Электронууд

Атомын тухай ойлголт нь бодисын бөөмсийг илэрхийлэхийн тулд эртний ертөнцөд үүссэн. Грек хэлээр атом нь "хуваашгүй" гэсэн утгатай.

Ирландын физикч Стоуни туршилтын үндсэн дээр бүх химийн элементүүдийн атомуудад байдаг хамгийн жижиг тоосонцор цахилгааныг зөөдөг гэсэн дүгнэлтэд хүрчээ. 1891 онд Стоуни эдгээр бөөмсийг электрон гэж нэрлэхийг санал болгосон бөгөөд энэ нь грекээр "хув" гэсэн утгатай. Электроныг нэрлэснээс хойш хэдэн жилийн дараа Английн физикч Жозеф Томсон, Францын физикч Жан Перрин нар электронууд сөрөг цэнэгтэй болохыг баталжээ. Энэ бол химийн хувьд нэгжээр (-1) авдаг хамгийн бага сөрөг цэнэг юм. Томсон бүр электроны хурдыг тодорхойлж чадсан (орбит дахь электроны хурд нь тойрог замын n тоотой урвуу пропорциональ байна. Орбитын радиус нь тойрог замын тооны квадраттай пропорциональ өсдөг. Устөрөгчийн эхний тойрог замд атом (n=1; Z=1), хурд нь ≈ 2.2 106 м/c, өөрөөр хэлбэл гэрлийн хурдаас зуу дахин бага c=3 108 м/с.) ба электроны масс ( Энэ нь устөрөгчийн атомын массаас бараг 2000 дахин бага).

Атом дахь электронуудын төлөв байдал

Атом дахь электроны төлөв нь тодорхой электроны энерги болон түүний байрлаж буй орон зайн талаарх мэдээллийн багц. Атом дахь электрон нь хөдөлгөөний замналгүй, өөрөөр хэлбэл зөвхөн энэ тухай л ярьж болно. цөмийн эргэн тойрон дахь орон зайд түүнийг олох магадлал.

Энэ нь цөм, түүний нийтийг тойрсон энэ орон зайн аль ч хэсэгт байрлаж болно янз бүрийн заалтуудтодорхой сөрөг цэнэгийн нягттай электрон үүл гэж үздэг. Зургийн хувьд үүнийг дараах байдлаар төсөөлж болно: хэрэв атом дахь электроны байрлалыг секундын зуу, саяны нэгээр нь гэрэл зургийн хальсанд буулгах боломжтой байсан бол ийм гэрэл зураг дээрх электроныг цэг хэлбэрээр дүрслэх болно. Тоо томшгүй олон ийм гэрэл зургуудыг давхарлаж тавьснаар эдгээр цэгүүдийн ихэнх нь байх хамгийн өндөр нягтралтай электрон үүлний зураг гарч ирнэ.

эргэн тойрон дахь орон зай атомын цөмэлектрон олдох хамгийн их магадлалтай газрыг орбитал гэж нэрлэдэг. Энэ нь ойролцоогоор агуулдаг 90% цахим үүл, бөгөөд энэ нь электрон орон зайн энэ хэсэгт цаг хугацааны 90 орчим хувьтай байна гэсэн үг юм. Хэлбэрээрээ ялгагдана Одоогоор мэдэгдэж байгаа 4 төрлийн орбитал, тэдгээрийг латинаар тэмдэглэсэн s, p, d, f үсэг. Электрон тойрог замын зарим хэлбэрийн график дүрслэлийг зурагт үзүүлэв.

Тодорхой тойрог замд электрон хөдөлгөөний хамгийн чухал шинж чанар юм түүний цөмтэй холбогдох энерги. Ижил энергийн утгатай электронууд нь нэг электрон давхарга буюу энергийн түвшинг бүрдүүлдэг. Эрчим хүчний түвшинг цөмөөс эхлэн дугаарласан байдаг - 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

Эрчим хүчний түвшний тоог илэрхийлдэг n бүхэл тоог үндсэн квант тоо гэнэ. Энэ нь өгөгдсөн энергийн түвшинг эзэлдэг электронуудын энергийг тодорхойлдог. Цөмд хамгийн ойр байрлах эхний энергийн түвшний электронууд хамгийн бага энергитэй байдаг.Эхний түвшний электронуудтай харьцуулахад дараагийн түвшний электронууд нь их хэмжээний эрчим хүчээр тодорхойлогддог. Иймээс гаднах түвшний электронууд атомын цөмд хамгийн бага хүчтэй холбогддог.

Эрчим хүчний түвшний хамгийн олон тооны электроныг дараахь томъёогоор тодорхойлно.

N = 2n2,

энд N нь электронуудын хамгийн их тоо; n нь түвшний тоо буюу үндсэн квант тоо юм. Иймээс цөмд хамгийн ойр байгаа эхний энергийн түвшин нь хоёроос илүүгүй электрон агуулж болно; хоёр дахь нь - 8-аас ихгүй; гурав дахь нь - 18-аас ихгүй; дөрөв дэх нь - 32-аас ихгүй байна.

Хоёр дахь энергийн түвшнээс (n = 2) эхлэн түвшин бүрийг дэд давхаргад (дэд давхарга) хуваадаг бөгөөд тэдгээр нь цөмтэй холбогдох энергийн хувьд бие биенээсээ бага зэрэг ялгаатай байдаг. Дэд түвшний тоо нь үндсэн квант тооны утгатай тэнцүү байна. эрчим хүчний эхний түвшин нь нэг дэд түвшинтэй; хоёр дахь - хоёр; гурав дахь - гурав; дөрөв дэх - дөрвөн дэд түвшин. Дэд түвшингүүд нь эргээд тойрог замд үүсдэг. Утга бүрn нь n-тэй тэнцэх орбиталуудын тоотой тохирч байна.

Дэд түвшнийг латин үсгээр, түүнчлэн тэдгээрийн бүрдэх тойрог замын хэлбэрийг тэмдэглэх нь заншилтай байдаг: s, p, d, f.

Протон ба нейтрон

Аливаа зүйлийн атом химийн элементжижигхэнтэй харьцуулах боломжтой нарны систем. Иймд Э.Резерфордын санал болгосон атомын ийм загварыг нэрлэжээ гаригийн.

Атомын бүх масс төвлөрсөн атомын цөм нь хоёр төрлийн бөөмсөөс бүрдэнэ. протон ба нейтрон.

Протонууд нь электронуудын цэнэгтэй тэнцэх цэнэгтэй боловч (+1) тэмдгээр эсрэгээрээ, устөрөгчийн атомын масстай тэнцүү масстай (химид үүнийг нэгжээр хүлээн зөвшөөрдөг). Нейтрон нь цэнэггүй, төвийг сахисан, протонтой тэнцэх масстай.

Протон ба нейтроныг хамтад нь нуклон гэж нэрлэдэг (Латин цөм - цөм). Атом дахь протон ба нейтроны тооны нийлбэрийг массын тоо гэнэ. Жишээлбэл, хөнгөн цагаан атомын массын тоо:

13 + 14 = 27

протоны тоо 13, нейтроны тоо 14, массын тоо 27

Электроны үл тоомсорлож болох массыг үл тоомсорлож болох тул атомын бүх масс цөмд төвлөрч байгаа нь илт байна. Электронууд нь e - .

Учир нь атом цахилгаан саармаг, атом дахь протон ба электронуудын тоо ижил байх нь ойлгомжтой. Энэ нь үечилсэн системд түүнд хуваарилагдсан химийн элементийн серийн дугаартай тэнцүү байна. Атомын масс нь протон ба нейтроны массаас бүрддэг. Элементийн серийн дугаар (Z), өөрөөр хэлбэл протоны тоо, массын дугаар (A) -ийг протон ба нейтроны тооны нийлбэртэй тэнцүү мэдэж байгаа тул та нейтроны тоог (N) олох боломжтой. томъёо:

N=A-Z

Жишээлбэл, төмрийн атом дахь нейтроны тоо нь:

56 — 26 = 30

изотопууд

Цөмийн цэнэг нь ижил боловч өөр өөр масстай ижил элементийн атомуудын сортуудыг нэрлэдэг изотопууд. Байгальд байдаг химийн элементүүд нь изотопуудын холимог юм. Тиймээс нүүрстөрөгч нь 12, 13, 14 масстай гурван изотоптой; хүчилтөрөгч - 16, 17, 18, гэх мэт масстай гурван изотопууд Ихэвчлэн үечилсэн системд өгөгдсөн химийн элементийн харьцангуй атомын масс нь атомын массын дундаж утга юм. байгалийн хольцбайгальд харьцангуй элбэг байдгийг харгалзан тухайн элементийн изотопууд. Ихэнх химийн элементүүдийн изотопуудын химийн шинж чанарууд нь яг ижил байдаг. Гэсэн хэдий ч устөрөгчийн изотопууд нь харьцангуй атомын массын огцом өсөлтөөс шалтгаалан шинж чанараараа ихээхэн ялгаатай байдаг; Тэдэнд бүр хувь хүний ​​нэр, химийн тэмдэг өгсөн байдаг.

Эхний үеийн элементүүд

Устөрөгчийн атомын электрон бүтцийн схем:

Атомын электрон бүтцийн схемүүд нь электрон давхаргууд (энергийн түвшин) дээр электронуудын тархалтыг харуулдаг.

Устөрөгчийн атомын график электрон томъёо (энергийн түвшин ба дэд түвшний электронуудын тархалтыг харуулав):

Атомын график электрон томьёо нь электронуудын тархалтыг зөвхөн түвшин, дэд түвшинд төдийгүй тойрог замд харуулдаг.

Гелийн атомд эхний электрон давхарга дууссан - энэ нь 2 электронтой. Устөрөгч ба гели нь s-элементүүд; Эдгээр атомуудын хувьд s-орбитал нь электроноор дүүрсэн байдаг.

Хоёр дахь үеийн бүх элементүүд эхний электрон давхарга дүүрсэн байна, мөн электронууд нь хамгийн бага энергийн зарчим (эхний s, дараа нь p) болон Паули ба Хундын дүрмийн дагуу хоёр дахь электрон давхаргын s- ба p-орбиталуудыг дүүргэдэг.

Неон атомд хоёр дахь электрон давхарга дууссан - энэ нь 8 электронтой.

Гурав дахь үеийн элементийн атомуудын хувьд эхний ба хоёр дахь электрон давхаргууд дууссан тул гурав дахь электрон давхарга дүүрсэн бөгөөд электронууд 3s-, 3p-, 3d-дэд түвшнийг эзэлж чаддаг.

Магнийн атом дээр 3s-ийн электрон орбитал дууссан. Na ба Mg нь s-элементүүд юм.

Хөнгөн цагаан ба дараагийн элементүүдийн хувьд 3p дэд түвшин нь электроноор дүүрсэн байдаг.

Гурав дахь үеийн элементүүд нь дүүргэгдээгүй 3d орбиталуудтай.

Al-аас Ar хүртэлх бүх элементүүд нь p-элементүүд юм. s- ба p-элементүүд нь үечилсэн системийн үндсэн дэд бүлгүүдийг бүрдүүлдэг.

Дөрөв - долдугаар үеийн элементүүд

Дөрөв дэх электрон давхарга нь кали, кальцийн атомууд дээр гарч ирэх ба 3d дэд түвшнээс бага энергитэй тул 4s дэд түвшин дүүрсэн байна.

K, Ca - үндсэн дэд бүлгүүдэд багтсан s-элементүүд. Sc-ээс Zn хүртэлх атомуудын хувьд 3d дэд түвшин нь электроноор дүүрдэг. Эдгээр нь 3D элементүүд юм. Тэдгээр нь хоёрдогч дэд бүлгүүдэд багтдаг бөгөөд тэдгээр нь өмнөх гадаад электрон давхаргаар дүүрсэн, тэдгээрийг шилжилтийн элементүүд гэж нэрлэдэг.

Хром ба зэсийн атомын электрон бүрхүүлийн бүтцэд анхаарлаа хандуулаарай. Тэдгээрийн дотор 4s-ээс 3d-дэд түвшний нэг электрон "бүтэлгүйтэл" тохиолддог бөгөөд энэ нь 3d 5 ба 3d 10 электрон тохиргооны эрчим хүчний тогтвортой байдалтай холбоотой юм.

Цайрын атомд гурав дахь электрон давхарга дууссан - бүх 3s, 3p, 3d дэд түвшнийг дүүргэсэн бөгөөд тэдгээрт нийт 18 электрон байдаг. Цайрыг дагасан элементүүдэд дөрөв дэх электрон давхарга буюу 4p дэд түвшин дүүрсээр байна.

Га-аас Kr хүртэлх элементүүд нь p-элементүүд юм.

Криптон атом дээр гадна давхарга(дөрөвдүгээрт) дууссан, 8 электронтой. Гэхдээ дөрөв дэх электрон давхаргад зөвхөн 32 электрон байж болно; криптон атомын 4d- ба 4f-дэд түвшнийг дүүргээгүй хэвээр байна.Тав дахь үеийн элементүүд нь дараах дарааллаар дэд түвшнийг дүүргэж байна: 5s - 4d - 5p. Мөн "тэй холбоотой үл хамаарах зүйлүүд бас бий. бүтэлгүйтэл» электрон, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Зургаа ба долдугаар үеүүдэд f-элементүүд гарч ирнэ, өөрөөр хэлбэл гурав дахь электрон давхаргын 4f ба 5f-дэд түвшнийг дүүргэсэн элементүүд гарч ирнэ.

4f элементүүдийг лантанид гэж нэрлэдэг.

5f элементүүдийг актинид гэж нэрлэдэг.

Зургаа дахь үеийн элементүүдийн атом дахь электрон дэд түвшнийг дүүргэх дараалал: 55 Cs ба 56 Ba - 6s-элементүүд; 57 La … 6s 2 5d x - 5d элемент; 58 Ce - 71 Lu - 4f элементүүд; 72 Hf - 80 Hg - 5d элементүүд; 81 T1 - 86 Rn - 6d элементүүд. Гэхдээ энд ч гэсэн электрон тойрог замыг дүүргэх дарааллыг "зөрчсөн" элементүүд байдаг бөгөөд энэ нь жишээлбэл, хагас ба бүрэн дүүргэсэн f-дэд түвшний эрчим хүчний тогтвортой байдал, тухайлбал nf 7 ба nf 14-тэй холбоотой байдаг. Атомын аль дэд түвшинд хамгийн сүүлд электронууд дүүрсэнээс хамааран бүх элементүүдийг дөрвөн электрон бүлэгт хуваадаг.

• s-элементүүд. Атомын гаднах түвшний s-дэд түвшин нь электроноор дүүрсэн; s-элементүүдэд устөрөгч, гели, I ба II бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүд орно.

• p-элементүүд. Атомын гаднах түвшний p-дэд түвшин нь электроноор дүүрсэн; p-элементүүд нь III-VIII бүлгийн үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүдийг агуулдаг.

• d-элементүүд. Атомын өмнөх гадаад түвшний d-дэд түвшин нь электроноор дүүрсэн; d-элементүүд нь I-VIII бүлгийн хоёрдогч дэд бүлгүүдийн элементүүд, өөрөөр хэлбэл s- ба p-элементүүдийн хооронд байрлах том хугацааны завсрын арван жилийн элементүүд орно. Тэдгээрийг мөн шилжилтийн элементүүд гэж нэрлэдэг.

• f-элементүүд. Атомын гадна талын гурав дахь түвшний f-дэд түвшин нь электроноор дүүрсэн; Эдгээрт лантанид ба антиноидууд орно.

Швейцарийн физикч В.Паули 1925 онд нэг тойрог замд атомын эсрэг (эсрэг параллель) спинтэй хоёроос илүү электрон байж болохгүй, өөрөөр хэлбэл нөхцөлт байдлаар төсөөлж болох шинж чанаруудтай болохыг тогтоожээ. электроныг төсөөлж буй тэнхлэгээ тойрон эргэх нь: цагийн зүүний дагуу эсвэл цагийн зүүний эсрэг.

Энэ зарчмыг нэрлэдэг Паули зарчим. Хэрэв тойрог замд нэг электрон байгаа бол түүнийг хосгүй гэж нэрлэдэг, хэрэв хоёр байвал эдгээр нь хосолсон электронууд, өөрөөр хэлбэл эсрэг эргэлттэй электронууд юм. Зураг дээр энергийн түвшинг дэд түвшинд хуваах диаграммыг харуулж, тэдгээрийг дүүргэх дарааллыг харуулав.

Ихэнхдээ атомын электрон бүрхүүлийн бүтцийг энерги эсвэл квант эсийг ашиглан дүрсэлсэн байдаг - тэд график гэж нэрлэгддэг электрон томъёог бичдэг. Энэ бичлэгийн хувьд дараах тэмдэглэгээг ашиглана: квант эс бүрийг нэг тойрог замд тохирох нүдээр тэмдэглэнэ; электрон бүрийг эргүүлэх чиглэлд харгалзах сумаар заана. График цахим томьёо бичихдээ хоёр дүрмийг санах хэрэгтэй. Паули зарчим ба Ф.Хундын дүрэмҮүний дагуу электронууд чөлөөт эсүүдийг нэг нэгээр нь эзэлдэг бөгөөд нэгэн зэрэг ижил эргэлтийн утгатай байдаг бөгөөд зөвхөн дараа нь хосолсон боловч Паули зарчмын дагуу эргэлтүүд аль хэдийн эсрэг чиглэлтэй байх болно.

Хундын дүрэм ба Паулигийн зарчим

Хундын дүрэм- тодорхой дэд давхаргын тойрог замыг дүүргэх дарааллыг тодорхойлдог квант химийн дүрэм ба дараах байдлаар томьёологдсон: энэ дэд давхаргын электроны спин квант тооны нийт утга хамгийн их байх ёстой. 1925 онд Фридрих Хунд боловсруулсан.

Энэ нь дэд давхаргын орбитал бүрт нэг электрон эхлээд дүүрдэг бөгөөд дүүргэгдээгүй орбиталууд дууссаны дараа л энэ тойрог замд хоёр дахь электрон нэмэгддэг гэсэн үг юм. Энэ тохиолдолд нэг тойрог замд эсрэг тэмдгийн хагас бүхэл спинтэй хоёр электрон байдаг бөгөөд тэдгээр нь хосолсон (хоёр электрон үүл үүсгэдэг) бөгөөд үүний үр дүнд тойрог замын нийт спин тэгтэй тэнцүү болно.

Бусад үг хэллэг: Эрчим хүчний доор хоёр нөхцөл хангагдсан атомын нэр томъёо оршдог.

1. Олон талт байдал дээд тал нь
2. Үржвэрүүд давхцах үед тойрог замын нийт импульс L хамгийн их байна.

p-дэд түвшний орбиталуудыг дүүргэх жишээн дээр энэ дүрэмд дүн шинжилгээ хийцгээе х- хоёр дахь үеийн элементүүд (өөрөөр хэлбэл бороос неон хүртэл (доорх диаграммд хэвтээ шугамууд нь тойрог замуудыг, босоо сумнууд нь электронуудыг, сумны чиглэл нь эргэлтийн чиглэлийг заана).

Клечковскийн дүрэм

Клечковскийн дүрэм -Атом дахь электронуудын нийт тоо нэмэгдэхийн хэрээр (тэдгээрийн цөмийн цэнэг эсвэл химийн элементүүдийн дарааллын тоо нэмэгдэхийн хэрээр) атомын орбиталууд нь өндөр энергитэй орбитал дахь электронуудын харагдах байдал нь зөвхөн үүнээс хамаарна. үндсэн квант тоо n бөгөөд бусад бүх квант тооноос хамаарахгүй., l-ээс тоонуудыг оруулаад. Физикийн хувьд энэ нь устөрөгчтэй төстэй атомд (электрон хоорондын түлхэлт байхгүй тохиолдолд) электроны тойрог замын энерги нь зөвхөн цөмөөс электрон цэнэгийн нягтын орон зайн алслагдсан байдлаас хамаарч тодорхойлогддог бөгөөд түүний хөдөлгөөний онцлогоос хамаардаггүй гэсэн үг юм. цөмийн салбарт.

Клечковскийн эмпирик дүрэм ба түүнээс үүссэн атомын орбиталуудын бодит энергийн зарим талаараа зөрчилдсөн дарааллын дарааллыг зөвхөн ижил төрлийн хоёр тохиолдолд: атомуудын хувьд Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, гадна талын давхаргын s - дэд түвшний өмнөх давхаргын d-дэд түвшин хүртэлх электрон "бүтэлгүйтэл" байгаа бөгөөд энэ нь атомын энергийн хувьд илүү тогтвортой байдалд хүргэдэг, тухайлбал: тойрог зам 6-г хоёроор дүүргэсний дараа. электронууд с

Энэ нь цахим томьёо гэж нэрлэгддэг хэлбэрээр бичигдсэн байдаг. Цахим томъёонд s, p, d, f үсэг нь электронуудын энергийн дэд түвшинг илэрхийлдэг; үсгүүдийн урд байгаа тоонууд нь өгөгдсөн электрон байрлаж буй энергийн түвшинг заадаг бөгөөд баруун дээд талд байгаа индекс нь энэ дэд түвшний электронуудын тоо юм. Аливаа элементийн атомын электрон томьёог зохиохын тулд үечилсэн систем дэх энэ элементийн тоог мэдэж, атом дахь электронуудын тархалтыг зохицуулдаг үндсэн заалтуудыг биелүүлэхэд хангалттай.

Атомын электрон бүрхүүлийн бүтцийг мөн энергийн эсүүд дэх электронуудын зохион байгуулалт хэлбэрээр дүрсэлж болно.

Төмрийн атомын хувьд ийм схем нь дараах хэлбэртэй байна.

Энэхүү диаграмм нь Хундын дүрмийн хэрэгжилтийг тодорхой харуулж байна. 3d дэд түвшинд дээд хэмжээ, эсүүд (дөрөв) нь хосгүй электронуудаар дүүрдэг. Атом дахь электрон бүрхүүлийн бүтцийг электрон томъёо, диаграмм хэлбэрээр харуулсан зураг нь электроны долгионы шинж чанарыг тодорхой тусгадаггүй.

Тогтмол хуулийн шинэчилсэн найруулгаТИЙМ. Менделеев : энгийн биеийн шинж чанар, түүнчлэн элементийн нэгдлүүдийн хэлбэр, шинж чанарууд нь элементүүдийн атомын жингийн хэмжээнээс үе үе хамааралтай байдаг.

Тогтмол хуулийн орчин үеийн томъёолол: элементүүдийн шинж чанар, тэдгээрийн нэгдлүүдийн хэлбэр, шинж чанарууд нь атомуудын цөмийн цэнэгээс үе үе хамааралтай байдаг.

Ийнхүү цөмийн эерэг цэнэг (атомын масс гэхээсээ илүү) нь элементүүд болон тэдгээрийн нэгдлүүдийн шинж чанараас хамаардаг илүү үнэн зөв аргумент болж хувирав.

Валент- гэдэг нь нэг атомын нөгөө атомтай холбогдсон химийн бондын тоо юм.
Атомын валентын боломжууд нь хосгүй электронуудын тоо болон гаднах түвшинд чөлөөт атомын орбитал байгаа эсэхээр тодорхойлогддог. Химийн элементийн атомуудын гадаад энергийн түвшний бүтэц нь тэдгээрийн атомын шинж чанарыг голчлон тодорхойлдог. Тиймээс эдгээр түвшинг валентын түвшин гэж нэрлэдэг. Эдгээр түвшний электронууд, заримдаа гадаад өмнөх түвшний электронууд химийн холбоо үүсгэхэд оролцож болно. Ийм электроныг мөн валент электрон гэж нэрлэдэг.

Стейхиометрийн валентхимийн элемент - гэдэг нь тухайн атомын өөртөө хавсаргаж чадах эквивалентуудын тоо буюу атом дахь эквивалентуудын тоо юм.

Эквивалент нь залгагдсан эсвэл орлуулсан устөрөгчийн атомын тоогоор тодорхойлогддог тул стехиометрийн валент нь энэ атомын харилцан үйлчлэлцдэг устөрөгчийн атомын тоотой тэнцүү байна. Гэхдээ бүх элементүүд чөлөөтэй харилцан үйлчлэлцдэггүй, гэхдээ бараг бүх зүйл хүчилтөрөгчтэй харилцан үйлчилдэг тул стехиометрийн валентыг хүчилтөрөгчийн атомын хавсарсан тооноос хоёр дахин их гэж тодорхойлж болно.

Жишээлбэл, хүхэрт устөрөгчийн H 2 S дахь хүхрийн стехиометрийн валент нь 2, SO 2 исэлд - 4, SO 3 -6 исэлд байна.

Хоёртын нэгдлийн томъёоны дагуу элементийн стехиометрийн валентыг тодорхойлохдоо нэг элементийн бүх атомын нийт валент нь өөр элементийн бүх атомын нийт валенттай тэнцүү байх ёстой гэсэн дүрмийг баримтлах хэрэгтэй.

Исэлдэлтийн төлөвбас Энэ нь бодисын найрлагыг тодорхойлдог бөгөөд нэмэх тэмдэг (металл эсвэл молекул дахь илүү цахилгаан эерэг элементийн хувьд) эсвэл хасах тэмдэг бүхий стехиометрийн валенттай тэнцүү байна.

1. In энгийн бодисуудэлементүүдийн исэлдэлтийн төлөв 0 байна.

2. Бүх нэгдлүүдийн фторын исэлдэлтийн түвшин -1 байна. Металл, устөрөгч болон бусад цахилгаан эерэг элементүүдтэй үлдсэн галоген (хлор, бром, иод) нь исэлдэлтийн төлөвтэй -1 боловч илүү цахилгаан сөрөг элементтэй нэгдлүүдэд тэдгээр нь байдаг. эерэг утгуудисэлдэлтийн зэрэг.

3. Нэгдлүүдийн хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн түвшин -2; Үл хамаарах зүйл бол устөрөгчийн хэт исэл H 2 O 2 ба түүний деривативууд (хүчилтөрөгч нь исэлдэлтийн төлөвтэй Na 2 O 2, BaO 2 гэх мэт), мөн хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн төлөвтэй хүчилтөрөгчийн фтор OF 2 юм. +2 байна.

4. Шүлтлэг элементүүд (Li, Na, K, гэх мэт) болон үечилсэн системийн хоёрдугаар бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүд (Be, Mg, Ca, гэх мэт) нь үргэлж бүлгийн дугаартай тэнцүү исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг. нь +1 ба +2 тус тус .

5. Таллиас бусад гурав дахь бүлгийн бүх элементүүд нь бүлгийн дугаартай тэнцүү тогтмол исэлдэлтийн төлөвтэй, i.e. +3.

6. Элементийн исэлдэлтийн хамгийн өндөр түвшин нь Үелэх системийн бүлгийн дугаартай тэнцүү, хамгийн бага нь ялгаа нь: бүлгийн дугаар - 8. Жишээ нь: хамгийн дээд зэрэгазотын исэлдэлт (энэ нь тав дахь бүлэгт байрладаг) +5 (азотын хүчил ба түүний давсанд), хамгийн бага нь -3 (аммиак ба аммонийн давсанд).

7. Нэгдлийн элементүүдийн исэлдэлтийн төлөвүүд нь бие биенээ нөхдөг тул молекул эсвэл төвийг сахисан томъёоны нэгж дэх бүх атомын нийлбэр нь тэг, ионы хувьд түүний цэнэг байна.

Эдгээр дүрмүүд нь нэгдэл дэх элементийн үл мэдэгдэх исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлох, хэрэв бусад элементүүдийн исэлдэлтийн төлөвийг мэддэг бол олон элементийн нэгдлүүдийг томъёолоход ашиглаж болно.

Исэлдэлтийн зэрэг (исэлдэлтийн тоо,) — исэлдэх, багасгах, исэлдэх урвалын процессыг бүртгэх туслах нөхцөлт утга.

үзэл баримтлал исэлдэлтийн төлөвихэвчлэн ашигладаг органик бус химиүзэл баримтлалын оронд валент. Атомын исэлдэлтийн төлөв нь атомд хамаарах цахилгаан цэнэгийн тоон утгатай тэнцүү бөгөөд энэ нь холбоог гүйцэтгэгч электрон хосууд нь илүү электрон сөрөг атомууд руу бүрэн чиглэгддэг (өөрөөр хэлбэл, нэгдлээс бүрддэг гэсэн таамаглал дээр үндэслэсэн) юм. зөвхөн ионуудаас).

Исэлдэлтийн төлөв нь эерэг ионыг төвийг сахисан атом болгон багасгахын тулд нэмэх шаардлагатай электронуудын тоо, эсвэл сөрөг ионоос авч саармаг атом болгон исэлдүүлэх шаардлагатай электронуудын тоотой тохирч байна.

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

Атомын электрон бүрхүүлийн бүтцээс хамааран элементүүдийн шинж чанар нь үе ба бүлгээр өөрчлөгддөг үечилсэн систем. Хэд хэдэн ижил төстэй элементүүдийн электрон бүтэц нь зөвхөн ижил төстэй боловч ижил биш байдаг тул бүлгийн нэг элементээс нөгөөд шилжих үед тэдгээрийн шинж чанарын энгийн давталт ажиглагддаггүй, харин тэдгээрийн тогтмол өөрчлөлт нь бага эсвэл тодорхой илэрхийлэгддэг.

Элементийн химийн шинж чанар нь түүний атомын электрон алдах эсвэл авах чадвараар тодорхойлогддог. Энэ чадварыг иончлолын энерги ба электрон ойрын харьцаагаар хэмждэг.

Иончлолын энерги (Ei) нь T = 0 үед хийн фазын атомаас электроныг салгаж, бүрэн арилгахад шаардагдах энергийн хамгийн бага хэмжээ юм.

Атомыг эерэг цэнэгтэй ион болгон хувиргаснаар суллагдсан электрон руу кинетик энергийг шилжүүлэхгүйгээр K: E + Ei = E + + e-. Иончлолын энерги нь эерэг ба байна хамгийн бага утгуудшүлтийн металлын атомуудын хувьд, хамгийн том нь язгуур (инерт) хийн атомуудын хувьд.

Электрон хамаарал (Ee) нь хийн фазын атомд электрон наалдсан үед ялгарах буюу шингэсэн энерги T = 0 байна

Бөөмд кинетик энергийг шилжүүлэхгүйгээр атомыг сөрөг цэнэгтэй ион болгон хувиргах K:

E + e- = E- + Ee.

Галоген, ялангуяа фтор нь электроны хамгийн их хамааралтай байдаг (Ee = -328 кЖ / моль).

Ei ба Ee-ийн утгыг моль тутамд киложоуль (кЖ/моль) эсвэл атом тутамд электрон вольтоор (eV) илэрхийлнэ.

Холбоотой атомын химийн бондын электронуудыг өөр рүүгээ шилжүүлж, эргэн тойрон дахь электронуудын нягтралыг нэмэгдүүлэх чадварыг гэнэ. цахилгаан сөрөг чанар.

Энэ ойлголтыг шинжлэх ухаанд Л.Паулинг нэвтрүүлсэн. Цахилгаан сөрөг чанар÷ тэмдгээр тэмдэглэсэн бөгөөд өгөгдсөн атом нь химийн холбоо үүсгэх үед электронуудыг холбох хандлагыг тодорхойлдог.

Р.Маликений хэлснээр атомын цахилгаан сөрөг чанарыг иончлох энерги ба чөлөөт атомуудын электроны хамаарлын нийлбэрийн хагасаар үнэлдэг h = (Ee + Ei)/2.

Үе үе байдаг ерөнхий чиг хандлагаатомын цөмийн цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр иончлолын энерги ба цахилгаан сөрөг чанар нэмэгдэж, бүлэгт элементийн дарааллын тоо нэмэгдэх тусам эдгээр хэмжигдэхүүнүүд буурдаг.

Элементэд цахилгаан сөрөг байдлын тогтмол утгыг өгөх боломжгүй гэдгийг онцлон тэмдэглэх нь зүйтэй, учир нь энэ нь олон хүчин зүйлээс, тухайлбал элементийн валентын төлөв байдал, түүний орж буй нэгдлийн төрөл, хөрш атомын тоо, төрлөөс хамаардаг. .

Атом ба ионы радиусууд. Атом ба ионуудын хэмжээсийг электрон бүрхүүлийн хэмжээсээр тодорхойлно. Квант механикийн үзэл баримтлалын дагуу электрон бүрхүүл нь хатуу тодорхойлогдсон хил хязгааргүй байдаг. Тиймээс бид чөлөөт атом эсвэл ионы радиусын хувьд авч болно гадаад электрон үүлний үндсэн хамгийн их нягтын байрлал хүртэлх онолын хувьд тооцоолсон зай.Энэ зайг тойрог замын радиус гэж нэрлэдэг. Практикт туршилтын өгөгдлөөр тооцоолсон нэгдлүүдийн атом ба ионуудын радиусын утгыг ихэвчлэн ашигладаг. Энэ тохиолдолд атомын ковалент ба металлын радиусыг ялгадаг.

Атом ба ионы радиусын элементийн атомын цөмийн цэнэгээс хамаарах хамаарал нь үе үе юм.. Атомын тоо нэмэгдэхийн хэрээр радиусууд буурах хандлагатай байдаг. Хамгийн их бууралт нь жижиг хугацааны элементүүдийн хувьд ердийн зүйл юм, учир нь гаднах электрон түвшин тэдгээрт дүүргэгдсэн байдаг. Томоохон хугацаанд d- ба f-элементүүдийн гэр бүлд энэ өөрчлөлт нь бага хурц байдаг, учир нь тэдгээрийн доторх электронуудыг дүүргэх нь өмнөх давхаргад тохиолддог. Дэд бүлгүүдэд ижил төрлийн атом ба ионуудын радиус ерөнхийдөө нэмэгддэг.

Элементүүдийн үелэх систем нь сайн жишээилрэлүүд төрөл бүрийнхэвтээ (зүүнээс баруун тийш), босоо (бүлэгт, жишээлбэл, дээрээс доош), диагональ байдлаар ажиглагддаг элементүүдийн шинж чанаруудын үечилсэн байдал. атомын зарим шинж чанар нэмэгдэж, буурах боловч үечилсэн байдал хадгалагдана.

Зүүнээс баруун тийш (→), исэлдэлтийн үед металл шинж чанарэлементүүд, мөн бууруулагч болон металлын шинж чанар буурдаг. Тиймээс 3-р үеийн бүх элементүүдээс натри нь хамгийн идэвхтэй металл, хамгийн хүчтэй бууруулагч, хлор нь хамгийн хүчтэй исэлдүүлэгч бодис байх болно.

химийн холбоо- нь молекул дахь атомуудын харилцан холболт, эсвэл болор тор, атомуудын хоорондох үйл ажиллагааны үр дүнд цахилгаан хүчтатах.

Энэ нь бүх электрон ба бүх цөмийн харилцан үйлчлэл бөгөөд тогтвортой, олон атомт систем (радикал, молекул ион, молекул, талст) үүсэхэд хүргэдэг.

Химийн холбоог валентийн электронууд гүйцэтгэдэг. By орчин үеийн санаануудхимийн холбоо нь электрон шинж чанартай боловч янз бүрийн аргаар явагддаг. Тиймээс химийн бондын үндсэн гурван төрөл байдаг. ковалент, ион, металлМолекулуудын хооронд үүсдэг устөрөгчийн холбоо,мөн тохиолдох Ван дер Ваалсын харилцан үйлчлэл.

Химийн бондын үндсэн шинж чанарууд нь:

- холболтын урт - химийн холбоотой атомуудын хоорондын цөмийн зай юм.

Энэ нь харилцан үйлчлэлцэж буй атомуудын шинж чанар, холболтын олон талт байдлаас хамаарна. Олон талт байдал нэмэгдэхийн хэрээр холболтын урт буурч, улмаар түүний хүч чадал нэмэгддэг;

- бондын олон талт байдал - хоёр атомыг холбосон электрон хосуудын тоогоор тодорхойлогддог. Олон талт байдал нэмэгдэхийн хэрээр холболтын энерги нэмэгддэг;

- холболтын өнцөг- химийн харилцан уялдаатай хөрш зэргэлдээх хоёр атомын цөмөөр дамжин өнгөрөх төсөөлөлтэй шулуун шугамын хоорондох өнцөг;

Холбох энерги E CB - Энэ нь энэ холбоо үүсэх үед ялгардаг энерги бөгөөд түүнийг таслахад зарцуулагддаг, кДж / моль.

ковалент холбоо - Хос электроныг хоёр атомтай хуваалцах замаар үүссэн химийн холбоо.

Атомуудын хооронд нийтлэг электрон хосууд үүссэнээр химийн холбоог тайлбарлах нь валентийн спин онолын үндэс болсон бөгөөд түүний хэрэгсэл нь юм. валентын бондын арга (MVS) , 1916 онд Льюис нээсэн. Химийн холбоо, молекулуудын бүтцийг квант механикаар тайлбарлахын тулд өөр аргыг ашигладаг - молекул тойрог замын арга (ММО) .

Валент холболтын арга

MVS-ийн дагуу химийн холбоо үүсгэх үндсэн зарчим:

1. Химийн холбоо нь валент (хослогдоогүй) электронуудын улмаас үүсдэг.

2. Хоёр өөр атомд хамаарах эсрэг параллель спинтэй электронууд нийтлэг болдог.

3. Хоёр ба түүнээс дээш атом бие биедээ ойртоход системийн нийт энерги багасах тохиолдолд л химийн холбоо үүснэ.

4. Молекулд үйлчлэх гол хүч нь цахилгаан, Кулон гаралтай.

5. Холболт хэдий чинээ хүчтэй байна, төдий чинээ харилцан үйлчлэгч электрон үүлнүүд давхцдаг.

Ковалентын холбоо үүсэх хоёр механизм байдаг.

солилцооны механизм.Хоёр төвийг сахисан атомын валентийн электронуудыг хуваалцах замаар холбоо үүсдэг. Атом бүр нэг хосгүй электроныг нийтлэг электрон хосод өгдөг:

Цагаан будаа. 7. Ковалентын холбоо үүсэх солилцооны механизм: а- туйлшралгүй; б- туйл

Донор хүлээн авагч механизм.Нэг атом (донор) электрон хосоор хангадаг бол өөр атом (хүлээн авагч) нь энэ хосын хувьд хоосон тойрог замыг өгдөг.

холболтууд, боловсролтойдонор-хүлээн авагч механизмын дагуу, харьяалагддаг нарийн төвөгтэй нэгдлүүд

Цагаан будаа. 8. Ковалентын холбоо үүсэх донор хүлээн авагч механизм

Ковалентын холбоо нь тодорхой шинж чанартай байдаг.

Хангалттай байдал - тодорхой тооны ковалент холбоо үүсгэх атомын шинж чанар.Бондын ханасан байдлаас болж молекулууд нь тодорхой найрлагатай байдаг.

чиг баримжаа - t . д) электрон үүлний хамгийн их давхцах чиглэлд холболт үүсдэг . Бонд үүсгэгч атомуудын төвүүдийг холбосон шугамын тухайд: σ ба π (Зураг 9): σ-бонд - харилцан үйлчлэлцдэг атомуудын төвүүдийг холбосон шугамын дагуу AO давхцаж үүссэн; π-бонд нь атомын цөмүүдийг холбосон шулуун шугамд перпендикуляр тэнхлэгийн чиглэлд үүсэх холбоо юм. Бондын чиглэл нь молекулуудын орон зайн бүтцийг, өөрөөр хэлбэл геометрийн хэлбэрийг тодорхойлдог. эрлийзжүүлэх - энэ нь тойрог замын илүү үр дүнтэй давхцлыг бий болгохын тулд ковалент холбоо үүсэхэд зарим тойрог замын хэлбэрийг өөрчлөх явдал юм.Эрлийз орбиталуудын электронуудын оролцоотойгоор үүссэн химийн холбоо нь эрлийз бус s- ба p-орбиталуудын электронуудын оролцоотой холбооноос илүү хүчтэй байдаг, учир нь давхцал ихтэй байдаг. Гибридизацийн дараах төрлүүд байдаг (Зураг 10, Хүснэгт 31). sp гибридизаци -Нэг s-орбитал, нэг p-орбитал нь хоёр ижил "эрлийз" тойрог болж хувирах ба тэдгээрийн тэнхлэгүүдийн хоорондох өнцөг нь 180 ° байна. SP эрлийзжих молекулууд нь шугаман геометртэй байдаг (BeCl 2).

sp 2 эрлийзжүүлэх- нэг s-орбитал ба хоёр p-орбитал нь тэнхлэгүүдийн хоорондох өнцөг нь 120 ° байх гурван ижил "эрлийз" орбитал болж хувирдаг. Sp 2 эрлийзжүүлсэн молекулууд нь хавтгай геометртэй байдаг (BF 3, AlCl 3).

sp 3-эрлийзжүүлэх- нэг s-орбитал ба гурван p-орбитал нь дөрвөн ижил "эрлийз" орбитал болж хувирдаг бөгөөд тэдгээрийн тэнхлэгүүдийн хоорондох өнцөг нь 109 ° 28 ". sp 3 эрлийзжих молекулууд нь тетраэдр геометртэй байдаг (CH 4). , NH3).

Цагаан будаа. 10. Валентын орбиталуудын эрлийзжүүлэлтийн төрлүүд: a - sp-валентийн орбиталуудын эрлийзжилт; б - sp2-валентын орбиталуудын эрлийзжилт; in - sp 3 - валентын орбиталуудын эрлийзжилт

Атомын электрон тохиргоонь атом дахь электронуудын байрлалыг түвшин болон дэд түвшнээр харуулсан томъёо юм. Өгүүллийг судалсны дараа та электронууд хаана, хэрхэн байрлаж байгааг олж мэдэх, квант тоонуудтай танилцах, атомын электрон тохиргоог тоогоор нь бүтээх чадвартай байх болно, өгүүллийн төгсгөлд элементүүдийн хүснэгт байна.

Яагаад элементүүдийн цахим тохиргоог судлах хэрэгтэй вэ?

Атомууд нь бүтээгчтэй адил: тодорхой тооны хэсгүүд байдаг, тэдгээр нь бие биенээсээ ялгаатай боловч нэг төрлийн хоёр хэсэг нь яг ижил байдаг. Гэхдээ энэ бүтээгч нь хуванцараас хамаагүй илүү сонирхолтой бөгөөд яагаад гэдгийг эндээс харж болно. Ойролцоох хүмүүсээс хамаарч тохиргоо өөрчлөгддөг. Жишээлбэл, устөрөгчийн дэргэд хүчилтөрөгч магадгүйус болж, натрийн хажууд хий болж, төмрийн хажууд байх нь зэв болон хувирдаг. Яагаад ийм зүйл болдог вэ гэсэн асуултад хариулж, атомын хажууд байгаа үйлдлийг урьдчилан таамаглахын тулд электрон тохиргоог судлах шаардлагатай бөгөөд үүнийг доор авч үзэх болно.

Атомд хэдэн электрон байдаг вэ?

Атом нь цөм ба түүний эргэн тойронд эргэлддэг электронуудаас, цөм нь протон, нейтроноос бүрддэг. Саармаг төлөвт атом бүр өөрийн цөм дэх протоны тоотой ижил тооны электронтой байна. Протоны тоог тодорхойлсон серийн дугаарэлемент, жишээлбэл хүхэр нь 16 протонтой - үечилсэн системийн 16 дахь элемент. Алт нь 79 протонтой - үелэх системийн 79-р элемент. Үүний дагуу төвийг сахисан төлөвт хүхэрт 16 электрон, алтанд 79 электрон байна.

Электроныг хаанаас хайх вэ?

Электроны зан төлөвийг ажигласнаар тодорхой хэв маягийг гаргаж авсан бөгөөд тэдгээрийг квант тоогоор дүрсэлсэн бөгөөд нийтдээ дөрөв байна.

• Үндсэн квант тоо
• Орбитын квант тоо
• Соронзон квант тоо
• Спин квант тоо

Орбитал

Цаашилбал, тойрог зам гэдэг үгийн оронд бид "орбиталь" гэсэн нэр томъёог ашиглах болно, тойрог зам нь электроны долгионы функц, ойролцоогоор - энэ нь электрон цаг хугацааны 90% -ийг зарцуулдаг газар юм.

N - түвшин
L - бүрхүүл
M l - тойрог замын тоо
M s - тойрог замын эхний эсвэл хоёр дахь электрон

Орбитын квант тоо l

Цаашид электрон үүлийг судалсны үр дүнд эрчим хүчний түвшин, үүл нь дөрвөн үндсэн хэлбэрийг авдаг: бөмбөг, дамббелл, нөгөө хоёр нь илүү төвөгтэй. Эрчим хүчний өсөх дарааллаар эдгээр хэлбэрийг s-, p-, d- болон f-бүрхүүл гэж нэрлэдэг. Эдгээр бүрхүүл бүр нь 1 (on s), 3 (on p), 5 (d) ба 7 (f дээр) тойрог замтай байж болно. Орбиталуудын квант тоо нь тойрог замууд байрладаг бүрхүүл юм. s, p, d ба f орбиталуудын тойрог замын квант тоо нь 0,1,2 эсвэл 3 утгыг авна.

s-бүрхүүл дээр нэг орбитал (L=0) - хоёр электрон
p-бүрхүүл (L=1) дээр гурван орбитал байдаг - зургаан электрон
d-бүрхүүл дээр таван орбитал байдаг (L=2) - арван электрон
f-бүрхүүл дээр долоон орбитал (L=3) байдаг - арван дөрвөн электрон

Соронзон квант тоо m l

P-бүрхүүл дээр гурван тойрог зам байдаг бөгөөд тэдгээрийг -L-ээс +L хүртэлх тоогоор тэмдэглэдэг, өөрөөр хэлбэл p-бүрхүүл (L=1)-ийн хувьд "-1", "0" ба "1" орбиталууд байдаг. . Соронзон квант тоог m l үсгээр тэмдэглэнэ.

Бүрхүүлийн дотор электронууд өөр өөр тойрог замд байрлах нь илүү хялбар байдаг тул эхний электронууд орбитал бүрт нэгийг дүүргэж, дараа нь түүний хос тус бүрт нэмэгддэг.

d-бүрхүүлийг авч үзье:
d-бүрхүүл нь L=2 утгатай тохирч, өөрөөр хэлбэл таван орбитал (-2,-1,0,1 ба 2), эхний таван электрон бүрхүүлийг дүүргэж, M l =-2 утгыг авна. M l =-1,M l =0 , M l =1,M l =2.

Спин квант тоо m s

Спин гэдэг нь электроныг тэнхлэгээ тойрон эргэх чиглэл, хоёр чиглэлтэй тул спин квант тоо нь +1/2 ба -1/2 гэсэн хоёр утгатай байна. Эсрэг спинтэй хоёр электрон л ижил энергийн дэд түвшинд байж болно. Спин квант тоог m s гэж тэмдэглэнэ

Үндсэн квант тоо n

Үндсэн квант тоо нь энергийн түвшин юм Энэ мөчЭрчим хүчний долоон түвшин мэдэгдэж байгаа бөгөөд тус бүрийг араб тоогоор тэмдэглэв: 1,2,3, ... 7. Түвшин бүрийн бүрхүүлийн тоо нь түвшний тоотой тэнцүү байна: эхний түвшинд нэг бүрхүүл, хоёрдугаарт хоёр, гэх мэт.

Электрон тоо

Тэгэхээр ямар ч электроныг дөрвөн квант тоогоор дүрсэлж болно, эдгээр тоонуудын хослол нь электроны байрлал бүрт өвөрмөц, эхний электроныг авъя, хамгийн бага энергийн түвшин N=1, нэг бүрхүүл нь нэгдүгээр түвшинд байрладаг, ямар ч түвшний эхний бүрхүүл нь бөмбөг хэлбэртэй байдаг (s -shell), өөрөөр хэлбэл. L=0, соронзон квант тоо нь зөвхөн нэг утгыг авч болно, M l =0, эргэх нь +1/2 тэнцүү байх болно. Хэрэв бид тав дахь электроныг (ямар ч атомд) авбал түүний үндсэн квант тоонууд нь: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2 болно.

Швейцарийн физикч В.Паули 1925 онд нэг тойрог замд атомын эсрэг (эсрэг параллель) спинтэй хоёроос илүүгүй электрон байж болохгүй, өөрөөр хэлбэл тэдгээр нь эргэлдэж болох шинж чанартай болохыг тогтоожээ. Энэ нь электроныг өөрийн төсөөлж буй тэнхлэгийн эргэн тойронд эргүүлэх хэлбэрээр илэрхийлэгддэг: цагийн зүүний дагуу эсвэл цагийн зүүний эсрэг. Энэ зарчмыг Паули зарчим гэж нэрлэдэг.

Хэрэв тойрог замд нэг электрон байгаа бол түүнийг хосгүй гэж нэрлэдэг, хэрэв хоёр байвал эдгээр нь хосолсон электронууд, өөрөөр хэлбэл эсрэг эргэлттэй электронууд юм.

Зураг 5-д энергийн түвшинг дэд түвшинд хуваах диаграммыг үзүүлэв.

S-орбитал нь бөмбөрцөг хэлбэртэй байдаг. Устөрөгчийн атомын электрон (s = 1) энэ тойрог замд байрладаг ба хосгүй байна. Тиймээс түүний цахим томьёо буюу цахим тохиргоог дараах байдлаар бичнэ: 1s 1. Цахим томъёонд энергийн түвшний тоог үсгийн өмнөх тоогоор (1 ...) зааж өгдөг. Латин үсэгдэд түвшнийг (орбиталын төрөл) тэмдэглэж, үсгийн баруун дээд талд бичигдсэн тоо нь дэд түвшний электронуудын тоог харуулна.

Ижил s-орбитал дээр хос хосолсон хоёр электронтой Гелийн атомын хувьд энэ томъёо нь: 1s 2 байна.

Гелийн атомын электрон бүрхүүл нь бүрэн бөгөөд маш тогтвортой байдаг. Гели бол үнэт хий юм.

Хоёр дахь энергийн түвшин (n = 2) нь дөрвөн тойрог замтай: нэг с ба гурван p. Хоёр дахь түвшний s-орбитал электронууд (2s-орбиталууд) нь 1s-орбитал электронуудаас (n = 2) цөмөөс хол зайд байрладаг тул илүү их энергитэй байдаг.

Ерөнхийдөө n-ийн утга бүрт нэг s-орбитал байдаг, гэхдээ түүнд тохирох хэмжээний электрон энергитэй, тиймээс n-ийн утга нэмэгдэх тусам зохих диаметртэй байдаг.

R-орбитал нь дамббелл эсвэл 8-ын дүрс хэлбэртэй байдаг. Гурван p-орбитал нь атомын цөмөөр татсан орон зайн координатын дагуу харилцан перпендикуляр байдлаар атомд байрладаг. n = 2-оос эхлэн энергийн түвшин (цахим давхарга) бүр гурван p-орбиталтай гэдгийг дахин онцлон тэмдэглэх нь зүйтэй. n-ийн утга өсөхөд электронууд цөмөөс хол зайд байрлах, x, y, z тэнхлэгийн дагуу чиглэсэн p-орбиталуудыг эзэлдэг.

Хоёр дахь үеийн элементүүдийн хувьд (n = 2) эхлээд нэг β-орбитал, дараа нь гурван p-орбитал дүүрнэ. Цахим томьёо 1л: 1s 2 2s 1. Электрон нь атомын цөмтэй илүү сул холбогддог тул литийн атом нь түүнийг амархан гадагшлуулж (энэ процессыг исэлдэлт гэж нэрлэдэгийг та санаж байгаа байх) Li + ион болж хувирдаг.

Бериллий атом Be 0-д дөрөв дэх электрон нь мөн 2s тойрог замд байрладаг: 1s 2 2s 2 . Бериллий атомын гаднах хоёр электрон амархан салдаг - Be 0 нь Be 2+ катион болж исэлддэг.

Борын атом дээр тав дахь электрон нь 2p тойрог замыг эзэлдэг: 1s 2 2s 2 2p 1. Цаашилбал, C, N, O, E атомууд нь 2p орбиталаар дүүрсэн бөгөөд энэ нь сайн хий неоноор төгсдөг: 1s 2 2s 2 2p 6.

Гурав дахь үеийн элементүүдийн хувьд Sv- ба Sp-орбиталууд тус тус дүүрсэн байна. Гурав дахь түвшний таван d-орбитал чөлөөтэй хэвээр байна:

Заримдаа атом дахь электронуудын тархалтыг харуулсан диаграммд зөвхөн энергийн түвшин тус бүрийн электронуудын тоог зааж өгсөн байдаг, өөрөөр хэлбэл дээр дурдсан бүрэн электрон томъёоноос ялгаатай нь химийн элементийн атомуудын товчилсон электрон томъёог бичдэг.

Том хугацааны (дөрөв ба тав дахь) элементүүдийн хувьд эхний хоёр электрон нь 4 ба 5-р орбиталуудыг эзэлдэг: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Том үе бүрийн гурав дахь элементээс эхлэн дараагийн арван электрон өмнөх 3d ба 4d орбиталууд руу тус тус очно (хоёрдогч дэд бүлгийн элементүүдийн хувьд): 23 V 2, 8 , 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Дүрмээр бол өмнөх d-дэд түвшнийг дүүргэх үед гаднах (4p- ба 5p тус тус) p-дэд түвшнийг дүүргэж эхэлнэ.

Том хугацааны элементүүдийн хувьд - зургаа ба бүрэн бус долоо дахь - электрон түвшин ба дэд түвшнийг дүрмээр бол дараах байдлаар электроноор дүүргэдэг: эхний хоёр электрон гаднах β-дэд түвшинд очно: 56 Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; дараагийн нэг электрон (Na ба Ac-ын хувьд) өмнөх (p-дэд түвшин: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 ба 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).

Дараа нь дараагийн 14 электрон нь лантанид ба актинидын хувьд 4f ба 5f орбиталд гаднаас гурав дахь энергийн түвшинд очно.

Дараа нь хоёр дахь гаднах энергийн түвшин (d-дэд түвшин) дахин нэмэгдэж эхэлнэ: хоёрдогч дэд бүлгийн элементүүдийн хувьд: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2 - ба эцэст нь одоогийн түвшинг арван электроноор бүрэн дүүргэсний дараа л гаднах p-дэд түвшнийг дахин дүүргэх болно.

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Ихэнхдээ атомын электрон бүрхүүлийн бүтцийг энерги эсвэл квант эсийг ашиглан дүрсэлсэн байдаг - тэд график гэж нэрлэгддэг электрон томъёог бичдэг. Энэ бичлэгийн хувьд дараах тэмдэглэгээг ашиглана: квант эс бүрийг нэг тойрог замд тохирох нүдээр тэмдэглэнэ; электрон бүрийг эргүүлэх чиглэлд харгалзах сумаар заана. График электрон томъёог бичихдээ хоёр дүрмийг санах хэрэгтэй: Паули зарчим, түүний дагуу нэг эсэд хоёроос илүүгүй электрон байж болно (орбиталууд, гэхдээ эсрэг параллель спинтэй) ба Ф.Хундын дүрэм, электронууд. Чөлөөт эсүүд (орбиталууд) эзэлдэг бөгөөд тэдгээр нь эхний ээлжинд нэг нэгээр нь байрладаг бөгөөд нэгэн зэрэг ижил эргэх утгатай байдаг бөгөөд зөвхөн дараа нь хосолсон боловч Паули зарчмын дагуу энэ тохиолдолд эргэх нь аль хэдийн байх болно. эсрэг чиглэсэн.

Эцэст нь хэлэхэд, Д.И.Менделеевийн системийн үе дэх элементүүдийн атомуудын электрон тохиргооны зураглалыг дахин авч үзье. Атомын электрон бүтцийн схемүүд нь электрон давхаргууд (энергийн түвшин) дээр электронуудын тархалтыг харуулдаг.

Гелийн атомд эхний электрон давхарга дууссан - энэ нь 2 электронтой.

Устөрөгч ба гели нь s-элементүүд бөгөөд эдгээр атомууд нь электроноор дүүрсэн s-орбиталтай байдаг.

Хоёр дахь үеийн элементүүд

Хоёр дахь үеийн бүх элементүүдийн хувьд хамгийн бага энергийн зарчим (эхний s-, дараа нь p) ба дүрмийн дагуу эхний электрон давхаргыг дүүргэж, электронууд хоёр дахь электрон давхаргын e- ба p-орбиталуудыг дүүргэнэ. Паули ба Хунд нарын (Хүснэгт 2).

Неон атомд хоёр дахь электрон давхарга дууссан - энэ нь 8 электронтой.

Хүснэгт 2 Хоёр дахь үеийн элементүүдийн атомуудын электрон бүрхүүлийн бүтэц

Ширээний төгсгөл. 2

Ли, Бе нь β-элементүүд юм.

B, C, N, O, F, Ne p-элементүүд бөгөөд эдгээр атомууд нь электроноор дүүрсэн p-орбиталуудтай.

Гурав дахь үеийн элементүүд

Гурав дахь үеийн элементийн атомуудын хувьд эхний ба хоёр дахь электрон давхаргууд дууссан тул электронууд 3s, 3p, 3d дэд түвшнийг эзлэх боломжтой гурав дахь электрон давхарга дүүрсэн байна (Хүснэгт 3).

Хүснэгт 3 Гурав дахь үеийн элементүүдийн атомуудын электрон бүрхүүлийн бүтэц

Магнийн атом дээр 3s-электрон орбитал үүснэ. Na ба Mg нь s-элементүүд юм.

Аргон атомын гадна давхаргад (гурав дахь электрон давхарга) 8 электрон байдаг. Гаднах давхаргын хувьд энэ нь бүрэн гүйцэд боловч нийтдээ гурав дахь электрон давхаргад та аль хэдийн мэдэж байгаачлан 18 электрон байж болно, энэ нь гуравдугаар үеийн элементүүд нь дүүргэгдээгүй 3d орбиталтай гэсэн үг юм.

Al-аас Ar хүртэлх бүх элементүүд нь p-элементүүд юм. s- ба p-элементүүд нь үечилсэн системийн үндсэн дэд бүлгүүдийг бүрдүүлдэг.

Кали, кальцийн атомууд дээр дөрөв дэх электрон давхарга гарч ирэх ба 3d дэд түвшнээс бага энергитэй тул 4s дэд түвшин дүүрсэн байна (Хүснэгт 4). Дөрөвдүгээр үеийн элементүүдийн атомуудын график электрон томьёог хялбарчлахын тулд: 1) аргоны график электрон томъёог дараах байдлаар нөхцөлтэйгээр тэмдэглэе.
Ар;

2) бид эдгээр атомуудад дүүргэгдээгүй дэд түвшнийг дүрслэхгүй.

Хүснэгт 4 Дөрөв дэх үеийн элементүүдийн атомуудын электрон бүрхүүлийн бүтэц

K, Ca - үндсэн дэд бүлгүүдэд багтсан s-элементүүд. Sc-ээс Zn хүртэлх атомуудын хувьд 3d дэд түвшин нь электроноор дүүрдэг. Эдгээр нь 3D элементүүд юм. Тэдгээр нь хоёрдогч дэд бүлгүүдэд багтдаг бөгөөд тэдгээр нь өмнөх гадаад электрон давхаргаар дүүрсэн, тэдгээрийг шилжилтийн элементүүд гэж нэрлэдэг.

Хром ба зэсийн атомын электрон бүрхүүлийн бүтцэд анхаарлаа хандуулаарай. Тэдгээрийн дотор 4n-ээс 3d дэд түвшин хүртэлх нэг электрон "бүтэлгүйтэл" үүсдэг бөгөөд энэ нь 3d 5 ба 3d 10 электрон тохиргооны эрчим хүчний тогтвортой байдалтай холбоотой юм.

Цайрын атомд гурав дахь электрон давхарга бүрэн хийгдсэн - бүх 3s, 3p, 3d дэд түвшнийг дүүргэсэн бөгөөд тэдгээрт нийт 18 электрон байдаг.

Цайрыг дагасан элементүүдэд дөрөв дэх электрон давхарга буюу 4p дэд түвшин дүүргэгдсэн хэвээр байна: Ga-аас Kr хүртэлх элементүүд нь p-элементүүд юм.

Криптон атомын гаднах давхарга (дөрөв дэх) нь бүрэн бөгөөд 8 электронтой. Гэхдээ дөрөв дэх электрон давхаргад 32 электрон байж болохыг та мэдэж байгаа; криптон атомын 4d ба 4f дэд түвшнийг дүүргээгүй хэвээр байна.

Тав дахь үеийн элементүүд нь дараах дарааллаар дэд түвшнийг дүүргэж байна: 5s-> 4d -> 5p. Мөн 41 Nb, 42 MO гэх мэт электронуудын "алдаатай" холбоотой үл хамаарах зүйлүүд байдаг.

Зургаа ба долдугаар үед элементүүд гарч ирдэг, өөрөөр хэлбэл гурав дахь гаднах электрон давхаргын 4f ба 5f дэд түвшнийг дүүргэж буй элементүүд гарч ирдэг.

4f элементүүдийг лантанид гэж нэрлэдэг.

5f-элементүүдийг актинид гэж нэрлэдэг.

Зургаа дахь үеийн элементүүдийн атом дахь электрон дэд түвшнийг дүүргэх дараалал: 55 Cs ба 56 Ba - 6s элементүүд;

57 Ла... 6s 2 5d 1 - 5d элемент; 58 Ce - 71 Lu - 4f элементүүд; 72 Hf - 80 Hg - 5d элементүүд; 81 Tl - 86 Rn - 6p элементүүд. Гэхдээ энд ч гэсэн электрон тойрог замыг дүүргэх дарааллыг "зөрчсөн" элементүүд байдаг бөгөөд энэ нь жишээлбэл, nf 7 ба nf 14-ийн хагас ба бүрэн дүүрсэн f дэд түвшний илүү эрчим хүчний тогтвортой байдалтай холбоотой юм.

Атомын аль дэд түвшинд хамгийн сүүлд электронууд дүүрч байгаагаас хамааран бүх элементүүдийг таны ойлгосноор дөрвөн электрон гэр бүл буюу блокт хуваадаг (Зураг 7).

1) s-элементүүд; атомын гаднах түвшний β-дэд түвшин нь электроноор дүүрсэн; s-элементүүд нь устөрөгч, гели, I ба II бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүд;

2) p-элементүүд; атомын гаднах түвшний p-дэд түвшин электроноор дүүрсэн; p элементүүд нь III-VIII бүлгийн үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүдийг агуулдаг;

3) d-элементүүд; атомын өмнөх түвшний d-дэд түвшин электроноор дүүрсэн; d-элементүүдэд I-VIII бүлгийн хоёрдогч дэд бүлгүүдийн элементүүд, өөрөөр хэлбэл s- ба p-элементүүдийн хооронд байрлах том хугацааны интеркаладсан арван жилийн элементүүд орно. Тэдгээрийг мөн шилжилтийн элементүүд гэж нэрлэдэг;

4) f-элементүүд, атомын гурав дахь гаднах түвшний f-дэд түвшин нь электроноор дүүрсэн; Эдгээрт лантанид ба актинид орно.

1. Паули зарчмыг хүндэтгэхгүй бол юу болох вэ?

2. Хундын засаглалыг хүндэтгэхгүй бол юу болох вэ?

3. Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra зэрэг химийн элементүүдийн атомын электрон бүтэц, электрон томьёо, график электрон томъёоны диаграммыг хий.

4. 110-р элементийн электрон томьёог харгалзах язгуур хийн тэмдгийг ашиглан бич.

5. Электроны “бүтэлгүйтэл” гэж юу вэ? Энэ үзэгдэл ажиглагдаж буй элементүүдийн жишээг өгч, тэдгээрийн электрон томъёог бичнэ үү.

6. Химийн элементийн аль нэг электрон гэр бүлд хамаарах нь хэрхэн тодорхойлогддог вэ?

7. Хүхрийн атомын электрон болон график электрон томьёог харьцуул. Сүүлийн томъёонд ямар нэмэлт мэдээлэл орсон бэ?