛ 72 Hf - 80 Hg - عناصر 5d ؛ 81 Т1 - 86 Rn - عناصر 6d. اما حتی در اینجا عناصری وجود دارد که در آنها ترتیب پر شدن مدارهای الکترون "نقض" می شود ، که به عنوان مثال ، با ثبات انرژی بالاتری از نصف و سطوح f کامل زیر پر ، یعنی nf 7 و nf 14 همراه است. بسته به اینکه کدام سطح زیر اتم با الکترون پر شده است ، همه عناصر به چهار خانواده الکترونیکی یا بلوک تقسیم می شوند:

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

• عناصر p... سطح زیر سطح اتم با الکترون پر شده است. عناصر p شامل عناصر زیر گروههای اصلی گروههای III-VIII هستند.

• عناصر d... زیر سطح d سطح زیر اتم با الکترون پر شده است. d- عناصر شامل عناصر زیرگروه های ثانویه گروه های I-VIII هستند ، یعنی عناصری از دهها دوره طولانی وارد شده بین عناصر s- و p. آنها همچنین عناصر گذار نامیده می شوند.

• عناصر f... سطح f زیر سطح سوم اتم با الکترون پر شده است. اینها شامل لانتانیدها و آنتی اسیدها هستند.

در سال 1925 فیزیکدان سوئیسی دبلیو پائولی ثابت کرد که در یک اتم در یک مداری نمی توان بیش از دو الکترون دارای اسپین مخالف (ضد موازی) (ترجمه شده از انگلیسی - "spindle") است ، یعنی دارای ویژگی هایی است که به طور معمول ، شما می تواند تصور کند که چگونه یک الکترون حول محور خیالی خود می چرخد: در جهت عقربه های ساعت یا خلاف جهت عقربه های ساعت.

این اصل نامیده می شود اصل پاولی... اگر یک الکترون در مدار باشد ، آن را جفت نمی نامند ، اگر دو ، اینها الکترون های زوجی هستند ، یعنی الکترون هایی با چرخش مخالف. شکل نمودار تقسیم سطوح انرژی به زیر سطوح و ترتیب پر شدن آنها را نشان می دهد.

اغلب ، ساختار پوسته های الکترونی اتم ها با استفاده از انرژی یا سلول های کوانتومی به تصویر کشیده می شود - به اصطلاح فرمول های الکترونیکی گرافیکی نوشته شده است. برای این نشانه گذاری ، از علامت زیر استفاده می شود: هر سلول کوانتومی توسط یک سلول که مربوط به یک مداری است تعیین شده است. هر الکترون با یک فلش مربوط به جهت چرخش نشان داده می شود. هنگام نوشتن فرمول الکترونیکی گرافیکی ، دو قانون را باید در نظر داشت: اصل پاولی و قاعده اف هوند، که بر اساس آن الکترونها ابتدا سلولهای آزاد را یک به یک اشغال می کنند و دارای مقدار اسپین یکسانی هستند و تنها پس از آن جفت می شوند ، اما چرخش ها ، در این مورد ، بر اساس اصل پائولی ، قبلاً برعکس جهت خواهند داشت.

حکومت هوند و اصل پاولی

قانون هوند- قانون شیمی کوانتومی ، که ترتیب پر شدن اوربیتال های یک زیر لایه مشخص را تعیین می کند و به صورت زیر فرموله شده است: مقدار کل تعداد کوانتومی اسپین الکترونهای یک زیر لایه مشخص حداکثر باید باشد. فرمول شده توسط فردریش هوند در سال 1925.

این بدان معناست که در هر یک از مدارهای زیرلایه ، ابتدا یک الکترون پر می شود و تنها پس از اتمام مداری خالی ، الکترون دوم به این مداری اضافه می شود. در این حالت ، در یک مداری دو الکترون با چرخش های نیم عدد علامت مخالف وجود دارد که با هم جفت می شوند (ابر دو الکترون را تشکیل می دهند) و در نتیجه ، کل چرخش مداری برابر صفر می شود.

فرمول بندی دیگر: از نظر انرژی کمتر عبارت اتمی است که دو شرط برای آن برآورده شده است.

1. تعدد حداکثر است
2. هنگامی که ضربات با هم منطبق می شوند ، شتاب کل زاویه ای مداری L حداکثر است.

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

حکومت کلچکوفسکی

قانون کلچکوفسکی -با افزایش تعداد کل الکترونها در اتمها (با افزایش بارهای هسته آنها یا تعداد معمول عناصر شیمیایی) ، مداری اتمی به گونه ای جمعیت می شوند که ظاهر الکترونها در مداری با انرژی بیشتر بستگی دارد. فقط بر روی عدد اصلی کوانتومی n و به همه اعداد کوانتومی دیگر ، از جمله از l بستگی ندارد. از نظر فیزیکی ، این بدان معناست که در یک اتم شبیه هیدروژن (در صورت عدم دافعه الکترون-الکترون) انرژی مداری یک الکترون تنها با فاصله فضایی چگالی بار الکترون از هسته تعیین می شود و به ویژگی های بستگی ندارد حرکت آن در میدان هسته

قانون تجربی کلچکوفسکی و طرح اولویتها تا حدی با دنباله انرژی واقعی مداری اتمی در دو مورد از یک نوع مغایرت دارد: اتمهای Cr ، Cu ، Nb ، Mo ، Ru ، Rh ، Pd ، Ag ، Pt ، Au دارای یک "شیب" الکترونی با s -زیر سطح لایه بیرونی تا d -زیر سطح قبلی است ، که منجر به حالت پایدارتری از اتم می شود ، یعنی: پس از پر شدن با دو الکترون مدار 6 s

در قالب فرمول های به اصطلاح الکترونیکی نوشته شده است. در فرمول های الکترونیکی ، حروف s ، p ، d ، f نشان دهنده زیر سطح انرژی الکترون ها هستند. اعداد جلوی حروف سطح انرژی را که الکترون داده شده در آن قرار دارد نشان می دهد و زیرنویس در بالا سمت راست تعداد الکترون ها در زیر سطح داده شده را نشان می دهد. برای تشکیل فرمول الکترونیکی یک اتم هر عنصر ، کافی است که تعداد این عنصر را در جدول تناوبی بدانید و مفاد اساسی که بر توزیع الکترونها در اتم حاکم است را رعایت کنید.

ساختار پوسته الکترونی یک اتم را می توان به صورت نمودار توزیع الکترون ها در سلول های انرژی نیز به تصویر کشید.

برای اتم های آهن ، چنین طرحی به شرح زیر است:

این نمودار به وضوح اجرای قانون گوند را نشان می دهد. در سطح سه بعدی بیشترین مقدار، سلولها (چهار) با الکترونهای جفت نشده پر شده اند. تصویر ساختار پوسته الکترونی در اتم به شکل فرمول های الکترونیکی و به شکل نمودارها ، خصوصیات موجی الکترون را به وضوح منعکس نمی کند.

عبارت قانون دوره ای با اصلاحاتآره. مندلیف : خواص اجسام ساده و همچنین شکل و خواص ترکیبات عناصر ، بطور دوره ای به مقدار وزن اتمی عناصر بستگی دارد.

تدوین مدرن قانون دوره ای: خواص عناصر ، و همچنین اشکال و ویژگیهای ترکیبات آنها ، بطور دوره ای به میزان بار هسته هسته اتمهای آنها بستگی دارد.

بنابراین ، بار مثبت هسته (و نه جرم اتمی) استدلال دقیق تری بود که خواص عناصر و ترکیبات آنها به آن بستگی دارد.

ظرفیت- این تعداد پیوندهای شیمیایی است که توسط آنها یک اتم به اتمی دیگر متصل می شود.
قابلیت های ظرفیت یک اتم با تعداد الکترونهای جفت نشده و وجود اوربیتالهای اتمی آزاد در سطح خارجی تعیین می شود. ساختار سطوح انرژی خارجی اتمهای عناصر شیمیایی و عمدتاً ویژگیهای اتمهای آنها را تعیین می کند. بنابراین ، این سطوح را سطوح ظرفیت می نامند. الکترونهای این سطوح و گاهی سطوح قبل از خارج ، می توانند در تشکیل پیوندهای شیمیایی شرکت کنند. به چنین الکترونهایی الکترون های ظرفیتی نیز می گویند.

ظرفیت استوکیومتریعنصر شیمیایی - این تعداد معادل است که یک اتم معین می تواند به خود متصل کند ، یا تعداد معادل یک اتم است.

معادلها با تعداد اتمهای هیدروژن متصل یا جایگزین تعیین می شوند ، بنابراین ظرفیت استوکیومتری برابر با تعداد اتمهای هیدروژن است که یک اتم معین با آنها در تعامل است. اما همه عناصر آزادانه تعامل ندارند ، اما عملاً همه عناصر دارای اکسیژن هستند ، بنابراین ظرفیت استوکیومتری را می توان به عنوان دو برابر شدن تعداد اتم های اکسیژن متصل تعریف کرد.

به عنوان مثال ، ظرفیت استوکیومتری گوگرد در سولفید هیدروژن H 2 S برابر 2 است ، در اکسید SO 2 - 4 ، در اکسید SO 3 - 6.

هنگام تعیین ظرفیت استوکیومتری یک عنصر با توجه به فرمول یک ترکیب دوتایی ، باید از قاعده راهنمایی کرد: ظرفیت کلی همه اتمهای یک عنصر باید برابر با ظرفیت کلی همه اتمهای عنصر دیگر باشد.

حالت اکسیداسیونهمچنین ترکیب یک ماده را مشخص می کند و برابر با ظرفیت استوکیومتری با علامت مثبت (برای یک فلز یا عنصر الکتروپوزیتی بیشتر در یک مولکول) یا منهای است.

1. در مواد سادهحالت اکسیداسیون عناصر صفر است.

2. حالت اکسیداسیون فلور در همه ترکیبات -1 است. بقیه هالوژن ها (کلر ، برم ، ید) با فلزات ، هیدروژن و دیگر عناصر الکتروپوزیتیو نیز دارای حالت اکسیداسیون -1 هستند ، اما در ترکیبات با عناصر الکترو منفی منفی بیشتر ارزشهای مثبتحالتهای اکسیداسیون

3. اکسیژن در ترکیبات دارای حالت اکسیداسیون -2 است. استثناء پراکسید هیدروژن Н 2 О 2 و مشتقات آن (Na 2 O 2 ، BaO 2 و غیره است که در آن اکسیژن دارای حالت اکسیداسیون -1 است ، و همچنین فلوراید اکسیژن OF 2 ، حالت اکسیداسیون اکسیژن که در آن +2 است

4. عناصر قلیایی (Li ، Na ، K و غیره) و عناصر زیرگروه اصلی گروه دوم جدول تناوبی (Be ، Mg ، Ca ، و غیره) همیشه دارای حالت اکسیداسیون برابر با تعداد گروه هستند ، که به ترتیب +1 و +2 است ...

5. همه عناصر گروه سوم ، بجز تالیم ، دارای حالت اکسیداسیون ثابت برابر با تعداد گروه هستند ، به عنوان مثال. +3

6. بیشترین حالت اکسیداسیون یک عنصر برابر با تعداد گروه سیستم تناوبی است و کمترین آن تفاوت است: شماره گروه - 8. به عنوان مثال ، بالاترین درجهاکسیداسیون نیتروژن (در گروه پنجم قرار دارد) +5 (در اسید نیتریک و نمک های آن) است و کمترین آن -3 (در نمک های آمونیاک و آمونیوم) است.

7. حالتهای اکسیداسیون عناصر موجود در ترکیب یکدیگر را جبران می کنند به طوری که مجموع آنها برای همه اتمهای موجود در یک مولکول یا واحد فرمول خنثی صفر و برای یک یون - بار آن است.

از این قوانین می توان برای تعیین حالت اکسیداسیون ناشناخته یک عنصر در یک ترکیب ، در صورت شناخته شدن حالتهای اکسیداسیون بقیه و برای فرمول بندی ترکیبات چند عنصری استفاده کرد.

درجه اکسیداسیون (عدد اکسیداتیو ،) — ارزش شرطی کمکی برای ثبت فرایندهای اکسیداسیون ، کاهش و واکنش های اکسیداسیون.

مفهوم حالت اکسیداسیوناغلب در استفاده می شود شیمی معدنیبه جای مفهوم ظرفیت... حالت اکسیداسیون یک اتم برابر مقدار عددی بار الکتریکی است که به اتم نسبت داده می شود ، با این فرض که جفت الکترونی که پیوند را ایجاد می کنند به طور کامل نسبت به اتم های الکترونگاتیوی بیشتر تعصب دارند (یعنی با فرض اینکه این ترکیب فقط از یونها تشکیل شده باشد) )

حالت اکسیداسیون مربوط به تعداد الکترون هایی است که باید به یون مثبت متصل شوند تا بتوان آن را به اتم خنثی تبدیل کرد یا از یون منفی کم کرد تا آن را به اتم خنثی اکسید کرد:

Al 3+ + 3e - → Al
S 2− → S + 2e - (S 2− - 2e - → S)

خواص عناصر ، بسته به ساختار پوسته الکترونی اتم ، بر اساس دوره ها و گروه ها تغییر می کند سیستم تناوبی... از آنجا که در مجموعه ای از عناصر مشابه ، ساختارهای الکترونیکی فقط مشابه هستند ، اما یکسان نیستند ، هنگام انتقال از یک عنصر در گروه به عنصر دیگر ، آنها یک تکرار ساده از خواص را مشاهده نمی کنند ، بلکه تغییرات منظم آنها را بیشتر یا بیشتر به وضوح بیان می کنند.

ماهیت شیمیایی یک عنصر به دلیل توانایی اتم آن در از دست دادن یا به دست آوردن الکترون است. این توانایی با مقادیر انرژی های یونیزاسیون و میل الکترون تعیین می شود.

انرژی یونیزاسیون (E و) مقدار حداقل انرژی مورد نیاز برای جدا شدن و حذف کامل یک الکترون از اتم در فاز گاز در T = 0

K بدون انتقال انرژی جنبشی به الکترون آزاد شده با تبدیل اتم به یون با بار مثبت: E + Ei = E + + e-. انرژی یونیزاسیون مثبت است و دارد کوچکترین ارزشهادر اتمهای فلزات قلیایی و بزرگترین در اتمهای گازهای نجیب (بی اثر).

میل الکترون (Ee) انرژی آزاد شده یا جذب شده در زمان اتصال الکترون به اتم در فاز گازی در T = 0 است

K با تبدیل اتم به یون با بار منفی بدون انتقال انرژی جنبشی به ذره:

E + e- = E- + Ee.

هالوژنها ، به ویژه فلورین ، بیشترین میل الکترون را دارند (Ee = -328 kJ / mol).

مقادیر E و Ee بر حسب کیلوژول بر مول (kJ / mol) یا الکترون ولت بر اتم (eV) بیان می شود.

به توانایی یک اتم متصل در جابجایی الکترونهای پیوندهای شیمیایی به خود و افزایش چگالی الکترون در اطراف خود گفته می شود الکترونگاتیوی

این مفهوم توسط L. Pauling وارد علم شد. الکترونگاتیویبا علامت oted مشخص می شود و گرایش یک اتم معین به پیوستن الکترون ها هنگام ایجاد پیوند شیمیایی را مشخص می کند.

به گفته R. Maliken ، الکترون منفی بودن یک اتم با نصف مجموع انرژی های یونیزاسیون و میل الکترون به اتم های آزاد برآورد می شود ÷ = (Ee + Ei) / 2

در دوره ها وجود دارد روند کلیرشد انرژی یونیزاسیون و الکترون منفی با افزایش بار هسته اتمی ؛ در گروه ها ، این مقادیر با افزایش تعداد ترتیبی عنصر کاهش می یابد.

باید تأکید کرد که مقدار ثابت الکترونگاتیوی را نمی توان به یک عنصر نسبت داد ، زیرا به عوامل زیادی بستگی دارد ، به ویژه به حالت ظرفیت عنصر ، نوع ترکیب آن ، تعداد و نوع اتم های مجاور.

شعاع اتمی و یونی. اندازه اتم ها و یون ها با توجه به اندازه پوسته الکترون تعیین می شود. با توجه به مفاهیم مکانیکی کوانتومی ، پوسته الکترون هیچ مرز مشخصی ندارد. بنابراین ، شعاع یک اتم یا یون آزاد را می توان به عنوان در نظر گرفت از نظر تئوری فاصله از هسته تا موقعیت حداکثر چگالی ابرهای الکترون بیرونی محاسبه می شود.به این فاصله شعاع مداری می گویند. در عمل ، معمولاً از مقادیر شعاع اتمها و یونها در ترکیبات ، محاسبه شده از داده های تجربی استفاده می شود. در این مورد ، بین شعاع های کووالانسی و فلزی اتم ها تمایز قائل می شویم.

وابستگی شعاع اتمی و یونی به بار هسته هسته اتم عنصر و ماهیت دوره ای دارد... در دوره هایی که عدد اتمی افزایش می یابد ، شعاع ها کاهش می یابد. بیشترین کاهش معمولاً برای عناصر دوره های کوچک است ، زیرا سطح الکترونیکی خارجی آنها پر شده است. در دوره های بزرگ در خانواده عناصر d و f ، این تغییر کمتر ناگهانی است ، زیرا در آنها پر شدن الکترون ها در لایه قبل از بیرونی اتفاق می افتد. در زیر گروهها ، شعاع اتمها و یونهای یک نوع به طور کلی افزایش می یابد.

جدول تناوبی عناصر است مثال گویاتجلیات انواع مختلفتناوب در خواص عناصر ، که به صورت افقی (در دوره از چپ به راست) ، عمودی (در یک گروه ، به عنوان مثال ، از بالا به پایین) ، مورب ، یعنی مشاهده می شود. برخی از ویژگی های اتم افزایش یا کاهش می یابد ، اما دوره تناوب باقی می ماند.

در دوره از چپ به راست (→) ، اکسید کننده و غیر خواص فلزیعناصر ، و خواص احیا کننده و فلزی کاهش می یابد. بنابراین ، از بین همه عناصر دوره سوم ، سدیم فعال ترین فلز و قوی ترین عامل کاهنده و کلر قوی ترین عامل اکسید کننده خواهد بود.

پیوند شیمیایی- اتصال اتم ها در یک مولکول است ، یا شبکه کریستالی، در نتیجه عمل بین اتم ها نیروهای الکتریکیجاذبه

این تعامل همه الکترون ها و همه هسته ها است که منجر به تشکیل یک سیستم پایدار و چند اتمی (رادیکال ، یون مولکولی ، مولکول ، کریستال) می شود.

پیوند شیمیایی توسط الکترون های ظرفیت انجام می شود. توسط ایده های مدرنپیوند شیمیایی دارای ماهیت الکترونیکی است ، اما به روش های مختلف انجام می شود. بنابراین ، سه نوع پیوند شیمیایی اصلی وجود دارد: کووالانسی ، یونی ، فلزیبین مولکولها وجود دارد پیوند هیدروژنی،و اتفاق بیفتد تعاملات ون در والس.

ویژگیهای اصلی پیوند شیمیایی عبارتند از:

- طول پیوند - این فاصله بین هسته ای بین اتم های پیوند شیمیایی است.

این بستگی به ماهیت اتم های متقابل و تعدد پیوند دارد. با افزایش تعدد ، طول پیوند کاهش می یابد ، و در نتیجه ، قدرت آن افزایش می یابد.

- تعدد پیوند - با تعداد جفت الکترون که دو اتم را به هم متصل می کند ، تعیین می شود. با افزایش تعدد ، انرژی اتصال افزایش می یابد.

- زاویه اتصال- زاویه بین خطوط مستقیم خیالی که از هسته دو اتم همسایه شیمیایی به هم پیوسته می گذرد.

انرژی اتصال E CB - این انرژی است که در طول تشکیل این پیوند آزاد می شود و برای شکستن آن مصرف می شود ، kJ / mol.

پیوند کووالانسی - پیوند شیمیایی که از تقسیم یک جفت الکترون با دو اتم تشکیل می شود.

توضیح پیوند شیمیایی با ظهور جفت الکترونی مشترک بین اتم ها ، اساس نظریه چرخش ظرفیت را تشکیل می دهد که ابزار آن روش پیوند ظرفیت (MVS) توسط لوئیس در سال 1916 کشف شد. برای توصیف کوانتوم مکانیکی پیوند شیمیایی و ساختار مولکولها ، از یک روش دیگر استفاده می شود - روش مداری مولکولی (MMO) .

روش پیوند والانس

اصول اساسی تشکیل پیوند شیمیایی با توجه به MFM:

1. پیوند شیمیایی توسط الکترونهای ظرفیتی (جفت نشده) شکل می گیرد.

2. الکترون هایی با چرخش های ضد موازی متعلق به دو اتم مختلف مشترک می شوند.

3- پیوند شیمیایی تنها در صورتی ایجاد می شود که وقتی دو یا چند اتم به یکدیگر نزدیک می شوند ، کل انرژی سیستم کاهش یابد.

4- نیروهای اصلی که در یک مولکول عمل می کنند منشأ الکتریکی و کولنب دارند.

5. پیوند قوی تر است ، بیشتر ابرهای الکترونیکی متقابل با یکدیگر همپوشانی دارند.

دو مکانیسم برای تشکیل پیوند کووالانسی وجود دارد:

مکانیزم مبادلهاین پیوند با اجتماعی کردن الکترون های ظرفیت دو اتم خنثی شکل می گیرد. هر اتم یک الکترون جفت نشده به یک جفت الکترون مشترک می دهد:

برنج. 7. مکانیسم تبادل تشکیل پیوند کووالانسی: آ- غیر قطبی ؛ ب- قطبی

مکانیسم اهدا کننده-پذیرندهیک اتم (اهدا کننده) یک جفت الکترون و یک اتم دیگر (پذیرنده) یک مدار رایگان برای این جفت فراهم می کند.

اتصالات ، تحصیل کردهبا مکانیسم اهدا کننده-پذیرنده ، مراجعه کنید ترکیبات پیچیده

برنج. 8. مکانیسم اهدا کننده-پذیرنده تشکیل پیوند کووالانسی

پیوند کووالانسی ویژگی های خاصی دارد.

قابلیت اشباع - ویژگی اتمها برای تشکیل تعداد دقیق پیوندهای کووالانسیبه دلیل اشباع پیوندها ، مولکول ها ترکیب خاصی دارند.

جهت - t ... یعنی پیوند در جهت حداکثر همپوشانی ابرهای الکترونی شکل می گیرد . نسبت به خطی که مراکز اتم های تشکیل دهنده پیوند را متصل می کند ، σ و π (شکل 9): σ -پیوند - با همپوشانی AO در امتداد خط اتصال مراکز اتم های متقابل تشکیل شده است. پیوند پی π پیوندی است که در جهت محور خط عمود بر هسته هسته اتم متصل می شود. جهت پیوند ساختار فضایی مولکولها ، یعنی شکل هندسی آنها را تعیین می کند. هیبریداسیون - این تغییر شکل برخی از مداری در طول تشکیل پیوند کووالانسی برای دستیابی به همپوشانی موثرتر مداری است.پیوند شیمیایی که با مشارکت الکترونهای اوربیتالهای ترکیبی تشکیل شده است ، قوی تر از پیوند با مشارکت الکترونهای اوربیتالهای غیر ترکیبی s و p است ، زیرا همپوشانی بیشتری وجود دارد. انواع هیبریداسیون زیر وجود دارد (شکل 10 ، جدول 31): sp -hybridization -یک مدار مداری و یک مدار مداری به دو اوربیتال "ترکیبی" یکسان تبدیل می شوند که زاویه بین محورهای آنها 180 درجه است. مولکولهایی که در آنها هیبریداسیون sp انجام می شود دارای هندسه خطی (BeCl2) هستند.

sp2 -هیبریداسیون-یک اوربیتال s و دو اوربیتال به سه اوربیتال "ترکیبی" یکسان تبدیل می شوند ، زاویه بین محورهای آنها 120 درجه است. مولکولهایی که در آنها هیبریداسیون sp2 انجام می شود دارای هندسه مسطح (BF3 ، AlCl3) هستند.

sp 3-هیبریداسیون-یک اوربیتال s و سه اوربیتال p به چهار اوربیتال "ترکیبی" یکسان تبدیل می شوند که زاویه بین محورهای آنها 109 درجه 28 است. مولکولهایی که در آنها هیبریداسیون sp3 انجام می شود دارای هندسه چهار ضلعی هستند (CH4 , NH 3)

برنج. 10. انواع هیبریداسیون اوربیتال های ظرفیت: a - sp-هیبریداسیون اوربیتال های ظرفیت ب - sp 2 -ترکیبی از اوربیتال های ظرفیت v - sp 3-هیبریداسیون اوربیتال های ظرفیت

پیکربندی الکترونیکی اتمفرمولی است که آرایش الکترون ها در یک اتم را بر اساس سطوح و زیر سطوح نشان می دهد. پس از مطالعه مقاله ، خواهید فهمید که الکترونها کجا و چگونه قرار دارند ، با اعداد کوانتومی آشنا می شوید و می توانید پیکربندی الکترونیکی یک اتم را بر اساس تعداد آن بسازید ، در انتهای مقاله یک جدول از عناصر وجود دارد.

چرا پیکربندی الکترونیکی عناصر را مطالعه می کنید؟

اتم ها به عنوان سازنده: تعداد مشخصی از قطعات وجود دارد ، آنها با یکدیگر تفاوت دارند ، اما دو قسمت از یک نوع دقیقاً یکسان هستند. اما این سازه بسیار جالب تر از پلاستیک است و در اینجا دلیل آن را مشاهده می کنید. تنظیمات بسته به افرادی که در این نزدیکی هستند تغییر می کند. به عنوان مثال ، اکسیژن در کنار هیدروژن شایدتبدیل به آب ، در کنار سدیم به گاز ، و در کنار آهن به طور کامل آن را به زنگ تبدیل می کند. برای پاسخ به این س whyال که چرا این اتفاق می افتد و پیش بینی رفتار یک اتم در کنار اتمی دیگر ، لازم است پیکربندی الکترونیکی مورد مطالعه قرار گیرد ، که در زیر مورد بحث قرار می گیرد.

چند الکترون در یک اتم وجود دارد؟

یک اتم شامل یک هسته و الکترون هایی است که به دور آن می چرخند ؛ هسته شامل پروتون و نوترون است. در حالت خنثی ، هر اتم تعداد الکترون های یکسانی با تعداد پروتون های هسته خود دارد. تعداد پروتون ها تعیین شد شماره سریالعنصر ، به عنوان مثال ، گوگرد ، دارای 16 پروتون است - شانزدهمین عنصر جدول تناوبی. طلا دارای 79 پروتون است - 79مین عنصر جدول تناوبی. بر این اساس ، در گوگرد در حالت خنثی 16 الکترون و در طلا 79 الکترون وجود دارد.

کجا باید دنبال الکترون بگردیم؟

با مشاهده رفتار الکترون ، الگوهای خاصی استخراج شد ، آنها با اعداد کوانتومی توصیف می شوند ، چهار مورد از آنها وجود دارد:

• عدد کوانتومی اصلی
• عدد کوانتومی مداری
• عدد کوانتومی مغناطیسی
• چرخاندن عدد کوانتومی

مداری

بعلاوه ، به جای کلمه مداری ، از اصطلاح "مداری" استفاده می کنیم ، مداری تابع موج الکترون است ، تقریباً ناحیه ای است که الکترون 90 درصد زمان را در آن می گذراند.

سطح N
L - پوسته
M l - تعداد مداری
M s - اولین یا دومین الکترون در مدار

عدد کوانتومی مداری l

در نتیجه مطالعه ابر الکترون ، مشخص شد که بسته به سطح انرژی، ابر چهار شکل اساسی دارد: یک توپ ، دمبل و دو نوع دیگر ، پیچیده تر. به ترتیب صعودی انرژی ، این اشکال پوسته های s- ، p- ، d- و f نامیده می شوند. هر یک از این پوسته ها می توانند شامل 1 (برای ثانیه) ، 3 (برای p) ، 5 (برای د) و 7 (برای f) مداری باشد. عدد کوانتومی مداری پوسته ای است که مداری روی آن قرار دارد. عدد کوانتومی مداری برای اوربیتال s ، p ، d و f به ترتیب مقادیر 0،1،2 یا 3 را به خود اختصاص می دهد.

در پوسته s ، یک مداری (L = 0) - دو الکترون
سه مداری در پوسته p وجود دارد (L = 1) - شش الکترون
پوسته d دارای پنج مداری (L = 2) - ده الکترون است
پوسته f دارای هفت مداری است (L = 3) - چهارده الکترون

عدد کوانتومی مغناطیسی m l

سه مداری روی پوسته p وجود دارد ، آنها با اعداد از -L تا + L نشان داده می شوند ، یعنی برای پوسته p (L = 1) اوربیتالهای "-1" ، "0" و "1" وجود دارد. به عدد کوانتومی مغناطیسی با حرف m l نشان داده می شود.

در داخل پوسته ، قرار گرفتن الکترونها در مدارهای مختلف آسانتر است ، بنابراین اولین الکترونها برای هر مداری یکی را پر می کنند ، و سپس یک جفت آن به هر یک متصل می شود.

یک پوسته d را در نظر بگیرید:
d -shell مربوط به مقدار L = 2 است ، یعنی پنج مداری (-2 ، -1،0،1 و 2) ، پنج الکترون اول پوسته را با مقادیر M l = -2 ، M l پر می کنند = -1 ، M l = 0 ، M l = 1 ، M l = 2.

تعداد کوانتومی را بچرخانید m s

اسپین جهت چرخش الکترون حول محور آن است ، دو جهت وجود دارد ، بنابراین عدد کوانتومی اسپین دو مقدار دارد: +1/2 و -1/2. یک زیر سطح انرژی می تواند شامل دو الکترون باشد که فقط دارای چرخش های مخالف هستند. عدد کوانتومی اسپین با m s نشان داده می شود

عدد کوانتومی اصلی n

عدد کوانتومی اصلی سطح انرژی است این لحظههفت سطح انرژی شناخته شده است که هر یک با یک عدد عربی نشان داده شده است: 1،2،3 ، ... 7. تعداد پوسته در هر سطح برابر با تعداد سطح است: در سطح اول یک پوسته ، در دومین دوم و غیره.

شماره الکترون

بنابراین ، هر الکترون را می توان با چهار عدد کوانتومی توصیف کرد ، ترکیبی از این اعداد برای هر موقعیت الکترون منحصر به فرد است ، اولین الکترون را بگیرید ، کمترین سطح انرژی N = 1 است ، یک پوسته در سطح اول قرار دارد ، پوسته اول در هر سطحی شکل یک توپ (s -shell) دارد ، یعنی L = 0 ، عدد کوانتومی مغناطیسی می تواند فقط یک مقدار ، M l = 0 بگیرد و چرخش +1/2 خواهد بود. اگر الکترون پنجم را (در هر اتمی که باشد) بگیریم ، اعداد اصلی کوانتومی برای آن عبارتند از: N = 2 ، L = 1 ، M = -1 ، چرخش 1/2.

فیزیکدان سوئیسی دبلیو پائولی در سال 1925 ثابت کرد که در یک اتم در یک مداری بیش از دو الکترون نمی توانند اسپین مخالف (ضد موازی) داشته باشند (از انگلیسی به عنوان "دوک" ترجمه شده است) ، یعنی دارای ویژگی هایی هستند که می توانند به طور معمول خود را به صورت چرخش یک الکترون حول محور خیالی خود نشان داد: در جهت عقربه های ساعت یا خلاف جهت عقربه های ساعت. این اصل را اصل پائولی می نامند.

اگر یک الکترون در مدار باشد ، آن را جفت نمی نامند ، اگر دو ، اینها الکترون های زوجی هستند ، یعنی الکترون هایی با چرخش مخالف.

شکل 5 نمودار تقسیم سطوح انرژی به زیر سطوح را نشان می دهد.

S-Orbital ، همانطور که قبلاً می دانید ، کروی است. الکترون اتم هیدروژن (s = 1) در این مداری قرار دارد و جفت نشده است. بنابراین ، فرمول الکترونیکی یا پیکربندی الکترونیکی آن به شرح زیر نوشته می شود: 1s 1. در فرمول های الکترونیکی ، تعداد سطح انرژی با عدد جلوی حرف مشخص می شود (1 ...) ، حرف لاتینزیر سطح (نوع مداری) را نشان می دهد ، و عددی که در بالا سمت راست حرف (به عنوان نماد) نوشته شده است ، تعداد الکترونهای سطح زیر را نشان می دهد.

برای یک اتم هلیوم He ، که دارای دو الکترون جفت شده در یک مدار s است ، این فرمول به شرح زیر است: 1s2.

پوسته الکترونی اتم هلیوم کامل و بسیار پایدار است. هلیوم یک گاز نجیب است.

در سطح انرژی دوم (n = 2) ، چهار مداری وجود دارد: یک s و سه p. الکترونهای s-orbitals سطح دوم (2s-orbitals) دارای انرژی بالاتری هستند ، زیرا در فاصله بیشتری از هسته نسبت به الکترونهای مدار 1s (n = 2) قرار دارند.

به طور کلی ، برای هر مقدار n ، یک s s مداری وجود دارد ، اما دارای ذخیره الکترون مربوطه روی آن است و بنابراین ، با قطر متناظر که با افزایش مقدار n رشد می کند.

R-Orbital دارای شکل دمبل یا شکل حجمی هشت است. هر سه p-orbitals در اتم به صورت عمود بر هم در امتداد مختصات فضایی که از طریق هسته اتم کشیده شده اند قرار گرفته اند. باید بار دیگر تأکید کرد که هر سطح انرژی (لایه الکترون) ، از n = 2 شروع می شود ، دارای سه اوربیتال p است. با افزایش مقدار n ، الکترونها p-orbitals را که در فواصل زیادی از هسته واقع شده و در امتداد محورهای x ، y ، r قرار می گیرند ، متحرک می کنند.

برای عناصر دوره دوم (n = 2) ، ابتدا یک p مداری و سپس سه p مداری پر می شود. فرمول الکترونیکی 1L: 1s 2 2s 1. الکترون ضعیف تر به هسته اتم متصل است ، بنابراین اتم لیتیوم می تواند آن را به راحتی واگذار کند (همانطور که واضح است به یاد دارید ، این فرایند اکسیداسیون نامیده می شود) و تبدیل به یون Li + می شود.

در اتم بریلیم Be 0 ، الکترون چهارم نیز در مدار 2s قرار دارد: 1s 2 2s 2. دو الکترون بیرونی اتم بریلیوم به راحتی جدا می شوند - Be 0 به کاتیون Be 2+ اکسیده می شود.

پنجمین الکترون اتم بور توسط یک مدار 2p اشغال شده است: 1s 2 2s 2 2p 1. در مرحله بعد ، اتمهای C ، N ، O ، E با اوربیتالهای 2p پر می شوند که به گاز نجیب نئون ختم می شود: 1s 2 2s 2 2p 6.

برای عناصر دوره سوم ، اوربیتالهای Sv و 3p به ترتیب پر می شوند. در این مورد ، پنج اوربیتال سطح سوم رایگان باقی می مانند:

گاهی اوقات در نمودارهایی که توزیع الکترونها را در اتمها نشان می دهند ، فقط تعداد الکترونها در هر سطح انرژی مشخص شده است ، یعنی آنها برخلاف فرمولهای الکترونیکی کامل فوق ، فرمولهای الکترونیکی مختصر اتمهای عناصر شیمیایی را یادداشت می کنند.

در عناصر دوره های بزرگ (چهارم و پنجم) ، دو الکترون اول به ترتیب مدارهای 4 و 5 را اشغال می کنند: 19 K 2 ، 8 ، 8 ، 1 ؛ 38 Sr 2، 8، 18، 8، 2. با شروع از عنصر سوم هر دوره بزرگ ، ده الکترون بعدی به ترتیب وارد اوربیتال های 3 بعدی و 4 بعدی قبلی می شوند (برای عناصر زیرگروه های جانبی): 23 V 2 ، 8 ، 11 ، 2 ؛ 26 Tr 2 ، 8 ، 14 ، 2 ؛ 40 Zr 2 ، 8 ، 18 ، 10 ، 2 ؛ 43 Tg 2 ، 8 ، 18 ، 13 ، 2. به عنوان یک قاعده ، هنگامی که سطح زیر زیر d پر می شود ، سطح زیر سطح p (به ترتیب 4p- و 5p به ترتیب) شروع به پر شدن می کند.

برای عناصر دوره های بزرگ - ششم و ناتمام هفتم - سطوح الکترونیکی و زیر سطوح معمولاً به شرح زیر با الکترون پر می شود: دو الکترون اول به سطح زیر B B می روند: 56 Ва 2 ، 8 ، 18 ، 18 ، 8 ، 2 ؛ 87Gg 2 ، 8 ، 18 ، 32 ، 18 ، 8 ، 1 ؛ الکترون بعدی (برای Na و Ac) به قبلی (p-sublevel: 57 La 2، 8، 18، 18، 9، 2 و 89 Ac 2، 8، 18، 32، 18، 9، 2.

سپس 14 الکترون بعدی در مرتبه های 4f و 5f به ترتیب برای لانتانیدها و اکتینیدها وارد سومین سطح انرژی خارج می شوند.

سپس دومین سطح انرژی خارج (d-sublevel) دوباره شروع به افزایش می کند: برای عناصر زیرگروه های ثانویه: 73 Ta 2 ، 8،18 ، 32،11 ، 2 ؛ 104 Rf 2، 8، 18، 32، 32، 10، 2،-و سرانجام ، تنها پس از پر شدن کامل با ده الکترون ، این سطح مساوی دوباره با سطح زیر p زیر پر می شود:

86 Rn 2 ، 8 ، 18 ، 32 ، 18 ، 8.

اغلب ، ساختار پوسته های الکترونی اتم ها با استفاده از انرژی یا سلول های کوانتومی به تصویر کشیده می شود - به اصطلاح فرمول های الکترونیکی گرافیکی نوشته شده است. برای این نشانه گذاری ، از علامت زیر استفاده می شود: هر سلول کوانتومی توسط یک سلول که مربوط به یک مداری است تعیین شده است. هر الکترون با یک فلش مربوط به جهت چرخش نشان داده می شود. هنگام نوشتن یک فرمول الکترونیکی گرافیکی ، دو قانون را باید به خاطر داشت: اصل پاولی ، که بر اساس آن بیش از دو الکترون در یک سلول (مداری) وجود ندارد ، اما با چرخش های ضد موازی ، و قانون F. Hund ، که طبق آن الکترون ها اشغال می کنند سلولهای آزاد (اوربیتال) ، ابتدا در هر یک قرار می گیرند و مقدار چرخش یکسانی دارند و تنها پس از آن جفت می شوند ، اما بر اساس اصل پائولی ، چرخشها برعکس انجام می شوند.

در نتیجه ، ما بار دیگر نمایش پیکربندی الکترونیکی اتم های عناصر را با توجه به دوره های سیستم D. I. مندلیف در نظر خواهیم گرفت. نمودارهای ساختار الکترونیکی اتم ها توزیع الکترون ها را بر روی لایه های الکترون (سطوح انرژی) نشان می دهد.

در اتم هلیوم ، اولین لایه الکترون کامل است - 2 الکترون در آن وجود دارد.

هیدروژن و هلیوم عناصر s هستند ، مدار s این اتم ها با الکترون پر شده است.

عناصر دوره دوم

برای همه عناصر دوره دوم ، لایه اول الکترون پر می شود و الکترونها مطابق اصل حداقل انرژی (ابتدا s- و سپس p) و پائولی و هوند اوربیتالهای e و p لایه دوم الکترون را پر می کنند. قوانین (جدول 2).

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

جدول 2 ساختار پوسته های الکترونی اتمهای عناصر دوره دوم

انتهای جدول. 2

Li ، Be - عناصر B

B ، C ، N ، O ، F ، Ne-p- عناصر ، این اتمها با الکترونهای مدار p پر شده اند.

عناصر دوره سوم

برای اتم های عناصر دوره سوم ، لایه های الکترون اول و دوم تکمیل می شوند ، بنابراین ، لایه الکترونیکی سوم پر می شود ، که در آن الکترون ها می توانند سطوح زیرزمینه Зs- ، 3p- و Зd را اشغال کنند (جدول 3).

جدول 3 ساختار پوسته های الکترونی اتم های عناصر دوره سوم

مدار 3 الکترون با اتم منیزیم در حال تکمیل است. Na و Mg-عناصر s.

8 الکترون در اتم آرگون در لایه بیرونی (لایه الکترون سوم) وجود دارد. به عنوان لایه بیرونی ، کامل است ، اما در کل در لایه الکترون سوم ، همانطور که قبلاً می دانید ، ممکن است 18 الکترون وجود داشته باشد ، این بدان معناست که عناصر دوره سوم دارای مدارهای Zd 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.

برای اتم های پتاسیم و کلسیم ، چهارمین لایه الکترونیکی ظاهر می شود ، سطح زیر 4s پر می شود (جدول 4) ، زیرا دارای انرژی کمتری نسبت به سطح زیر 3 بعدی است. برای ساده کردن فرمول های الکترونیکی گرافیکی اتم های عناصر دوره چهارم: 1) ما فرمول الکترونیکی مشروط گرافیکی آرگون را به صورت زیر نشان می دهیم:
Ar ؛

2) سطوح فرعی که در این اتم ها پر نشده اند را به تصویر نمی کشیم.

جدول 4 ساختار پوسته های الکترونی اتمهای عناصر دوره چهارم

K ، Ca - عناصر موجود در زیرگروه های اصلی. در اتم های Sc تا Zn ، سطح زیر 3 بعدی با الکترون پر می شود. اینها 3 عنصر هستند. آنها در زیرگروه های جانبی گنجانده شده اند ، لایه الکترونیکی قبل از خارجی آنها پر شده است ، آنها به عنوان عناصر گذار نامیده می شوند.

به ساختار پوسته های الکترونی اتم های کروم و مس توجه کنید. در آنها "فرو رفتن" یک الکترون از سطح 4 تا 3 زیر سطح وجود دارد ، که با پایداری بیشتر انرژی پیکربندی های الکترونیکی حاصله Zd 5 و Zd 10 توضیح داده می شود:

در اتم روی ، سومین لایه الکترونیکی کامل است - تمام سطوح فرعی 3s ، Zp و Zd در آن پر شده است و در مجموع 18 الکترون روی آنها قرار دارد.

در عناصر زیر روی ، چهارمین لایه الکترونیکی ، سطح 4p ، همچنان پر می شود: عناصر از Ga تا Kr عناصر p هستند.

در اتم کریپتون ، لایه بیرونی (چهارم) کامل است ، دارای 8 الکترون است. اما در مجموع همانطور که می دانید در لایه چهارم الکترون می تواند 32 الکترون وجود داشته باشد. برای اتم کریپتون ، سطوح زیر 4 و 4f هنوز خالی است.

برای عناصر دوره پنجم ، زیر سطوح به ترتیب زیر پر می شوند: 5s-> 4d -> 5p. و همچنین استثنائاتی در ارتباط با "فرو رفتن" الکترونها در 41 Nb ، 42 MO و غیره وجود دارد.

در دوره های ششم و هفتم ، عناصری ظاهر می شوند ، یعنی عناصری که در آنها سطوح زیر 4f و 5f به ترتیب در لایه الکترون سوم خارجی پر شده اند.

عناصر 4f لانتانید نامیده می شوند.

5f-Elements را اکتینید می نامند.

ترتیب پر کردن سطوح زیر الکترونیکی در اتم های عناصر دوره ششم: 55 Сs و 56 Ва - 6s - عناصر ؛

57 Lа ... 6s 2 5d 1 - 5d -element؛ 58 Ce - 71 Lu - 4f -elements؛ 72 Hf - 80 Hg - عناصر 5d ؛ 81 Тl— 86 Rn - عناصر 6p. اما حتی در اینجا عناصری وجود دارد که در آنها ترتیب پر شدن مدارهای الکترون "نقض" می شود ، که به عنوان مثال ، با ثبات انرژی بالاتری از نصف و کاملاً پر شده در زیر سطوح ، یعنی nf 7 و nf 14 همراه است.

بسته به اینکه کدام سطح زیر اتم با الکترون پر شده است ، همه عناصر ، همانطور که قبلاً متوجه شده اید ، به چهار خانواده یا بلوک الکترونیکی تقسیم می شوند (شکل 7).

1) عناصر s ؛ پر از الکترون در سطح زیر سطح اتم ؛ عناصر s شامل هیدروژن ، هلیوم و عناصر زیرگروه های اصلی گروه های I و II هستند.

2) عناصر p ؛ سطح زیر سطح اتم با الکترون پر شده است. عناصر p شامل عناصر زیر گروههای اصلی گروههای III-VIII هستند.

3) عناصر d ؛ سطح d زیر سطح اتم با الکترون پر شده است. d- عناصر شامل عناصر زیرگروه های ثانویه گروه های I-VIII هستند ، یعنی عناصری از دهها دوره طولانی وارد شده بین عناصر s- و p. آنها همچنین عناصر گذار نامیده می شوند.

4) عناصر f ، پر شده با الکترونهای f- زیر سطح سوم خارج از سطح اتم ؛ اینها شامل لانتانیدها و اکتینیدها هستند.

1. اگر اصل پاولی رعایت نشود چه اتفاقی می افتد؟

2. اگر قانون هوند رعایت نشود چه اتفاقی می افتد؟

3. نمودارهایی از ساختار الکترونیکی ، فرمولهای الکترونیکی و فرمولهای الکترونیکی گرافیکی اتمهای عناصر شیمیایی زیر تهیه کنید: Ca ، Fe ، Zr ، Sn ، Nb ، Hf ، Pa.

4- فرمول الکترونیکی عنصر 110 را با استفاده از نماد گاز نجیب مربوطه بنویسید.

5- "فرو رفتن" الکترون چیست؟ نمونه هایی از عناصری را که این پدیده در آنها مشاهده شده است ذکر کنید ، فرمول های الکترونیکی آنها را بنویسید.

6- تعلق یک عنصر شیمیایی به یک خانواده الکترونیکی خاص چگونه تعیین می شود؟

7. فرمولهای الکترونیکی الکترونیکی و گرافیکی اتم گوگرد را مقایسه کنید. آخرین فرمول شامل چه اطلاعات اضافی است؟