پیکربندی الکترونیکی یک اتم -توزیع انرژی ē را نشان می دهد. سطوح و زیر سطوح

1s 1 ← عدد ē با شکل ابر داده شده

cloud شکل ابر الکترونی

سطح انرژی

فرمول های الکترونیکی گرافیکی (تصاویری از ساختار الکترونیکی یک اتم) -

توزیع انرژی ē را نشان می دهد. سطوح ، زیر سطوح و مداری.

دوره پریود:+1 N

کجا - ē ، ↓ - ē با چرخش های ضد موازی ، مداری.

هنگام ضبط گرافیک فرمول الکترونیکیباید حکومت پائولی را به خاطر آورد و قانون هوند "اگر چند اوربیتال آزاد در یک سطح فرعی وجود داشته باشد ، هر کدام از آنها در مداری جداگانه قرار دارند و تنها در صورت عدم وجود اوربیتال آزاد به صورت جفت ترکیب می شوند."

(کار با فرمول های الکترونیکی الکترونیکی و گرافیکی).

مثلا، H +1 1s 1 ؛ او +2 1s 2 ؛ Li +3 1s 2 2s 1؛ Na +11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ؛ Ar +18 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ؛

دوره پریود:هیدروژن و هلیوم - عناصر s، مدار s آنها با الکترون پر شده است.

دوره دوم:عناصر Li و Be - s

B ، C ، N ، O ، F ، Ne - p- عناصر

بسته به اینکه کدام سطح زیر اتم با الکترون پر شده است ، همه عناصر به 4 خانواده یا بلوک الکترونیکی تقسیم می شوند:

1) عناصر s – آنها سطح زیر لایه اتم را پر کرده اند. اینها شامل هیدروژن ، هلیوم و el-you gl.p / gr است. گروه های I و II

2) عناصر p -آنها سطح الکترون زیر سطح جهان اتم را پر می کنند. این شامل عناصر gl.p / gr است. گروه های III - VIII.

3) عناصر d -در آنها ، زیر سطح d سطح زیر اتمی با الکترون پر می شود. اینها شامل e-you side.p / gr است. ... گروه های I-VIII ، یعنی عناصر افزونه ای که در دهه های طولانی دوره های بزرگی قرار دارند و بین عناصر s- و p قرار دارند ، عناصر گذار نیز نامیده می شوند.

4) عناصر f- در آنها ، زیر سطح f سطح سوم اتمی خارج با الکترون پر شده است. اینها شامل لانتانیدها (عناصر 4f) و اکتینیدها (عناصر 5f) هستند.

اتم های مس و کروم دارای "شکست"از 4s- تا 3-sublevel ، که با ثبات بیشتر انرژی در پیکربندی های الکترونیکی حاصل 3d 5 و 3d 10 توضیح داده می شود:

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3D 10 24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3D 5

به طور تجربی ثابت شده است که حالات اتم هایی که در آنها p- ، d- ، f-orbitals نیمه پر شده اند (p 3 ، d 5 ، f 7) ، به طور کامل (p 6 ، d 10 ، f 14) یا آزاد ، ثبات را افزایش داده اند. این امر توضیح می دهد که انتقال الکترون ها بین مدارهای نزدیک به هم فاصله دارد. همان انحرافات در آنالوگ کروم - مولیبدن و همچنین در عناصر زیر گروه مس - نقره و طلا مشاهده می شود. پالادیوم از این نظر منحصر به فرد است که اتم آن اصلاً الکترون 5s ندارد و اثری دارد. پیکربندی: 46 Pd 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 0 4d 10.

سوالات برای کنترل خود

1. ابر الکترونیکی چیست؟

2. تفاوت مداری 1s و مداری 2s چیست؟

3. عدد کوانتومی اصلی چیست؟ چگونه با شماره دوره مقایسه می شود؟

4. زیر سطح چیست و چگونه این مفهوم با شماره دوره ارتباط دارد؟

5. تنظیمات الکترونیکی اتم های عناصر دوره 4-6th PSCE را تشکیل دهید.

6. پیکربندی الکترونیکی اتم های منیزیم و نئون را تشکیل دهید.

7. تعیین کنید که پیکربندی الکترونیکی به کدام اتم تعلق دارد 1S 2 2S 2 2p 6 3S 1 ، 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 ، 1S 2 2S 2 2p 4 ، 1S 2 2S 1

برنامه درس شماره 7

انضباط:علم شیمی.

موضوع:

هدف درس:مکانیسم های تشکیل پیوندهای یونی و کووالانسی را مطالعه کنید ، یونی ، اتمی و مولکولی را در نظر بگیرید شبکه های کریستالی.

نتایج برنامه ریزی شده

موضوع:دارا بودن مفاهیم شیمیایی اساسی: پیوند شیمیایی ، یون ها ، شبکه های کریستالی ، استفاده مطمئن از اصطلاحات شیمیایی و نمادها. شکل گیری توانایی تخمین کمی و انجام محاسبات فرمول های شیمیاییو معادلات ؛

موضوع فرعی:استفاده انواع متفاوت فعالیتهای شناختیو عملیات فکری اساسی: تنظیم پیکربندی الکترونیکی اتمهای عناصر شیمیایی.

شخصی:توانایی استفاده از دستاوردهای علم شیمی جدید و تکنولوژی شیمیاییبرای بهبود رشد فکری خود در افراد منتخب فعالیت حرفه ای;

نرخ زمان: 2 ساعت

نوع شغل:سخنرانی.

طرح درس:

1- کاتیونها ، تشکیل آنها از اتمها در نتیجه فرایند اکسیداسیون. آنیونها ، تشکیل آنها از اتمها در نتیجه فرایند کاهش. پیوند یونی ، به عنوان پیوند بین کاتیون ها و آنیون ها به دلیل جاذبه الکترواستاتیک.

2. طبقه بندی یونها: بر اساس ترکیب ، نشانه بار ، وجود یک پوسته هیدراتاسیون.

3. شبکه های بلوری یونی. خواص مواد دارای نوع یونی شبکه بلوری.

4. مکانیسم تشکیل پیوند کووالانسی (مبادله و اهدا کننده-پذیرنده).

5. الکترونگاتیوی. پیوندهای قطبی و غیر قطبی کووالانسی. تعدد پیوند کووالانسی.

6. شبکه های بلوری مولکولی و اتمی. خواص مواد دارای شبکه بلوری مولکولی و اتمی

تجهیزات:مدلهای مشبک کریستالی ، کتاب درسی ، سیستم تناوبیعناصر شیمیایی D.I. مندلیف.

ادبیات:

1. شیمی پایه 11: کتاب درسی. برای آموزش عمومی سازمان های G.E. رودزیتس ، F.G. فلدمن - M .: Education، 2014.-208 p.: ill ..

2. شیمی برای حرفه ها و تخصص ها مشخصات فنی: کتاب درسی برای دانش آموزان نهادهای محیطی پروفسور آموزش / O.S. Gabrielyan، I.G. استروموف. - 5 - ویرایش ، پاک شده است. - م .: مرکز انتشارات "آکادمی" ، 2017. - 272 ص. ، با رنگ. سیل

معلم: Tubaltseva Yu.N.

موضوع 7پیوندهای شیمیایی یونی و کووالانسی

1) کاتیونها ، تشکیل آنها از اتمها در نتیجه فرایند اکسیداسیون. آنیونها ، تشکیل آنها از اتمها در نتیجه فرایند کاهش. پیوند یونی ، به عنوان پیوند بین کاتیون ها و آنیون ها به دلیل جاذبه الکترواستاتیک.

2) طبقه بندی یونها: بر اساس ترکیب ، نشانه بار ، وجود یک پوسته هیدراتاسیون.

3) شبکه های بلوری یونی. خواص مواد با نوع یونی شبکه بلوری.

4) مکانیسم تشکیل پیوند کووالانسی (مبادله و اهدا کننده-پذیرنده).

5) منفی منفی. پیوندهای قطبی و غیر قطبی کووالانسی. تعدد پیوند کووالانسی.

6) شبکه های بلوری مولکولی و اتمی. خواص مواد دارای شبکه بلوری مولکولی و اتمی

کاتیونها ، تشکیل آنها از اتمها در نتیجه فرایند اکسیداسیون. آنیونها ، تشکیل آنها از اتمها در نتیجه فرایند کاهش. پیوند یونی ، به عنوان پیوند بین کاتیون ها و آنیون ها به دلیل جاذبه الکترواستاتیک.

پیوند شیمیایی برهم کنش اتم ها است که ثبات یک ذره شیمیایی یا کریستال را در کل تعیین می کند. یک پیوند شیمیایی به دلیل برهم کنش الکترواستاتیک بین ذرات باردار ایجاد می شود: کاتیون ها و آنیون ها ، هسته ها و الکترون ها. وقتی اتم ها به یکدیگر نزدیک می شوند ، نیروهای جذب بین هسته یک اتم و الکترون های اتمی دیگر و همچنین نیروهای دافعه بین هسته ها و بین الکترون ها شروع به فعالیت می کنند. در فاصله ای ، این نیروها یکدیگر را متعادل می کنند و یک ذره شیمیایی پایدار تشکیل می شود.

هنگامی که یک پیوند شیمیایی ایجاد می شود ، توزیع مجدد قابل توجهی از چگالی الکترون اتم ها در ترکیب می تواند در مقایسه با اتم های آزاد رخ دهد. V مورد محدود کنندهاین منجر به تشکیل ذرات باردار - یون ها (از یونانی "یون" - رفتن) می شود.

تداخل یونها:

اگر اتمی یک یا چند الکترون از دست بدهد ، تبدیل به یک یون مثبت می شود - یک کاتیون (از یونانی ترجمه می شود - "پایین می رود.) اینگونه است که کاتیونهای هیدروژن H +، لیتیوم Li +، باریم Ba 2+ تشکیل می شود. الکترونها ، اتمها به یونهای منفی تبدیل می شوند - آنیونها (از یونانی "آنیون" - بالا می روند) نمونه هایی از آنیونها یونهای فلوراید F - ، یون سولفید S2− هستند.

کاتیون ها و آنیون ها قادر به جذب یکدیگر هستند. در این حالت ، پیوند شیمیایی ایجاد می شود ، و ترکیبات شیمیایی... این نوع پیوند شیمیایی پیوند یونی نامیده می شود:

پیوند یونی معمولاً بین اتمهای فلزات معمولی و غیر فلزات معمولی ایجاد می شود. یک ویژگی بارز اتم های فلزی این است که آنها به راحتی الکترون های ظرفیت خود را اهدا می کنند ، در حالی که اتم های غیر فلزی قادرند به راحتی آنها را متصل کنند.

به عنوان مثال ، تشکیل پیوند یونی بین اتم های سدیم و اتم های کلر در کلرید سدیم NaCl را در نظر بگیرید.

جدا شدن الکترون از اتم سدیم منجر به تشکیل یون با بار مثبت - سدیم سدیم Na +می شود.

افزودن الکترون به اتم کلر منجر به تشکیل یون با بار منفی - آنیون کلر Cl - می شود.

بین یونهای Na + و Cl - که دارای بار مخالف هستند ، جاذبه الکترواستاتیک بوجود می آید ، در نتیجه یک ترکیب تشکیل می شود - کلرید سدیم با یک نوع پیوند شیمیایی یونی.

پیوند یونی - این یک پیوند شیمیایی است که به دلیل برهم کنش الکترواستاتیک یونهای دارای بار مخالف انجام می شود.

بنابراین ، تشکیل پیوند یونی به انتقال الکترونها از اتمهای سدیم به اتمهای کلر با تشکیل یونهای دارای بار مخالف با پیکربندی کامل الکترونیکی لایههای خارجی کاهش می یابد.

1. اتمهای فلزی ، با اهدای الکترونهای خارجی ، به یونهای مثبت تبدیل می شوند:

جایی که n تعداد الکترونهای لایه بیرونی اتم مربوط به شماره گروه است عنصر شیمیایی.

2- اتمهای غیر فلزات ، پذیرش الکترونهای از دست رفته قبل از تکمیل لایه الکترون بیرونیتبدیل به یونهای منفی:

3. بین یونهای دارای بار مخالف ، پیوندی بوجود می آید که به آن می گویندیونی

2. طبقه بندی یونها: بر اساس ترکیب ، نشانه بار ، وجود یک پوسته هیدراتاسیون.

طبقه بندی یون:

1. با علامت بار: کاتیونها (مثبت ، K +، Ca2 +، H +) و آنیونها (منفی ، S2- ، Cl- ، I-).
2. بر اساس ترکیب: پیچیده (،) و ساده (Na +، F-)

© 2015-2019 سایت
همه حقوق متعلق به نویسندگان آنها است. این سایت ادعای تألیف ندارد ، اما استفاده رایگان را ارائه می دهد.
تاریخ ایجاد صفحه: 12/12/2017

مواد شیمیایی چیزهایی هستند که جهان اطراف ما را تشکیل می دهند.

خواص هر ماده شیمیایی به دو نوع تقسیم می شود: شیمیایی ، که ویژگی آن توانایی تشکیل مواد دیگر است و فیزیکی ، که به طور عینی مشاهده شده و می توان آنها را جدا از تغییرات شیمیایی در نظر گرفت. بنابراین ، برای مثال ، خواص فیزیکی یک ماده آن است حالت تجمع(جامد ، مایع یا گازی) ، هدایت حرارتی ، ظرفیت حرارتی ، حلالیت در محیط های مختلف (آب ، الکل و غیره) ، چگالی ، رنگ ، مزه و غیره.

تحولات یک مواد شیمیاییسایر مواد را پدیده های شیمیایی یا واکنش های شیمیایی می نامند. لازم به ذکر است که پدیده های فیزیکی نیز وجود دارد که بدیهی است با تغییر در هر یک همراه است مشخصات فیزیکیمواد بدون تبدیل آن به مواد دیگر. به پدیده های فیزیکیبه عنوان مثال ، ذوب یخ ، انجماد یا تبخیر آب و غیره.

این واقعیت که در طول هر فرآیندی یک پدیده شیمیایی رخ می دهد را می توان با مشاهده به نتیجه رساند علائم مشخصه واکنشهای شیمیاییمانند تغییر رنگ ، تشکیل رسوب ، تکامل گاز ، تکامل گرما و / یا نور.

بنابراین ، برای مثال ، می توان با مشاهده موارد زیر نتیجه گرفت:

تشکیل رسوب در طول جوشاندن آب ، که در زندگی روزمره مقیاس نامیده می شود.

تولید گرما و نور هنگام سوزاندن آتش ؛

تغییر رنگ برش سیب تازهروی هوا ؛

تشکیل حباب های گاز هنگام تخمیر خمیر و غیره

کوچکترین ذرات یک ماده ، که عملاً در فرایند واکنش های شیمیایی تغییر نمی کنند ، بلکه فقط به روشی جدید به هم متصل می شوند ، اتم نامیده می شوند.

خود ایده وجود چنین واحدهایی از ماده در ذهن ما شکل گرفت یونان باستاندر ذهن فیلسوفان باستان ، که در واقع منشاء اصطلاح "اتم" را توضیح می دهد ، زیرا "آتوموس" به معنای واقعی کلمه از یونانی به معنی "تجزیه ناپذیر" است.

اما برخلاف تصور فیلسوفان یونان باستان، اتمها حداقل مطلق ماده نیستند ، یعنی خود ساختار پیچیده ای دارند.

هر اتم شامل ذرات زیر اتمی -پروتون ، نوترون و الکترون است که به ترتیب با نمادهای p +، n o و e -مشخص می شوند. حروف نویسی استفاده شده نشان می دهد که پروتون دارای واحد بار مثبت ، الکترون دارای واحد منفی و نوترون هیچ بار ندارد.

مربوط به دستگاه با کیفیتاتم ، سپس برای هر اتم همه پروتون ها و نوترون ها در هسته ای به اصطلاح متمرکز می شوند ، که در اطراف آن الکترون ها یک پوسته الکترون تشکیل می دهند.

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

از آنجا که ویژگی بنیادی یک اتم الکترون خنثی بودن آن است و بار یک الکترون برابر بار یک پروتون است ، می توان از این نتیجه گرفت که تعداد الکترون های هر اتم برابر تعداد پروتون است.

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

نوع اتمها با بار اتمی یکسان ، یعنی با وجود تعداد مشابه پروتون در هسته خود ، عنصر شیمیایی نامیده می شود. بنابراین ، از جدول بالا ، می توان نتیجه گرفت که اتم 1 و اتم 2 متعلق به یک عنصر شیمیایی و اتم 3 و اتم 4 - به یک عنصر شیمیایی دیگر تعلق دارند.

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

همانطور که در جدول بالا مشاهده می کنید ، اتمهای یک عنصر شیمیایی می توانند از نظر تعداد نوترونهای هسته متفاوت باشند.

اتم های مربوط به یک عنصر شیمیایی ، اما دارای مقدار متفاوتنوترون و در نتیجه جرم ایزوتوپ نامیده می شود.

به عنوان مثال ، عنصر شیمیایی هیدروژن دارای سه ایزوتوپ است - 1 H ، 2 H و 3 H. زیرنویس های 1 ، 2 و 3 در بالای نماد H نشان دهنده تعداد کل نوترون ها و پروتون ها است. آن ها با دانستن اینکه هیدروژن یک عنصر شیمیایی است که با وجود یک پروتون در هسته اتم های آن مشخص می شود ، می توان نتیجه گرفت که در ایزوتوپ 1 H به طور کلی نوترون وجود ندارد (1-1 = 0) ، در 2H ایزوتوپ - 1 نوترون (2-1 = 1) و در ایزوتوپ 3 H - دو نوترون (3-1 = 2). از آنجا که ، همانطور که قبلاً ذکر شد ، جرم یک نوترون و پروتون یکسان است و جرم الکترون در مقایسه با آنها ناچیز است ، این بدان معناست که ایزوتوپ 2 H تقریباً دو برابر ایزوتوپ 1 H و 3 است. ایزوتوپ H حتی سه برابر سنگین تر است. ... در ارتباط با چنین گستردگی وسیعی در توده ایزوتوپهای هیدروژن ، ایزوتوپهای 2 H و 3 H حتی نامها و نمادهای جداگانه ای نیز اختصاص دادند که دیگر برای هیچ عنصر شیمیایی دیگر معمول نیست. ایزوتوپ 2 H نام دوتریوم و علامت D و ایزوتوپ 3 H نام تریتیوم و نماد T نامگذاری شده است.

اگر جرم پروتون و نوترون را به عنوان واحد در نظر بگیریم و از جرم الکترون غافل شویم ، در واقع شاخص بالا سمت چپ ، علاوه بر تعداد کل پروتون ها و نوترون های یک اتم ، می تواند جرم آن در نظر گرفته شود ، و بنابراین این شاخص شماره جرمی نامیده می شود و با نماد A. اتم مربوط به پروتون ها است ، و بار هر پروتون به طور معمول برابر با 1+ در نظر گرفته می شود ، تعداد پروتون های هسته را شماره بار (Z) می نامند به با نشان دادن تعداد نوترونهای یک اتم با حرف N ، رابطه ریاضی بین عدد جرم ، تعداد بار و تعداد نوترونها را می توان به صورت زیر بیان کرد:

مطابق با ایده های مدرن، الکترون دارای ماهیت دوگانه (موج-ذره) است. هر دو ویژگی ذرات و موج را دارد. مانند یک ذره ، الکترون دارای جرم و بار است ، اما در همان زمان ، جریان الکترون ها ، مانند موج ، با قابلیت پراش مشخص می شود.

برای توصیف وضعیت الکترون در اتم ، از مفاهیم مکانیک کوانتومی استفاده می شود که بر اساس آنها الکترون حرکت مشخصی ندارد و می تواند در هر نقطه از فضا باشد ، اما با احتمالات مختلف.

ناحیه ای از فضای اطراف هسته که در آن الکترون به احتمال زیاد یافت می شود ، مداری اتمی نامیده می شود.

مداری اتمی ممکن است داشته باشد در اشکال مختلف، اندازه و جهت مداری اتمی را ابر الکترون نیز می نامند.

از لحاظ گرافیکی ، یک مداری اتمی معمولاً به عنوان یک سلول مربع نشان داده می شود:

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

با توجه به این پیامدها ، هر مداری اتمی و الکترون بر روی آن به طور کامل با 4 عدد کوانتومی مشخص می شوند.

• عدد کوانتومی اصلی ، n ، کل انرژی یک الکترون را در مداری معین تعیین می کند. محدوده اعداد کوانتومی اصلی - همه اعداد صحیح، یعنی n = 1،2،3،4،5 و غیره
• عدد کوانتومی مداری - l - شکل مداری اتمی را مشخص می کند و می تواند هر عدد صحیح را از 0 تا n -1 بدست آورد ، جایی که n ، فراخوانی ، عدد اصلی کوانتومی است.

مداری با l = 0 نامیده می شوند s-اربیتال... s-Orbitals کروی هستند و جهت گیری در فضا ندارند:

مداری با l = 1 نامیده می شوند پ-اربیتال... این مداری به شکل یک شکل سه بعدی هشت است ، یعنی شکل به دست آمده با چرخاندن شکل هشتم حول محور تقارن و از نظر ظاهری شبیه به دمبل است:

مداری با l = 2 نامیده می شود د-اربیتال، و با l = 3 - f-اربیتال... ساختار آنها بسیار پیچیده تر است.

3) عدد کوانتومی مغناطیسی - m l - جهت گیری فضایی یک مداری اتمی خاص را مشخص می کند و طرح حرکت حرکت زاویه ای مداری را در جهت بیان می کند. میدان مغناطیسی... عدد کوانتومی مغناطیسی m l مربوط به جهت مداری نسبت به جهت بردار قدرت میدان مغناطیسی خارجی است و می تواند هر مقدار صحیح را از –l تا + l ، از جمله 0 ، یعنی. مبلغ کل ارزشهای ممکنبرابر است با (2l + 1). بنابراین ، برای مثال ، برای l = 0 ml = 0 (یک مقدار) ، برای l = 1 ml = -1 ، 0 ، +1 (سه مقدار) ، برای l = 2 ml = -2 ، -1 ، 0 ، + 1 ، +2 (پنج مقدار عدد کوانتومی مغناطیسی) و غیره

بنابراین ، برای مثال ، p-orbitals ، i.e. مداری با عدد کوانتومی مداری l = 1 ، دارای شکل "هشت بعدی سه بعدی" ، مربوط به سه مقدار عدد کوانتومی مغناطیسی (-1 ، 0 ، +1) است که به نوبه خود ، مربوط به سه جهت عمود بر یکدیگر در فضا

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

مجموعه همه اوربیتال های یک اتم که دارای عدد کوانتومی اصلی هستند ، سطح انرژی یا پوسته الکترون نامیده می شود. هر سطح انرژی دلخواه با مقداری عدد n از n2 مداری تشکیل شده است.

مجموعه مداری با مقادیر یکسان از عدد کوانتومی اصلی و عدد کوانتومی مداری ، یک زیر سطح انرژی است.

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

هر مداری مربوط به مجموعه جداگانه ای از سه عدد کوانتومی n ، l و m l است.

به توزیع الکترون بر روی مدارها پیکربندی الکترونیکی گفته می شود.

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

• اصل حداقل انرژی: الکترونها اوربیتالها را پر می کنند ، با کمترین سطح زیر انرژی شروع می شود. ترتیب زیر سطوح به منظور افزایش انرژی آنها به شرح زیر است: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

به منظور سهولت در به خاطر سپردن این دنباله پر کردن سطوح زیر الکترونیکی ، تصویر گرافیکی زیر بسیار مناسب است:

• اصل پاولی: هر مداری می تواند بیش از دو الکترون نداشته باشد.

اگر یک الکترون در مدار وجود داشته باشد ، آن را جفت نشده و اگر دو عدد باشد ، آنها را یک جفت الکترون می نامند.

• قانون هوند: پایدارترین حالت یک اتم حالتی است که در آن یک اتم حداکثر تعداد ممکن الکترونهای جفت نشده را در یک زیر سطح داشته باشد. این پایدارترین حالت اتم را حالت پایه می نامند.

در واقع ، موارد فوق به این معناست که ، برای مثال ، قرار دادن الکترون های 1 ، 2 ، 3 و 4 در سه مداری سطح p-sublevel به شرح زیر انجام می شود:

پر کردن اوربیتال اتمی از هیدروژن با بار 1 از کریپتون (Kr) با عدد بار 36 36 به شرح زیر انجام می شود:

چنین تصویری از ترتیب پر شدن مداری اتمی را نمودار انرژی می نامند. بر اساس نمودارهای الکترونیکی عناصر جداگانه ، می توانید فرمول های الکترونیکی (پیکربندی) آنها را بنویسید. به عنوان مثال ، یک عنصر با 15 پروتون و در نتیجه 15 الکترون ، به عنوان مثال ، فسفر (P) ، دارای شکل زیر از نمودار انرژی است:

هنگامی که به فرمول الکترونیکی ترجمه می شود ، اتم فسفر به شکل زیر ظاهر می شود:

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

اعداد با اندازه طبیعی در سمت چپ نماد زیر سطح ، تعداد سطح انرژی را نشان می دهند ، و حروف اضافی در سمت راست نماد زیر سطح نشان دهنده تعداد الکترون ها در زیر سطح مربوطه است.

در زیر فرمول های الکترونیکی 36 عنصر اول سیستم دوره ای D.I. مندلیف.

عادت زنانه	مورد شماره.	سمبل	عنوان	فرمول الکترونیکی
من	1	ح	هیدروژن	1s 1
	2	او	هلیوم	1s 2
II	3	لی	لیتیوم	1s 2 2s 1
	4	بودن	بریلیوم	1s 2 2s 2
	5	ب	بور	1s 2 2s 2 2p 1
	6	ج	کربن	1s 2 2s 2 2p 2
	7	N	نیتروژن	1s 2 2s 2 2p 3
	8	O	اکسیژن	1s 2 2s 2 2p 4
	9	اف	فلورین	1s 2 2s 2 2p 5
	10	نه	نئون	1s 2 2s 2 2p 6
سوم	11	Na	سدیم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	منیزیم	منیزیم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	آل	آلومینیوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	سی	سیلیکون	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	پ	فسفر	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	س	گوگرد	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	کلر	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	Ar	آرگون	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV	19	ک	پتاسیم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Ca	کلسیم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	Sc	اسکاندیم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	تیتانیوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	وانادیوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Cr	کروم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 sبر دزیر سطح
	25	من	منگنز	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	اهن	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	شرکت	کبالت	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	نی	نیکل	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	مس	مس	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 sبر دزیر سطح
	30	روی	فلز روی	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	GA	گالیوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	GE	ژرمانیوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	مانند	آرسنیک	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	سلنیوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	برادر	برم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	کر	کریپتون	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

همانطور که قبلاً ذکر شد ، الکترونها در مدارهای اتمی بر اساس اصل حداقل انرژی مرتب شده اند. با وجود این ، در صورت وجود اوربیتال p خالی در حالت پایه اتم ، اغلب می توان با انتقال انرژی اضافی به اتم ، آن را به حالت به اصطلاح برانگیخته منتقل کرد. به عنوان مثال ، یک اتم بور در حالت اولیه دارای پیکربندی الکترونیکی و نمودار انرژی به شکل زیر است:

5 B = 1s 2 2s 2 2p 1

و در حالت هیجان زده (*) ، یعنی وقتی مقداری انرژی به اتم بور منتقل می شود ، پیکربندی الکترونیکی و نمودار انرژی آن به این شکل خواهد بود:

5 B * = 1s 2 2s 1 2p 2

بسته به اینکه کدام زیر سطح اتم آخرین بار پر شده است ، عناصر شیمیایی به s ، p ، d یا f تقسیم می شوند.

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

• عناصر s آخرین سطح زیر سطح را دارند که باید پر شوند. این عناصر شامل عناصر زیرگروه های اصلی (در سمت چپ در سلول جدول) گروه های I و II هستند.
• برای عناصر p ، سطح زیر p پر می شود. عناصر p شامل شش عنصر آخر هر دوره ، به جز مورد اول و هفتم ، و همچنین عناصر زیرگروه های اصلی گروه های III-VIII می باشد.
• عناصر d بین عناصر s-و p در دوره های بزرگ قرار دارند.
• عناصر f را لانتانیدها و اکتینیدها می نامند. آنها توسط D.I به پایین جدول آورده می شوند. مندلیف.

به توزیع الکترون بر روی AO های مختلف می گویند پیکربندی الکترونیکی اتم... کمترین انرژی پیکربندی الکترونیکی مربوط به حالت اساسیاتم ، سایر تنظیمات به آن اشاره می کنند حالتهای هیجان زده.

پیکربندی الکترونیکی یک اتم به دو صورت - در قالب فرمول های الکترونیکی و نمودارهای پراش الکترونی - به تصویر کشیده می شود. هنگام نوشتن فرمول های الکترونیکی ، از اعداد اصلی و مداری کوانتومی استفاده می شود. زیر سطح با عدد کوانتومی اصلی (رقم) و عدد کوانتومی مداری (حرف مربوطه) مشخص می شود. تعداد الکترونهای موجود در سطح زیر مشخصه فوق نوشتار است. به عنوان مثال ، برای حالت پایه اتم هیدروژن ، فرمول الکترونیکی این است: 1 s 1 .

ساختار سطوح الکترونیکی را می توان با استفاده از نمودارهای پراش الکترون ، به طور کامل تر توصیف کرد ، جایی که توزیع بر روی سطوح زیر سطح به شکل سلول های کوانتومی نشان داده شده است. در این مورد ، مداری به طور معمول به عنوان یک مربع به تصویر کشیده می شود ، که در نزدیکی آن سطح زیر سطح قرار می گیرد. سطوح زیرسطحی در هر سطح باید کمی ارتفاع داشته باشند ، زیرا انرژی آنها کمی متفاوت است. بسته به علامت عدد کوانتوم چرخش ، الکترونها با فلش یا ↓ نشان داده می شوند. نمودار پراش الکترون یک اتم هیدروژن:

اصل ساخت پیکربندی الکترونیکی اتمهای چند الکترون ، افزودن پروتون و الکترون به اتم هیدروژن است. توزیع الکترونها بر اساس سطوح انرژی و زیر سطوح از قوانین پیشین در نظر گرفته شده پیروی می کند: اصل حداقل انرژی ، اصل پائولی و قانون هوند.

با در نظر گرفتن ساختار پیکربندی الکترونیکی اتمها ، همه عناصر شناخته شده مطابق با مقدار عدد کوانتومی مداری آخرین سطح زیر پر شده را می توان به چهار گروه تقسیم کرد: s-عناصر، پ-عناصر، د-عناصر، f-عناصر.

در اتم هلیوم He (Z = 2) ، الکترون دوم 1 را اشغال می کند s-orbital ، فرمول الکترونیکی آن: 1 s 2 نمودار الکترون:

اولین کوتاهترین دوره جدول تناوبی عناصر با هلیوم به پایان می رسد. پیکربندی الکترونیکی هلیوم تعیین شده است.

دوره دوم توسط لیتیوم لی (Z = 3) ، فرمول الکترونیکی آن باز می شود:
نمودار الکترون:

در زیر نمودارهای پراش الکترونی ساده اتم های عناصر آورده شده است ، مداری از سطح انرژی یکسان در یک ارتفاع قرار دارند. سطوح فرعی پر شده داخلی نشان داده نمی شود.

بعد از لیتیوم ، بریلیوم Be (Z = 4) قرار می گیرد ، که در آن یک الکترون اضافی 2 جمع می شود s-مداری فرمول الکترونیکی Be: 2 s 2

در حالت اولیه ، الکترون بور بعدی B (z = 5) 2 را اشغال می کند R-مداری ، B: 1 s 2 2s 2 2پ 1 نمودار پراش الکترون آن:

پنج مورد زیر به صورت الکترونیکی پیکربندی شده است:

C (Z = 6): 2 s 2 2پ 2 N (Z = 7): 2 s 2 2پ 3

O (Z = 8): 2 s 2 2پ 4 F (Z = 9): 2 s 2 2پ 5

Ne (Z = 10): 2 s 2 2پ 6

تنظیمات الکترونیکی داده شده توسط قانون هوند تعیین می شود.

سطح اول و دوم انرژی نئون به طور کامل پر شده است. اجازه دهید پیکربندی الکترونیکی آن را تعیین کرده و از آن در موارد زیر برای نوشتن فرمول های الکترونیکی اتم های عناصر استفاده کنیم.

سدیم Na (Z = 11) و Mg (Z = 12) دوره سوم را باز می کنند. الکترونهای خارجی 3 را اشغال می کنند s-محوری:

Na (Z = 11): 3 s 1

منیزیم (Z = 12): 3 s 2

سپس ، با شروع با آلومینیوم (Z = 13) ، 3 پر می شود R-سطح زیر دوره سوم با آرگون Ar (Z = 18) به پایان می رسد:

آل (Z = 13): 3 s 2 3پ 1

Ar (Z = 18): 3 s 2 3پ 6

عناصر دوره سوم با عناصر دوره دوم تفاوت دارند 3 داوربیتال ، که می تواند در تشکیل پیوندهای شیمیایی شرکت کند. این حالت های ظرفیت را نشان می دهد که توسط عناصر نشان داده می شود.

در دوره چهارم ، مطابق قاعده ( n+ل) ، برای پتاسیم K (Z = 19) و کلسیم Ca (Z = 20) الکترونها 4 را اشغال می کنند s-زیر سطح ، نه 3 د... شروع از scandium Sc (Z = 21) و پایان دادن به روی روی (Z = 30) ، پر کردن 3 د-زیر سطح:

فرمول های الکترونیکی د-عناصر را می توان به شکل یونی نشان داد: سطوح زیر فرعی به ترتیب صعودی عدد اصلی کوانتومی و در یک ثابت ذکر شده است. n- به منظور افزایش تعداد کوانتومی مداری. به عنوان مثال ، برای Zn چنین رکوردی به این شکل خواهد بود:
هر دوی این ورودی ها معادل هستند ، اما فرمول روی بالا ترتیب پر شدن سطوح زیر را به درستی منعکس می کند.

در ردیف 3 د-عناصر کروم Cr (Z = 24) از قانون خارج می شود ( n+ل) طبق این قانون ، پیکربندی CR باید به این شکل باشد:
مشخص شده است که پیکربندی واقعی آن است
این اثر گاهی اوقات "فرو رفتن" الکترون نامیده می شود. چنین اثراتی با افزایش نصف مقاومت توضیح داده می شود ( پ 3 , د 5 , f 7) و به طور کامل ( پ 6 , د 10 , f 14) زیر سطوح پر شده

انحراف از قاعده ( n+ل) در عناصر دیگر نیز مشاهده می شود (جدول 2). این به خاطر این واقعیت است که با افزایش عدد کوانتومی اصلی ، تفاوت بین انرژی سطوح فرعی کاهش می یابد.

بعد ، پر شدن رخ می دهد 4 پ-sublevel (Ga - Kr). دوره چهارم تنها شامل 18 عنصر است. پر کردن 5 s-, 4د- و 5 پ- زیر سطح 18 عنصر دوره پنجم. توجه داشته باشید که انرژی 5 s- و 4 د- زیر سطوح بسیار نزدیک هستند و یک الکترون با 5 sسطح زیر می تواند به راحتی به 4 برسد د-سطح زیر ساعت 5 s-sublevel Nb، Mo، Tc، Ru، Rh، Ag فقط یک الکترون دارد. شرط اولیه 5 s- سطح زیر Pd پر نشده است. "فرو رفتن" دو الکترون مشاهده می شود.

جدول 2

استثنا از ( n+ل) - قوانین مربوط به 86 عنصر اول

	پیکربندی الکترونیکی
	طبق قانون ( n+ل)	واقعی
	4s 2 3د 4 4s 2 3د 9 5s 2 4د 3 5s 2 4د 4 5s 2 4د 5 5s 2 4د 6 5s 2 4د 7 5s 2 4د 8 5s 2 4د 9 6s 2 4f 1 5د 0 6s 2 4f 2 5د 0 6s 2 4f 8 5د 0 6s 2 4f 14 5د 7 6s 2 4f 14 5د 8 6s 2 4f 14 5د 9	4s 1 3د 5 4s 1 3د 10 5s 1 4د 4 5s 1 4د 5 5s 1 4د 6 5s 1 4د 7 5s 1 4د 8 5s 0 4د 10 5s 1 4د 10 6s 2 4f 0 5د 1 6s 2 4f 1 5د 1 6s 2 4f 7 5د 1 6s 0 4f 14 5د 9 6s 1 4f 14 5د 9 6s 1 4f 14 5د 10

در دوره ششم پس از پر کردن 6 s-زیر سطح سزیم Cs (Z = 55) و باریم Ba (Z = 56) الکترون بعدی ، طبق قانون ( n+ل) باید 4 را بگیرد f-سطح زیر با این حال ، برای لانتانیم لا (Z = 57) ، یک الکترون به 5 می رسد د-سطح زیر نیمه پر شده (4 f 7) 4fسطح زیر ثبات را افزایش داده است ؛ بنابراین ، گادولینیوم Gd (Z = 64) ، و بعد از آن europium Eu (Z = 63) ، 4 fزیر سطح ، تعداد الکترونهای قبلی (7) حفظ می شود و یک الکترون جدید به 5 می رسد دزیر سطح ، شکستن قانون ( n+ل) در تربیوم Tb (Z = 65) ، الکترون بعدی 4 را اشغال می کند f-sublevel و یک انتقال الکترون از 5 وجود دارد د-sublayer (پیکربندی 4 f 9 6s 2) پر کردن 4 fسطح زیر در ytterbium Yb (Z = 70) به پایان می رسد. الکترون بعدی اتم لوتیوم Lu 5 را اشغال می کند د-سطح زیر پیکربندی الکترونیکی آن با پیکربندی اتم لانتانوم تنها زمانی که کاملاً پر شده باشد متفاوت است 4 f-سطح زیر

در حال حاضر ، در جدول تناوبی عناصر ، D.I. مندلیف ، تحت اسکاندیم Sc و ایتریوم Y گاهی اوقات به عنوان اولین لوتیوم (و نه لانتانیم) هستند. د-عنصر ، و همه 14 عنصر جلوی آن ، از جمله لانتانیم ، در یک گروه ویژه قرار می گیرند لانتانیدهافراتر از جدول تناوبی عناصر.

خواص شیمیایی عناصر عمدتا توسط ساختار سطوح الکترونیکی بیرونی تعیین می شود. تغییر در تعداد الکترونهای سوم در خارج 4 f- سطح زیر تأثیر کمی بر خواص شیمیایی عناصر دارد. بنابراین ، همه 4 f-عناصر از نظر خواص مشابه هستند. سپس ، در دوره ششم ، 5 پر می شود د- زیر سطح (Hf - Hg) و 6 پ-sublevel (Tl - Rn).

در دوره هفتم 7 sسطح زیر با فرانسه Fr (Z = 87) و رادیوم Ra (Z = 88) پر شده است. در شقایق ها ، انحراف از قاعده وجود دارد ( n+ل) ، و الکترون بعدی 6 را پر می کند د-زیر سطح ، نه 5 f... سپس یک گروه از عناصر (Th - No) با پر کردن 5 دنبال می شود f-زیر لایه هایی که خانواده را تشکیل می دهند اکتینیدها... توجه داشته باشید که 6 د- و 5 f- زیر سطوح دارای انرژیهای نزدیکی هستند که پیکربندی الکترونیکی اتمهای اکتینید اغلب از قانون پیروی نمی کند ( n+ل) اما در این مورد ، مقدار پیکربندی دقیق 5 است f تی 5د متر چندان مهم نیست ، زیرا بر خواص شیمیایی عنصر تأثیر ضعیفی می گذارد.

لارنس Lr (Z = 103) یک الکترون جدید در 6 دریافت می کند د-سطح زیر این عنصر گاهی در جدول تناوبی زیر لوتیتیوم قرار می گیرد. دوره هفتم به پایان نرسیده است. عناصر 104 - 109 ناپایدار هستند و خواص آنها کمی شناخته شده است. بنابراین ، با افزایش بار هسته ای ، ساختارهای الکترونیکی مشابه سطوح بیرونی به صورت دوره ای تکرار می شوند. در این رابطه ، باید انتظار تغییرات دوره ای در خواص مختلف عناصر را داشت.

تغییرات دوره ای در خواص اتم های عناصر شیمیایی

خواص شیمیایی اتم های عناصر در طول فعل و انفعال آنها آشکار می شود. انواع پیکربندی سطوح انرژی خارجی اتمها ویژگیهای اصلی رفتار شیمیایی آنها را تعیین می کند.

ویژگیهای اتم هر عنصر که رفتار آن را در واکنشهای شیمیایی تعیین می کند عبارتند از: انرژی یونیزاسیون ، میل الکترون ، الکترونگاتیوی.

انرژی یونیزاسیون انرژی مورد نیاز برای جداسازی و حذف الکترون از اتم است. هر چه انرژی یونیزاسیون کمتر باشد ، قابلیت کاهش اتم بیشتر است. بنابراین ، انرژی یونیزاسیون معیاری برای کاهش پذیری یک اتم است.

انرژی یونیزاسیون مورد نیاز برای جدا کردن اولین الکترون ، اولین انرژی یونیزاسیون I 1 نامیده می شود. انرژی مورد نیاز برای جدا کردن الکترون دوم ، انرژی یونیزاسیون دوم I 2 و غیره نامیده می شود. در این حالت ، نابرابری زیر صادق است:

من 1< I 2 < I 3 .

جداسازی و حذف الکترون از یک اتم خنثی راحت تر از یک یون باردار اتفاق می افتد.

حداکثر مقدار انرژی یونیزاسیون مربوط به گازهای نجیب است. فلزات قلیایی دارای حداقل انرژی یونیزاسیون هستند.

در یک دوره ، انرژی یونیزاسیون به صورت یکنواخت تغییر می کند. در ابتدا ، هنگام رفتن از عناصر s به اولین عناصر p کاهش می یابد. سپس ، برای عناصر بعدی p ، افزایش می یابد.

در یک گروه ، با افزایش تعداد ترتیبی یک عنصر ، انرژی یونیزاسیون کاهش می یابد ، که به دلیل افزایش فاصله بین سطح بیرونی و هسته است.

میل الکترون با انرژی (نشان داده شده با E) است که با اتصال یک الکترون به یک اتم آزاد می شود. با پذیرش الکترون ، اتم به یون بار منفی تبدیل می شود. میل به الکترون در یک دوره افزایش می یابد و به طور معمول در یک گروه کاهش می یابد.

هالوژنها بیشترین میل الکترون را دارند. با اتصال الکترون گم شده برای تکمیل پوسته ، آنها پیکربندی کاملی از یک اتم گاز نجیب را بدست می آورند.

الکترونگاتیوی مجموع انرژی یونیزاسیون و میل الکترون است

الکترونگاتیوی در دوره افزایش می یابد و در زیر گروه کاهش می یابد.

اتمها و یونها به دلیل ماهیت موجی الکترون ، مرزهای مشخصی ندارند. بنابراین ، شعاع اتم ها و یون ها به طور معمول تعیین می شود.

بیشترین افزایش شعاع اتمها برای عناصر دوره های کوچک مشاهده می شود که در آنها فقط سطح انرژی خارجی پر شده است که برای عناصر s- و p معمول است. برای عناصر d- و f ، افزایش شعاع نرم تر با افزایش بار هسته ای مشاهده می شود.

در یک زیر گروه ، شعاع اتم ها افزایش می یابد ، زیرا تعداد سطوح انرژی افزایش می یابد.

پیکربندی الکترونیکی- فرمول آرایش الکترونها در پوسته های مختلف الکترون یک اتم یک عنصر یا مولکول شیمیایی.

پیکربندی الکترونیکی معمولاً برای اتمها در حالت اولیه نوشته می شود. قوانین زیر برای تعیین پیکربندی الکترونیکی یک عنصر وجود دارد:

1. اصل پر کردن... بر اساس اصل پر شدن ، الکترونها در حالت اولیه یک اتم ، اوربیتالها را به ترتیب افزایش سطح انرژی مداری پر می کنند. کمترین انرژی مداری همیشه ابتدا پر می شوند.
2. اصل حذف پائولی... بر اساس این اصل ، بیش از دو الکترون نمی تواند در هر مداری قرار داشته باشد ، و سپس تنها در صورتی که دارای چرخش های مخالف (اعداد اسپین نابرابر) باشند.
3. قانون هوند... بر اساس این قاعده ، پر شدن مداری یک زیر پوسته با الکترونهای تک با چرخشهای موازی (با علامت یکسان) شروع می شود و تنها پس از اشغال همه الکترونها از طریق تک الکترونها ، پر شدن نهایی اوربیتالها توسط جفت الکترون با چرخشهای مخالف می تواند طول بکشد. محل.

از نظر مکانیک کوانتومی ، پیکربندی الکترونیکی یک لیست کامل از توابع موج یک الکترون است ، که از آنها ، با دقت کافی ، می توان عملکرد موج کامل یک اتم (در خود تقریب میدان ثابت)

به طور کلی ، اتم ، به عنوان یک سیستم ترکیبی ، تنها با عملکرد موج کامل قابل توصیف است. با این حال ، چنین توصیفی برای اتمهای پیچیده تر از اتم هیدروژن - ساده ترین از همه اتمهای عناصر شیمیایی - عملاً غیرممکن است. یک توصیف تقریبی مناسب ، روش میدانی خود سازگار است. این روش مفهوم تابع موج هر الکترون را معرفی می کند. تابع موج کل سیستم به عنوان یک محصول متقارن مناسب از توابع موج یک الکترون نوشته شده است. هنگام محاسبه عملکرد موج هر الکترون ، میدان همه الکترون های دیگر به عنوان یک پتانسیل خارجی در نظر گرفته می شود که به نوبه خود به توابع موجی این الکترون های دیگر بستگی دارد.

در نتیجه استفاده از روش میدان خود سازگار ، یک سیستم پیچیده از معادلات انتگرال دیفرانسیل غیر خطی بدست می آید که حل آن هنوز مشکل است. با این حال ، معادلات میدان خود سازگار دارای تقارن چرخشی از مسئله اصلی هستند (یعنی از نظر کروی متقارن هستند). این اجازه می دهد تا طبقه بندی کاملی از توابع موج یک الکترون که عملکرد موج کل اتم را تشکیل می دهند ، امکان پذیر شود.

برای شروع ، مانند هر پتانسیل متقارن مرکزی ، عملکرد موج در یک میدان خود سازگار را می توان با عدد کوانتومی کل حرکت زاویه ای مشخص کرد l (\ displaystyle l)و عدد کوانتومی پیش بینی حرکت تکانه ای زاویه ای بر روی برخی محورها m (\ displaystyle m)... توابع موج با مقادیر مختلف m (\ displaystyle m)مربوط به همان سطح انرژی است ، یعنی آنها منحط هستند. همچنین ، یک سطح انرژی مربوط به حالات با پیش بینی های مختلف چرخش الکترون در هر محور است. مجموع برای یک سطح انرژی معین 2 (2 لیتر + 1) (\ شیوه نمایش 2 (2 لیتر + 1))توابع موج علاوه بر این ، در مقدار معینی از حرکت زاویه ای ، سطوح انرژی را می توان شماره گذاری مجدد کرد. بر اساس قیاس با اتم هیدروژن ، مرسوم است که سطوح انرژی را برای یک مورد برآورد کنیم l (\ displaystyle l)شروع با n = l + 1 (\ displaystyle n = l + 1)... فهرست کاملی از اعداد کوانتومی توابع موج یک الکترون ، که عملکرد موج یک اتم از آنها تشکیل شده است ، پیکربندی الکترونیکی نامیده می شود. از آنجا که همه چیز در تعداد کوانتومی منحط شده است m (\ displaystyle m)و در چرخش ، فقط کافی است که تعداد کل الکترونهای موجود در حالت داده شده را نشان دهیم n (\ displaystyle n), l (\ displaystyle l).

YouTube یونیورسیته

• 1 / 5

  به دلایل تاریخی ، در فرمول پیکربندی الکترونیکی ، عدد کوانتومی l (\ displaystyle l)با حروف لاتین نوشته شده است حالت با حرف مشخص می شود s (\ displaystyle s), p (\ displaystyle p): l = 1 (\ displaystyle l = 1), d (\ displaystyle d): l = 2 (\ displaystyle l = 2), f (\ displaystyle f): l = 3 (\ displaystyle l = 3), g (\ displaystyle g): l = 4 (\ displaystyle l = 4)و بیشتر به ترتیب حروف الفبا در سمت چپ شماره l (\ displaystyle l)شماره را بنویس n (\ displaystyle n)، و در بالای عدد l (\ displaystyle l)- تعداد الکترونهای موجود در یک وضعیت با داده n (\ displaystyle n)و l (\ displaystyle l)... مثلا 2 s 2 (\ displaystyle 2s ^ (2))مربوط به دو الکترون در حالت با n = 2 (\ displaystyle n = 2), l = 0 (\ displaystyle l = 0)... به دلیل راحتی عملی (قانون کلچکوفسکی را ببینید) ، در فرمول کامل پیکربندی الکترونیکی ، شرایط به ترتیب افزایش تعداد کوانتومی نوشته شده است n (\ displaystyle n)و سپس عدد کوانتومی l (\ displaystyle l)، مثلا 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3 (\ displaystyle 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (3))... از آنجا که این علامت تا حدودی اضافی است ، گاهی فرمول به اختصار کوتاه می شود 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 3 (\ displaystyle 1s ^ (2) 2s ^ (2) p ^ (6) 3s ^ (2) p ^ (3))، یعنی عدد را حذف می کنند n (\ displaystyle n)جایی که می توان از اصطلاح قاعده سفارش گیری حدس زد.

  قانون دوره ای و ساختار اتم

  همه کسانی که در ساختار اتم در هر یک از مطالعات خود از ابزارهایی استفاده می کنند که توسط قانون دوره ای که توسط شیمی دان DI مندلیف کشف شده است در اختیار آنها قرار می گیرد. فقط در درک این قانون ، فیزیکدانان و ریاضیدانان از "زبان" خود برای تفسیر وابستگی های نشان داده شده توسط آنها استفاده می کنند (مسلماً در این مورد یک جنبش نسبتاً کنایه آمیز از JW Gibbs وجود دارد) ، اما در همان زمان ، جدا از شیمی دانان. مطالعه ماده ، با تمام کمال ، مزایا و همه کاره بودن دستگاه آنها ، البته نه فیزیک و نه ریاضیات نمی توانند تحقیقات آنها را تقویت کنند.

  تعامل نمایندگان این رشته ها در توسعه بیشتر موضوع مشاهده می شود. کشف دوره تناوبی ثانویه توسط E.V.Biron (1915) ، جنبه دیگری در درک مسائل مربوط به نظم ساختار ساختار پوسته های الکترونی داد. S. A. Shukukarev ، دانشجوی E. V. Biron و

  فیزیکدان سوئیسی دبلیو پائولی در سال 1925 ثابت کرد که در یک اتم در یک مداری بیش از دو الکترون نمی تواند دارای اسپین های مخالف (ضد موازی) باشد (از انگلیسی به عنوان "اسپیندل" ترجمه شده است) ، یعنی دارای ویژگی هایی است که می توان 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 (1 ...) نشان داده می شود ، حرف لاتین نشان دهنده زیر سطح (نوع مداری) و عددی است که در سمت راست بالای نامه نوشته شده است. (به عنوان نماد) تعداد الکترونهای سطح زیر را نشان می دهد.

  برای 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 یکبار دیگر تاکید 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 پاره 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. علاوه بر این ، در اتمهای C ، N ، O ، E ، پر شدن اوربیتالهای 2p انجام می شود ، 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 نشان داده می شود ، یعنی آنها برخلاف فرمولهای الکترونیکی کامل فوق ، فرمولهای الکترونیکی مختصر اتمهای عناصر شیمیایی را می نویسند.

  برای عناصر دوره های بزرگ (چهارم و پنجم) ، دو الکترون اول به ترتیب چهارمین و پنجمین مداری 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 ، وقتی سطح زیر سطح 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 برابر مجدداً با سطح زیر سطح p 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 قبلاً برعکس خواهند بود.

  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 اتمها توزیع الکترونها 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 الکترون ها مطابق اصل حداقل انرژی (ابتدا s- و سپس p) و مدارهای e- و p لایه دوم الکترون را مطابق اصل حداقل انرژی (ابتدا s- و سپس p) و پاولی و هوند پر می کنند. قوانین (جدول 2).

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

  جدول 2 ساختار پوسته های الکترونی اتم های 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 اول و دوم الکترون تکمیل می شوند ؛ بنابراین ، لایه الکترونیکی سوم پر می شود ، که در آن الکترون ها می توانند زیر سطوح Зs- ، 3p- و Зd را اشغال کنند (جدول 3).

  جدول 3 ساختار پوسته های الکترونی اتم های عناصر دوره سوم

  

  مدار Zs-electron در اتم منیزیم در حال تکمیل است. Na و Mg عناصر s هستند.
  
  

  8 الکترون در اتم آرگون در لایه بیرونی (لایه الکترون سوم) وجود دارد. به عنوان لایه بیرونی ، کامل است ، اما در مجموع در لایه الکترون سوم ، همانطور که قبلاً می دانید ، ممکن است 18 الکترون وجود داشته باشد ، این بدان معناست که عناصر دوره سوم دارای اوربیتال های 3 بعدی نشده اند.

  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 ، یک لایه الکترون چهارم ظاهر می شود ، سطح زیر 4s پر شده است (جدول 4) ، زیرا دارای انرژی کمتری نسبت به سطح زیر 3 بعدی است. برای ساده کردن فرمول های گرافیکی الکترونیکی اتم های عناصر دوره چهارم: 1) 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 به زیرگروه های جانبی تعلق دارند ، لایه الکترونیکی قبل از خارجی آنها پر شده است و از آنها به عنوان عناصر گذار یاد می شود.

  به ساختار پوسته های الکترونی اتم های کروم و مس توجه کنید. در آنها "افت" یک الکترون از سطح زیر 4 تا 3 وجود دارد که با پایداری بیشتر انرژی پیکربندی های الکترونیکی حاصل از آن 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 ، 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 به ترتیب سطوح فرعی 4f و 5f سومین لایه الکترون بیرونی در آنها پر شده است.

  عناصر 4f لانتانید نامیده می شوند.

  5f-Elements را اکتینید می نامند.

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

  57 Lа ... 6s 2 5d 1 - 5d -element؛ 58 Ce - 71 Lu - 4f -element؛ 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 در 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. فرمول های الکترونیکی الکترونیکی و گرافیکی اتم گوگرد را مقایسه کنید. آخرین فرمول شامل چه اطلاعات اضافی است؟