วงจรอิเล็กทรอนิกส์ 4 ช่วง วิธีเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบทางเคมีในเคมีอนินทรีย์

อิเล็กตรอน

แนวคิดเรื่องอะตอมเกิดขึ้นในโลกยุคโบราณเพื่อระบุอนุภาคของสสาร แปลจากภาษากรีก อะตอม แปลว่า "แบ่งแยกไม่ได้"

จากการทดลองของ Stoney นักฟิสิกส์ชาวไอริช ได้ข้อสรุปว่ากระแสไฟฟ้าถูกพาไปโดยอนุภาคที่เล็กที่สุดที่มีอยู่ในอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีทั้งหมด ในปี พ.ศ. 2434 สโตนีย์เสนอให้เรียกอนุภาคอิเล็กตรอนเหล่านี้ ซึ่งแปลว่า "อำพัน" ในภาษากรีก ไม่กี่ปีหลังจากที่อิเล็กตรอนได้รับชื่อนี้ นักฟิสิกส์ชาวอังกฤษ โจเซฟ ทอมสัน และนักฟิสิกส์ชาวฝรั่งเศส ฌอง แปร์แรง ได้พิสูจน์ว่าอิเล็กตรอนมีประจุลบ นี่คือประจุลบที่เล็กที่สุด ซึ่งในทางเคมีถือเป็นหนึ่ง (-1) ทอมสันยังสามารถกำหนดความเร็วของอิเล็กตรอนได้ (ความเร็วของอิเล็กตรอนในวงโคจรจะแปรผกผันกับหมายเลขวงโคจร n รัศมีของวงโคจรจะเพิ่มขึ้นตามสัดส่วนกำลังสองของจำนวนวงโคจร ในวงโคจรแรกของ อะตอมไฮโดรเจน (n=1; Z=1) ความเร็วคือ asym 2.2·106 m/ s นั่นคือน้อยกว่าความเร็วแสงประมาณร้อยเท่า c = 3·108 m/s) และมวลของอิเล็กตรอน (น้อยกว่ามวลอะตอมไฮโดรเจนเกือบ 2,000 เท่า)

สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอม

สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอมเป็นที่เข้าใจกันว่า ชุดข้อมูลเกี่ยวกับพลังงานของอิเล็กตรอนตัวใดตัวหนึ่งและพื้นที่ที่มันตั้งอยู่- อิเล็กตรอนในอะตอมไม่มีวิถีการเคลื่อนที่ กล่าวคือ เราทำได้แต่พูดถึงเท่านั้น ความน่าจะเป็นที่จะพบมันในอวกาศรอบนิวเคลียส.

มันสามารถอยู่ในส่วนใดๆ ของพื้นที่นี้รอบๆ แกนกลาง และทั้งหมดของมัน บทบัญญัติต่างๆถือเป็นเมฆอิเล็กตรอนที่มีความหนาแน่นประจุลบจำนวนหนึ่ง หากเป็นไปได้ในการถ่ายภาพตำแหน่งของอิเล็กตรอนในอะตอมหลังจากหนึ่งในร้อยหรือหนึ่งในล้านวินาที เช่นเดียวกับในการถ่ายภาพเสร็จสิ้น อิเล็กตรอนในภาพถ่ายดังกล่าวก็จะแสดงเป็นจุด หากภาพถ่ายดังกล่าวซ้อนทับกันนับไม่ถ้วน รูปภาพนั้นจะเป็นเมฆอิเล็กตรอนที่มีความหนาแน่นมากที่สุด โดยที่จุดเหล่านี้จะมีมากที่สุด

พื้นที่รอบๆ นิวเคลียสของอะตอมซึ่งมีแนวโน้มที่จะพบอิเล็กตรอนมากที่สุดเรียกว่าออร์บิทัล ประกอบด้วยประมาณ คลาวด์อิเล็กทรอนิกส์ 90%และนี่หมายความว่าประมาณ 90% ของเวลาที่อิเล็กตรอนอยู่ในพื้นที่ส่วนนี้ โดดเด่นด้วยรูปร่าง วงโคจรที่รู้จักในปัจจุบัน 4 ประเภทซึ่งกำหนดโดยภาษาละติน ตัวอักษร s, p, d และ f- การแสดงภาพกราฟิกของออร์บิทัลอิเล็กตรอนบางรูปแบบแสดงไว้ในภาพ

ลักษณะที่สำคัญที่สุดของการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนในวงโคจรที่แน่นอนคือ พลังงานของการเชื่อมต่อกับนิวเคลียส- อิเล็กตรอนที่มีค่าพลังงานใกล้เคียงกันจะเกิดเป็นชั้นอิเล็กตรอนเดี่ยวหรือระดับพลังงาน ระดับพลังงานจะถูกกำหนดหมายเลขโดยเริ่มจากนิวเคลียส - 1, 2, 3, 4, 5, 6 และ 7

จำนวนเต็ม n ซึ่งระบุจำนวนระดับพลังงาน เรียกว่าเลขควอนตัมหลัก เป็นการแสดงลักษณะพลังงานของอิเล็กตรอนที่ครอบครองระดับพลังงานที่กำหนด อิเล็กตรอนระดับพลังงานแรกซึ่งอยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะมีพลังงานต่ำที่สุดเมื่อเปรียบเทียบกับอิเล็กตรอนในระดับแรก อิเล็กตรอนในระดับต่อมาจะมีพลังงานจำนวนมาก ดังนั้นอิเล็กตรอนในระดับชั้นนอกจึงเกาะติดกับนิวเคลียสของอะตอมอย่างแน่นหนาน้อยที่สุด

จำนวนอิเล็กตรอนที่มากที่สุดในระดับพลังงานถูกกำหนดโดยสูตร:

ยังไม่มีข้อความ = 2n 2 ,

โดยที่ N คือจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุด n คือหมายเลขระดับหรือหมายเลขควอนตัมหลัก ดังนั้นระดับพลังงานแรกที่ใกล้กับนิวเคลียสมากที่สุดสามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว ในครั้งที่สอง - ไม่เกิน 8; ในวันที่สาม - ไม่เกิน 18; ในวันที่สี่ - ไม่เกิน 32

เริ่มต้นจากระดับพลังงานที่สอง (n = 2) แต่ละระดับจะแบ่งออกเป็นระดับย่อย (ชั้นย่อย) ซึ่งแตกต่างกันเล็กน้อยในพลังงานที่ยึดกับนิวเคลียส จำนวนระดับย่อยเท่ากับค่าของจำนวนควอนตัมหลัก: ระดับพลังงานแรกมีหนึ่งระดับย่อย ที่สอง - สอง; สาม - สาม; ที่สี่ - สี่ระดับย่อย. ในทางกลับกันระดับย่อยจะถูกสร้างขึ้นโดยออร์บิทัล แต่ละค่าn สอดคล้องกับจำนวนออร์บิทัลเท่ากับ n

ระดับย่อยมักจะแสดงด้วยตัวอักษรละตินเช่นเดียวกับรูปร่างของวงโคจรที่ประกอบด้วย: s, p, d, f

โปรตอนและนิวตรอน

อะตอมใดๆ องค์ประกอบทางเคมีเทียบได้กับสิ่งเล็กๆ ระบบสุริยะ- ดังนั้นจึงเรียกแบบจำลองอะตอมนี้ที่เสนอโดย E. Rutherford ดาวเคราะห์.

นิวเคลียสของอะตอมซึ่งมีมวลทั้งหมดของอะตอมเข้มข้นประกอบด้วยอนุภาคสองประเภท - โปรตอนและนิวตรอน.

โปรตอนมีประจุเท่ากับประจุของอิเล็กตรอน แต่มีมวลตรงข้ามกันในเครื่องหมาย (+1) และมีมวลเท่ากับมวลของอะตอมไฮโดรเจน (ถือเป็นธาตุหนึ่งในวิชาเคมี) นิวตรอนไม่มีประจุ พวกมันเป็นกลางและมีมวลเท่ากับมวลโปรตอน

โปรตอนและนิวตรอนรวมกันเรียกว่านิวคลีออน (จากภาษาละตินนิวเคลียส - นิวเคลียส) ผลรวมของจำนวนโปรตอนและนิวตรอนในอะตอมเรียกว่าเลขมวล- ตัวอย่างเช่น เลขมวลของอะตอมอะลูมิเนียมคือ:

13 + 14 = 27

จำนวนโปรตอน 13 จำนวนนิวตรอน 14 เลขมวล 27

เนื่องจากมวลของอิเล็กตรอนซึ่งมีขนาดเล็กมากสามารถละเลยได้ จึงเห็นได้ชัดว่ามวลทั้งหมดของอะตอมกระจุกตัวอยู่ในนิวเคลียส อิเล็กตรอนถูกกำหนดเป็น e - .

เนื่องจากอะตอม เป็นกลางทางไฟฟ้าเห็นได้ชัดว่าจำนวนโปรตอนและอิเล็กตรอนในอะตอมเท่ากัน มันเท่ากับหมายเลขลำดับขององค์ประกอบทางเคมีที่กำหนดในตารางธาตุ มวลของอะตอมประกอบด้วยมวลของโปรตอนและนิวตรอน เมื่อรู้เลขอะตอมของธาตุ (Z) เช่น จำนวนโปรตอน และเลขมวล (A) เท่ากับผลรวมของจำนวนโปรตอนและนิวตรอน คุณสามารถหาจำนวนนิวตรอน (N) ได้โดยใช้สูตร : :

ยังไม่มีข้อความ = ก - ฮ

ตัวอย่างเช่น จำนวนนิวตรอนในอะตอมของเหล็กคือ:

56 — 26 = 30

ไอโซโทป

อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันที่มีประจุนิวเคลียร์เท่ากันแต่มีเลขมวลต่างกันเรียกว่า ไอโซโทป- องค์ประกอบทางเคมีที่พบในธรรมชาติเป็นส่วนผสมของไอโซโทป ดังนั้น คาร์บอนจึงมีไอโซโทป 3 ไอโซโทปที่มีมวล 12, 13, 14; ออกซิเจน - ไอโซโทปสามชนิดที่มีมวล 16, 17, 18 เป็นต้น มวลอะตอมสัมพัทธ์ขององค์ประกอบทางเคมีที่มักจะได้รับในตารางธาตุคือค่าเฉลี่ยของมวลอะตอม ส่วนผสมจากธรรมชาติไอโซโทปขององค์ประกอบที่กำหนด โดยคำนึงถึงความอุดมสมบูรณ์ในธรรมชาติของพวกมัน คุณสมบัติทางเคมีของไอโซโทปขององค์ประกอบทางเคมีส่วนใหญ่นั้นเหมือนกันทุกประการ อย่างไรก็ตาม ไอโซโทปของไฮโดรเจนมีคุณสมบัติแตกต่างกันอย่างมากเนื่องจากการเพิ่มขึ้นอย่างมากของมวลอะตอมสัมพัทธ์ พวกเขายังได้รับชื่อและสัญลักษณ์ทางเคมีเป็นรายบุคคลอีกด้วย

องค์ประกอบของยุคแรก

แผนภาพโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมไฮโดรเจน:

แผนภาพโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนผ่านชั้นอิเล็กทรอนิกส์ (ระดับพลังงาน)

สูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิกของอะตอมไฮโดรเจน (แสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนตามระดับพลังงานและระดับย่อย):

สูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิกของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนไม่เพียงแต่ในระดับและระดับย่อยเท่านั้น แต่ยังรวมถึงในวงโคจรด้วย

ในอะตอมฮีเลียม ชั้นอิเล็กตรอนชั้นแรกจะเสร็จสมบูรณ์ - มีอิเล็กตรอน 2 ตัว ไฮโดรเจนและฮีเลียมเป็นองค์ประกอบ s; s-orbital ของอะตอมเหล่านี้เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

สำหรับทุกองค์ประกอบในช่วงที่สอง เติมชั้นอิเล็กทรอนิกส์ชั้นแรกแล้วและอิเล็กตรอนจะเติม s- และ p-ออร์บิทัลของชั้นอิเล็กตรอนที่สองตามหลักการของพลังงานน้อยที่สุด (s แรกแล้ว p) และกฎของเพาลีและฮุนด์

ในอะตอมนีออน ชั้นอิเล็กตรอนที่สองจะเสร็จสมบูรณ์ - มีอิเล็กตรอน 8 ตัว

สำหรับอะตอมขององค์ประกอบในช่วงที่สาม ชั้นอิเล็กทรอนิกส์ที่หนึ่งและสองจะเสร็จสมบูรณ์ ดังนั้นชั้นอิเล็กทรอนิกส์ที่สามจึงถูกเติมเต็ม ซึ่งอิเล็กตรอนสามารถครอบครองระดับย่อย 3s-, 3p- และ 3d

อะตอมแมกนีเซียมทำให้วงโคจรของอิเล็กตรอน 3s สมบูรณ์ Na และ Mg เป็นองค์ประกอบ S

ในอะลูมิเนียมและองค์ประกอบต่อมา ระดับย่อย 3p จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

องค์ประกอบของคาบที่สามมีออร์บิทัล 3 มิติที่ยังไม่สำเร็จ

องค์ประกอบทั้งหมดตั้งแต่ Al ถึง Ar เป็นองค์ประกอบ p องค์ประกอบ s และ p ก่อตัวเป็นกลุ่มย่อยหลักในตารางธาตุ

องค์ประกอบของช่วงที่สี่-เจ็ด

ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่จะปรากฏในอะตอมของโพแทสเซียมและแคลเซียม และระดับย่อย 4s จะถูกเติมเต็ม เนื่องจากมีพลังงานต่ำกว่าระดับย่อย 3d

K, Ca - องค์ประกอบ s รวมอยู่ในกลุ่มย่อยหลัก สำหรับอะตอมตั้งแต่ Sc ถึง Zn ระดับย่อย 3 มิติจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน เหล่านี้เป็นองค์ประกอบ 3 มิติ พวกมันรวมอยู่ในกลุ่มย่อยรอง ชั้นอิเล็กทรอนิกส์ชั้นนอกสุดถูกเติมเต็ม และจัดเป็นองค์ประกอบการเปลี่ยนแปลง

ให้ความสนใจกับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมโครเมียมและทองแดง ในนั้นอิเล็กตรอนตัวหนึ่ง“ ล้มเหลว” จากระดับ 4s ถึงระดับย่อย 3d ซึ่งอธิบายได้จากความเสถียรของพลังงานที่มากขึ้นของการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่เกิดขึ้น 3d 5 และ 3d 10:

ในอะตอมสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนที่สามจะเสร็จสมบูรณ์ - ระดับย่อย 3s, 3p และ 3d ทั้งหมดจะถูกเติมเต็มลงไป โดยมีอิเล็กตรอนทั้งหมด 18 ตัว ในองค์ประกอบถัดจากสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ ซึ่งเป็นระดับย่อย 4p ยังคงถูกเติมเต็มต่อไป

องค์ประกอบจาก Ga ถึง Kr เป็นองค์ประกอบ p

ที่อะตอมคริปตัน ชั้นนอก(ที่สี่) เสร็จสมบูรณ์ มีอิเล็กตรอน 8 ตัว แต่สามารถมีอิเล็กตรอนได้ทั้งหมด 32 ตัวในชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ อะตอมคริปทอนยังคงมีระดับย่อย 4d และ 4f ที่ยังไม่สำเร็จ สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่ 5 ระดับย่อยจะถูกเติมตามลำดับต่อไปนี้: 5s - 4d - 5p และยังมีข้อยกเว้นที่เกี่ยวข้องกับ “ ความล้มเหลว» อิเล็กตรอน y 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag

ในช่วงที่หกและเจ็ด องค์ประกอบ f จะปรากฏขึ้น นั่นคือองค์ประกอบที่มีการเติมระดับย่อย 4f- และ 5f ของชั้นอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกชั้นที่สามตามลำดับ

ธาตุ 4f เรียกว่า แลนทาไนด์

ธาตุ 5f เรียกว่า แอกติไนด์

ลำดับของการเติมระดับย่อยอิเล็กทรอนิกส์ในอะตอมขององค์ประกอบของคาบที่หก: องค์ประกอบ 55 Cs และ 56 Ba - 6s; 57 ลา ... 6s 2 5d x - องค์ประกอบ 5d; 58 Ce - 71 Lu - องค์ประกอบ 4f; 72 Hf - 80 Hg - องค์ประกอบ 5d; 81 T1 - 86 Rn - องค์ประกอบ 6d แต่ที่นี่ก็มีองค์ประกอบที่ลำดับการเติมออร์บิทัลอิเล็กทรอนิกส์ถูก "ละเมิด" ซึ่งตัวอย่างเช่นเกี่ยวข้องกับความมั่นคงด้านพลังงานที่มากขึ้นของระดับย่อย f ครึ่งหนึ่งและเต็มเต็มเช่น nf 7 และ nf 14 ขึ้นอยู่กับระดับย่อยของอะตอมที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนลำดับสุดท้าย องค์ประกอบทั้งหมดจะถูกแบ่งออกเป็นสี่ตระกูลอิเล็กตรอนหรือบล็อก:

s-องค์ประกอบ- ระดับย่อย s ของระดับภายนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ธาตุ s ได้แก่ ไฮโดรเจน ฮีเลียม และธาตุในกลุ่มย่อยหลักของหมู่ I และ II

p-องค์ประกอบ- ระดับย่อย p ของระดับภายนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบ p รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม III-VIII

d-องค์ประกอบ- ระดับย่อย d ของระดับก่อนภายนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบ d รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยรองของกลุ่ม I-VIII เช่น องค์ประกอบของปลั๊กอินหลายทศวรรษในช่วงเวลาขนาดใหญ่ที่ตั้งอยู่ระหว่างองค์ประกอบ s- และ p เรียกอีกอย่างว่าองค์ประกอบการเปลี่ยนแปลง

องค์ประกอบ f- ระดับย่อย f ของระดับภายนอกที่สามของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน เหล่านี้รวมถึงแลนทาไนด์และแอนตินอยด์

นักฟิสิกส์ชาวสวิส W. Pauli ในปีพ. ศ. 2468 กำหนดว่าในอะตอมในหนึ่งวงโคจรจะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัวที่มีการหมุนตรงข้าม (ตรงกันข้าม) (แปลจากภาษาอังกฤษว่า "แกนหมุน") นั่นคือมีคุณสมบัติดังกล่าวที่สามารถจินตนาการได้ตามเงื่อนไข เป็นการหมุนของอิเล็กตรอนรอบแกนจินตนาการ: ตามเข็มนาฬิกาหรือทวนเข็มนาฬิกา

หลักการนี้เรียกว่า หลักการของเปาลี- หากมีอิเล็กตรอนตัวหนึ่งอยู่ในวงโคจร จะเรียกว่าไม่มีการจับคู่ หากมีอิเล็กตรอนสองตัว แสดงว่าอิเล็กตรอนเหล่านี้เป็นคู่กัน นั่นคือ อิเล็กตรอนที่มีการหมุนตรงข้ามกัน รูปนี้แสดงแผนภาพการแบ่งระดับพลังงานออกเป็นระดับย่อยและลำดับของการเติม

บ่อยครั้งที่โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมถูกแสดงโดยใช้พลังงานหรือเซลล์ควอนตัม - เรียกว่าเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิก สำหรับสัญลักษณ์นี้ จะใช้สัญลักษณ์ต่อไปนี้: เซลล์ควอนตัมแต่ละเซลล์ถูกกำหนดโดยเซลล์ที่สอดคล้องกับหนึ่งออร์บิทัล อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะถูกระบุด้วยลูกศรที่สอดคล้องกับทิศทางการหมุน เมื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิก คุณควรจำกฎสองข้อ: หลักการของเพาลีและกฎของเอฟ. ฮันด์ตามที่อิเล็กตรอนครอบครองเซลล์อิสระทีละเซลล์และมีค่าการหมุนเท่ากัน จากนั้นจึงจับคู่กัน แต่การหมุนตามหลักการของเพาลีจะถูกกำกับในทิศทางตรงกันข้ามแล้ว

กฎของฮุนด์ และหลักการของเปาลี

กฎของฮุนด์- กฎของเคมีควอนตัมที่กำหนดลำดับของการเติมออร์บิทัลของชั้นย่อยบางชั้นและมีสูตรดังนี้: ค่ารวมของจำนวนควอนตัมสปินของอิเล็กตรอนของชั้นย่อยที่กำหนดจะต้องมีค่าสูงสุด คิดค้นโดยฟรีดริช ฮุนด์ ในปี 1925

ซึ่งหมายความว่าในแต่ละออร์บิทัลของชั้นย่อยนั้น อิเล็กตรอนหนึ่งตัวจะถูกเติมเต็มก่อน และหลังจากที่ออร์บิทัลที่ยังไม่ได้เติมเต็มหมดลงแล้ว อิเล็กตรอนตัวที่สองจะถูกเพิ่มเข้าไปในออร์บิทัลนี้เท่านั้น ในกรณีนี้ ในวงโคจรหนึ่งมีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีการหมุนของเครื่องหมายตรงข้ามครึ่งจำนวนเต็ม ซึ่งจับคู่กัน (ก่อตัวเป็นเมฆสองอิเล็กตรอน) และด้วยเหตุนี้ การหมุนรวมของวงโคจรจึงเท่ากับศูนย์

อีกถ้อยคำ: พลังงานที่ต่ำกว่าคือเทอมอะตอมที่ทำให้เงื่อนไขสองประการเป็นไปตามนั้น

หลายหลากเป็นสูงสุด
เมื่อหลายหลากตรงกัน โมเมนตัมการโคจรรวม L จะเป็นค่าสูงสุด

ให้เราวิเคราะห์กฎนี้โดยใช้ตัวอย่างการเติมออร์บิทัลระดับย่อย p พี- องค์ประกอบของคาบที่สอง (นั่นคือ จากโบรอนถึงนีออน (ในแผนภาพด้านล่าง เส้นแนวนอนหมายถึงวงโคจร ลูกศรแนวตั้งหมายถึงอิเล็กตรอน และทิศทางของลูกศรบ่งบอกถึงการวางแนวของสปิน)

กฎของเคลชคอฟสกี้

กฎของ Klechkovsky -เมื่อจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในอะตอมเพิ่มขึ้น (ด้วยการเพิ่มประจุของนิวเคลียสหรือหมายเลขลำดับขององค์ประกอบทางเคมี) ออร์บิทัลของอะตอมจะถูกเติมในลักษณะที่การปรากฏตัวของอิเล็กตรอนในวงโคจรที่มีพลังงานสูงกว่านั้นขึ้นอยู่กับ เฉพาะตัวเลขควอนตัมหลัก n เท่านั้น และไม่ได้ขึ้นอยู่กับตัวเลขควอนตัมอื่นๆ ทั้งหมด รวมถึงจาก l ด้วย ในทางกายภาพ หมายความว่าในอะตอมที่มีลักษณะคล้ายไฮโดรเจน (ในกรณีที่ไม่มีแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอน) พลังงานการโคจรของอิเล็กตรอนจะถูกกำหนดโดยระยะห่างเชิงพื้นที่ของความหนาแน่นประจุของอิเล็กตรอนจากนิวเคลียสเท่านั้น และไม่ได้ขึ้นอยู่กับลักษณะของมัน การเคลื่อนที่ในสนามนิวเคลียส

กฎเชิงประจักษ์ของ Klechkovsky และรูปแบบการจัดลำดับที่ตามมานั้นค่อนข้างขัดแย้งกับลำดับพลังงานที่แท้จริงของวงโคจรอะตอมในสองกรณีที่คล้ายกันเท่านั้น: สำหรับอะตอม Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au มี "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอนที่มี s -sublevel ของชั้นนอกถูกแทนที่ด้วย d-sublevel ของชั้นก่อนหน้าซึ่งนำไปสู่สถานะของอะตอมที่มีพลังมากขึ้นกล่าวคือ: หลังจากเติมออร์บิทัล 6 ด้วยสอง อิเล็กตรอน ส

เขียนในรูปแบบของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่เรียกว่า ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ตัวอักษร s, p, d, f แสดงถึงระดับย่อยพลังงานของอิเล็กตรอน ตัวเลขที่อยู่หน้าตัวอักษรบ่งบอกถึงระดับพลังงานซึ่งมีอิเล็กตรอนอยู่ และดัชนีที่มุมขวาบนคือจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อยที่กำหนด ในการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบใดๆ ก็เพียงพอที่จะทราบจำนวนองค์ประกอบนี้ในตารางธาตุและปฏิบัติตามหลักการพื้นฐานที่ควบคุมการกระจายตัวของอิเล็กตรอนในอะตอม

โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมสามารถแสดงได้ในรูปแบบของแผนภาพแสดงการจัดเรียงอิเล็กตรอนในเซลล์พลังงาน

สำหรับอะตอมของเหล็ก รูปแบบนี้มีรูปแบบดังนี้

แผนภาพนี้แสดงให้เห็นการดำเนินการตามกฎของ Hund อย่างชัดเจน ที่ระดับย่อย 3 มิติ จำนวนเงินสูงสุดเซลล์ (สี่) เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่ ภาพโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนในอะตอมในรูปของสูตรอิเล็กทรอนิกส์และในรูปของแผนภาพไม่ได้สะท้อนคุณสมบัติคลื่นของอิเล็กตรอนอย่างชัดเจน

ข้อความของกฎหมายเป็นระยะซึ่งมีการแก้ไขเพิ่มเติมใช่. เมนเดเลเยฟ : คุณสมบัติของร่างกายที่เรียบง่ายตลอดจนรูปแบบและคุณสมบัติของสารประกอบขององค์ประกอบนั้นขึ้นอยู่กับขนาดของน้ำหนักอะตอมขององค์ประกอบเป็นระยะ

การกำหนดกฎหมายเป็นระยะสมัยใหม่: คุณสมบัติขององค์ประกอบตลอดจนรูปแบบและคุณสมบัติของสารประกอบนั้นขึ้นอยู่กับขนาดของประจุของนิวเคลียสของอะตอมเป็นระยะ ๆ

ดังนั้นประจุบวกของนิวเคลียส (แทนที่จะเป็นมวลอะตอม) จึงกลายเป็นข้อโต้แย้งที่แม่นยำยิ่งขึ้นซึ่งคุณสมบัติขององค์ประกอบและสารประกอบขึ้นอยู่กับ

วาเลนซ์- นี่คือจำนวนพันธะเคมีที่อะตอมหนึ่งเชื่อมต่อกับอีกอะตอมหนึ่ง
ความสามารถของความจุของอะตอมถูกกำหนดโดยจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่และการมีอยู่ของวงโคจรอะตอมอิสระที่ระดับภายนอก โครงสร้างของระดับพลังงานภายนอกของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีส่วนใหญ่จะกำหนดคุณสมบัติของอะตอมของพวกเขา ดังนั้นระดับเหล่านี้จึงเรียกว่าระดับวาเลนซ์ อิเล็กตรอนในระดับเหล่านี้และบางครั้งเป็นระดับก่อนภายนอกสามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมีได้ อิเล็กตรอนดังกล่าวเรียกอีกอย่างว่าเวเลนซ์อิเล็กตรอน

เวเลนซ์ปริมาณสัมพันธ์องค์ประกอบทางเคมี - นี่คือจำนวนเทียบเท่าที่อะตอมที่กำหนดสามารถยึดติดกับตัวเองได้ หรือจำนวนเทียบเท่าในอะตอม

ความเท่าเทียมกันถูกกำหนดโดยจำนวนของอะตอมไฮโดรเจนที่เกาะติดหรือแทนที่ ดังนั้นความจุปริมาณสัมพันธ์จะเท่ากับจำนวนอะตอมไฮโดรเจนที่อะตอมที่กำหนดมีปฏิสัมพันธ์กัน แต่ไม่ใช่ว่าองค์ประกอบทั้งหมดจะมีปฏิกิริยาต่อกันอย่างอิสระ แต่เกือบทั้งหมดมีปฏิกิริยากับออกซิเจน ดังนั้น ความจุปริมาณสัมพันธ์จึงสามารถกำหนดเป็นสองเท่าของจำนวนอะตอมออกซิเจนที่ติดอยู่

ตัวอย่างเช่น ความจุปริมาณสัมพันธ์ของซัลเฟอร์ในไฮโดรเจนซัลไฟด์ H 2 S คือ 2 ในออกไซด์ SO 2 - 4 ในออกไซด์ SO 3 -6

เมื่อพิจารณาความจุปริมาณสัมพัทธ์ขององค์ประกอบโดยใช้สูตรของสารประกอบไบนารี่ กฎนี้ควรเป็นไปตามกฎ: ความจุรวมของอะตอมทั้งหมดขององค์ประกอบหนึ่งจะต้องเท่ากับความจุรวมของอะตอมทั้งหมดขององค์ประกอบอื่น

สถานะออกซิเดชันอีกด้วย แสดงลักษณะขององค์ประกอบของสารและเท่ากับความจุปริมาณสัมพันธ์ด้วยเครื่องหมายบวก (สำหรับโลหะหรือองค์ประกอบอิเล็กโตรบวกในโมเลกุล) หรือลบ

1. บี สารง่ายๆสถานะออกซิเดชันขององค์ประกอบเป็นศูนย์

2. สถานะออกซิเดชันของฟลูออรีนในสารประกอบทั้งหมดคือ -1 ฮาโลเจนที่เหลือ (คลอรีน โบรมีน ไอโอดีน) ที่มีโลหะ ไฮโดรเจน และธาตุอิเล็กโตรบวกอื่น ๆ ก็มีสถานะออกซิเดชันที่ -1 เช่นกัน แต่ในสารประกอบที่มีธาตุอิเล็กโทรเนกาติตีมากกว่าจะมี ค่าบวกสถานะออกซิเดชัน

3. ออกซิเจนในสารประกอบมีสถานะออกซิเดชันที่ -2; ข้อยกเว้นคือไฮโดรเจนเปอร์ออกไซด์ H 2 O 2 และอนุพันธ์ของมัน (นา 2 O 2, BaO 2 เป็นต้น ซึ่งออกซิเจนมีสถานะออกซิเดชันที่ -1 เช่นเดียวกับออกซิเจนฟลูออไรด์ 2 ซึ่งในสถานะออกซิเดชันของออกซิเจน คือ +2

4. องค์ประกอบอัลคาไลน์ (Li, Na, K ฯลฯ) และองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของตารางธาตุกลุ่มที่สอง (Be, Mg, Ca ฯลฯ) จะมีสถานะออกซิเดชันเท่ากับหมายเลขกลุ่มเสมอ คือ +1 และ +2 ตามลำดับ

5. องค์ประกอบทั้งหมดของกลุ่มที่สาม ยกเว้นแทลเลียม มีสถานะออกซิเดชันคงที่เท่ากับหมายเลขกลุ่ม เช่น +3.

6. สถานะออกซิเดชันสูงสุดขององค์ประกอบเท่ากับหมายเลขกลุ่มของตารางธาตุ และค่าต่ำสุดคือความแตกต่าง: หมายเลขกลุ่ม - 8 ตัวอย่างเช่น ระดับสูงสุดไนโตรเจนออกซิเดชัน (อยู่ในกลุ่มที่ห้า) คือ +5 (ในกรดไนตริกและเกลือของมัน) และต่ำสุดคือ -3 (ในเกลือแอมโมเนียและแอมโมเนียม)

7. สถานะออกซิเดชันของธาตุในสารประกอบจะหักล้างกัน ดังนั้นผลรวมของอะตอมทั้งหมดในโมเลกุลหรือหน่วยสูตรที่เป็นกลางจะเป็นศูนย์ และสำหรับไอออนจะมีประจุ

กฎเหล่านี้สามารถใช้เพื่อกำหนดสถานะออกซิเดชันที่ไม่ทราบของธาตุในสารประกอบได้ หากทราบสถานะออกซิเดชันขององค์ประกอบอื่นๆ และสร้างสูตรสำหรับสารประกอบหลายองค์ประกอบ

สถานะออกซิเดชัน (หมายเลขออกซิเดชัน) — ค่าทั่วไปเสริมสำหรับการบันทึกกระบวนการออกซิเดชัน รีดอกซ์ และปฏิกิริยารีดอกซ์

แนวคิด สถานะออกซิเดชันมักใช้ใน เคมีอนินทรีย์แทนที่จะเป็นแนวคิด ความจุ- สถานะออกซิเดชันของอะตอมเท่ากับค่าตัวเลขของประจุไฟฟ้าที่กำหนดให้กับอะตอม โดยสมมติว่าคู่อิเล็กตรอนที่มีพันธะมีความลำเอียงโดยสิ้นเชิงต่ออะตอมที่มีอิเลคโตรเนกาติตีมากกว่า (นั่นคือ สมมติว่าสารประกอบประกอบด้วยไอออนเท่านั้น)

เลขออกซิเดชันสอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอนที่ต้องเติมให้กับไอออนบวกเพื่อลดอะตอมที่เป็นกลาง หรือลบออกจากไอออนลบเพื่อออกซิไดซ์ให้เป็นอะตอมที่เป็นกลาง:

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

คุณสมบัติขององค์ประกอบขึ้นอยู่กับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอม เปลี่ยนแปลงไปตามคาบและกลุ่ม ตารางธาตุ- เนื่องจากในชุดขององค์ประกอบอะนาล็อกโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์จะคล้ายกันเท่านั้น แต่ไม่เหมือนกันดังนั้นเมื่อย้ายจากองค์ประกอบหนึ่งในกลุ่มไปยังอีกองค์ประกอบหนึ่งจะไม่มีการสังเกตคุณสมบัติซ้ำ ๆ อย่างง่าย ๆ สำหรับพวกมัน แต่จะแสดงการเปลี่ยนแปลงตามธรรมชาติอย่างชัดเจนไม่มากก็น้อย .

ลักษณะทางเคมีขององค์ประกอบถูกกำหนดโดยความสามารถของอะตอมในการสูญเสียหรือรับอิเล็กตรอน ความสามารถนี้วัดปริมาณด้วยค่าของพลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน

พลังงานไอออไนเซชัน (E และ) คือปริมาณพลังงานขั้นต่ำที่จำเป็นสำหรับการดึงอิเล็กตรอนออกจากอะตอมในเฟสก๊าซโดยสมบูรณ์ที่ T = 0

K โดยไม่ถ่ายโอนพลังงานจลน์ไปยังอิเล็กตรอนที่ปล่อยออกมาพร้อมกับการเปลี่ยนอะตอมเป็นไอออนที่มีประจุบวก: E + Ei = E+ + e- พลังงานไอออไนเซชันเป็นปริมาณบวกและมี ค่าที่น้อยที่สุดสำหรับอะตอมโลหะอัลคาไลและใหญ่ที่สุดสำหรับอะตอมก๊าซมีตระกูล (เฉื่อย)

สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (Ee) คือพลังงานที่ปล่อยออกมาหรือถูกดูดซับเมื่ออิเล็กตรอนถูกเติมให้กับอะตอมในเฟสก๊าซที่ T = 0

K โดยการเปลี่ยนอะตอมเป็นไอออนที่มีประจุลบโดยไม่ถ่ายโอนพลังงานจลน์ไปยังอนุภาค:

อี + อี- = อี- + อี

ฮาโลเจน โดยเฉพาะฟลูออรีน มีสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนสูงสุด (Ee = -328 kJ/mol)

ค่าของ Ei และ Ee แสดงเป็นกิโลจูลต่อโมล (kJ/mol) หรือเป็นอิเล็กตรอนโวลต์ต่ออะตอม (eV)

ความสามารถของอะตอมที่ถูกพันธะในการเลื่อนอิเล็กตรอนของพันธะเคมีเข้าหาตัวมันเอง เรียกว่าการเพิ่มความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบตัวมันเอง อิเลคโตรเนกาติวีตี้

แนวคิดนี้ถูกนำเข้าสู่วิทยาศาสตร์โดย L. Pauling อิเล็กโทรเนกาติวีตี้แสดงด้วยสัญลักษณ์ และแสดงลักษณะแนวโน้มของอะตอมที่กำหนดในการเพิ่มอิเล็กตรอนเมื่อมันสร้างพันธะเคมี

จากข้อมูลของ R. Maliken อิเลคโตรเนกาติวีตี้ของอะตอมประมาณครึ่งหนึ่งของผลรวมของพลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนของอะตอมอิสระ = (Ee + Ei)/2

ในช่วงเวลานั้นก็มี แนวโน้มทั่วไปพลังงานไอออไนเซชันและอิเล็กโทรเนกาติวีตี้เพิ่มขึ้นเมื่อประจุนิวเคลียสของอะตอมเพิ่มขึ้น ในกลุ่มค่าเหล่านี้จะลดลงเมื่อเพิ่มจำนวนอะตอมขององค์ประกอบ

ควรเน้นย้ำว่าองค์ประกอบไม่สามารถกำหนดค่าอิเล็กโทรเนกาติวีตี้คงที่ได้ เนื่องจากขึ้นอยู่กับหลายปัจจัย โดยเฉพาะอย่างยิ่งสถานะเวเลนซ์ขององค์ประกอบ ประเภทของสารประกอบที่รวมองค์ประกอบนั้นไว้ และจำนวนและประเภทของอะตอมข้างเคียง .

รัศมีอะตอมและไอออนิก. ขนาดของอะตอมและไอออนถูกกำหนดโดยขนาดของเปลือกอิเล็กตรอน ตามแนวคิดทางกลควอนตัม เปลือกอิเล็กตรอนไม่มีขอบเขตที่กำหนดไว้อย่างเคร่งครัด ดังนั้นจึงสามารถหารัศมีของอะตอมหรือไอออนอิสระได้ ระยะทางที่คำนวณตามทฤษฎีจากนิวเคลียสไปยังตำแหน่งค่าสูงสุดหลักของความหนาแน่นของเมฆอิเล็กตรอนชั้นนอกระยะนี้เรียกว่ารัศมีวงโคจร ในทางปฏิบัติ รัศมีของอะตอมและไอออนในสารประกอบมักจะใช้ โดยคำนวณจากข้อมูลการทดลอง ในกรณีนี้รัศมีของอะตอมโควาเลนต์และโลหะจะแตกต่างกัน

การขึ้นอยู่กับรัศมีของอะตอมและไอออนิกต่อประจุของนิวเคลียสของอะตอมของธาตุนั้นมีลักษณะเป็นคาบ- ในช่วงที่เลขอะตอมเพิ่มขึ้น รัศมีก็มีแนวโน้มที่จะลดลง การลดลงสูงสุดเป็นเรื่องปกติสำหรับองค์ประกอบในช่วงเวลาสั้น ๆ เนื่องจากระดับอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกถูกเติมเต็ม ในช่วงเวลาส่วนใหญ่ในตระกูลขององค์ประกอบ d- และ f การเปลี่ยนแปลงนี้มีความคมชัดน้อยลงเนื่องจากการเติมอิเล็กตรอนเกิดขึ้นในชั้นก่อนภายนอก ในกลุ่มย่อย โดยทั่วไปรัศมีของอะตอมและไอออนชนิดเดียวกันจะเพิ่มขึ้น

ตารางธาตุคือ ตัวอย่างที่ชัดเจนการสำแดง หลากหลายชนิดช่วงเวลาในคุณสมบัติขององค์ประกอบซึ่งสังเกตได้ในแนวนอน (ในช่วงจากซ้ายไปขวา) แนวตั้ง (ในกลุ่มเช่นจากบนลงล่าง) ในแนวทแยงเช่น คุณสมบัติบางอย่างของอะตอมเพิ่มขึ้นหรือลดลง แต่คาบยังคงอยู่

ในช่วงเวลาจากซ้ายไปขวา (→) สารออกซิเดชั่นและไม่ใช่ออกซิเดชั่นจะเพิ่มขึ้น คุณสมบัติของโลหะองค์ประกอบและคุณสมบัติรีดิวซ์และโลหะลดลง ดังนั้น ในบรรดาองค์ประกอบทั้งหมดของคาบที่ 3 โซเดียมจะเป็นโลหะที่มีฤทธิ์มากที่สุดและเป็นรีดิวซ์ที่แรงที่สุด และคลอรีนจะเป็นตัวออกซิไดซ์ที่แรงที่สุด

พันธะเคมี- คือการเชื่อมโยงระหว่างอะตอมในโมเลกุลหรือ ตาข่ายคริสตัลอันเป็นผลมาจากการกระทำระหว่างอะตอม กองกำลังไฟฟ้าสถานที่ท่องเที่ยว.

นี่คือปฏิสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนทั้งหมดและนิวเคลียสทั้งหมด นำไปสู่การก่อตัวของระบบโพลีอะตอมมิกที่เสถียร (หัวรุนแรง ไอออนโมเลกุล โมเลกุล คริสตัล)

พันธะเคมีดำเนินการโดยเวเลนซ์อิเล็กตรอน โดย ความคิดที่ทันสมัยพันธะเคมีมีลักษณะทางอิเล็กทรอนิกส์ แต่เกิดขึ้นในรูปแบบที่แตกต่างกัน ดังนั้นจึงมีพันธะเคมีสามประเภทหลัก: โควาเลนต์ ไอออนิก โลหะ.เกิดขึ้นระหว่างโมเลกุล พันธะไฮโดรเจน,และเกิดขึ้น ปฏิสัมพันธ์ของฟาน เดอร์ วาลส์.

ลักษณะสำคัญของพันธะเคมี ได้แก่ :

- ความยาวการเชื่อมต่อ - นี่คือระยะห่างระหว่างอะตอมที่มีพันธะเคมี

ขึ้นอยู่กับลักษณะของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์และหลายหลากของพันธะ เมื่อความหลากหลายเพิ่มขึ้น ความยาวพันธะจะลดลง และส่งผลให้ความแข็งแรงเพิ่มขึ้น

- หลายหลากของพันธะถูกกำหนดโดยจำนวนคู่อิเล็กตรอนที่เชื่อมต่อสองอะตอม เมื่อความหลากหลายเพิ่มขึ้น พลังงานยึดเหนี่ยวก็จะเพิ่มขึ้น

- มุมการเชื่อมต่อ- มุมระหว่างเส้นตรงในจินตนาการที่ผ่านนิวเคลียสของอะตอมข้างเคียงสองอะตอมที่เชื่อมต่อกันทางเคมี

พลังงานพันธะ E SV - นี่คือพลังงานที่ปล่อยออกมาระหว่างการก่อตัวของพันธะที่กำหนดและใช้ในการทำลายพันธะ kJ/mol

พันธะโควาเลนต์ - พันธะเคมีที่เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนคู่ร่วมกันระหว่างสองอะตอม

คำอธิบายของพันธะเคมีโดยการเกิดขึ้นของคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันระหว่างอะตอมก่อให้เกิดพื้นฐานของทฤษฎีการหมุนของวาเลนซีซึ่งมีเครื่องมือคือ วิธีเวเลนซ์บอนด์ (เอ็มวีเอส) ค้นพบโดยลูอิสในปี พ.ศ. 2459 สำหรับคำอธิบายเชิงกลควอนตัมของพันธะเคมีและโครงสร้างของโมเลกุล จะใช้วิธีอื่น - วิธีการโคจรของโมเลกุล (MMO) .

วิธีพันธะเวเลนซ์

หลักการพื้นฐานของการสร้างพันธะเคมีโดยใช้ MBC:

1. พันธะเคมีเกิดขึ้นจากเวเลนซ์อิเล็กตรอน (ไม่จับคู่)

2. อิเล็กตรอนที่มีการหมุนตรงข้ามกันของอะตอมที่แตกต่างกัน 2 อะตอมกลายเป็นเรื่องปกติ

3. พันธะเคมีจะเกิดขึ้นก็ต่อเมื่ออะตอมตั้งแต่สองอะตอมขึ้นไปเข้าใกล้กัน พลังงานทั้งหมดของระบบจะลดลง

4. แรงหลักที่กระทำต่อโมเลกุลนั้นมีต้นกำเนิดจากคูลอมบ์ทางไฟฟ้า

5. ยิ่งการเชื่อมต่อแข็งแกร่งเท่าไร เมฆอิเล็กตรอนที่มีปฏิสัมพันธ์ก็จะทับซ้อนกันมากขึ้นเท่านั้น

มีสองกลไกในการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์:

กลไกการแลกเปลี่ยนพันธะเกิดขึ้นจากการแบ่งปันเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมที่เป็นกลางสองอะตอม แต่ละอะตอมก่อให้เกิดอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่หนึ่งตัวกับคู่อิเล็กตรอนทั่วไป:

ข้าว. 7. กลไกการแลกเปลี่ยนสำหรับการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์: ก- ไม่มีขั้ว ข- ขั้วโลก

กลไกของผู้บริจาค-ผู้รับอะตอมหนึ่ง (ผู้บริจาค) ให้คู่อิเล็กตรอน และอีกอะตอมหนึ่ง (ตัวรับ) ให้วงโคจรว่างสำหรับคู่นั้น

การเชื่อมต่อ, มีการศึกษาตามกลไกของผู้บริจาค-ผู้รับเป็นของ สารประกอบเชิงซ้อน

ข้าว. 8. กลไกการรับบริจาคของการสร้างพันธะโควาเลนต์

พันธะโควาเลนต์มีลักษณะบางอย่าง

ความอิ่มตัว - คุณสมบัติของอะตอมในการสร้างพันธะโควาเลนต์ตามจำนวนที่กำหนดอย่างเคร่งครัดเนื่องจากความอิ่มตัวของพันธะ โมเลกุลจึงมีองค์ประกอบบางอย่าง

ทิศทาง - ที - e. การเชื่อมต่อเกิดขึ้นในทิศทางของการทับซ้อนสูงสุดของเมฆอิเล็กตรอน . ด้วยความเคารพต่อเส้นที่เชื่อมต่อศูนย์กลางของอะตอมที่ก่อให้เกิดพันธะนั้นมีความโดดเด่น: σ และ π (รูปที่ 9): σ-พันธะ - เกิดขึ้นจากการทับซ้อนกันของ AO ตามแนวที่เชื่อมต่อศูนย์กลางของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์ พันธะ π คือพันธะที่เกิดขึ้นในทิศทางของแกนที่ตั้งฉากกับเส้นตรงที่เชื่อมนิวเคลียสของอะตอม ทิศทางของพันธะจะกำหนดโครงสร้างเชิงพื้นที่ของโมเลกุล เช่น รูปทรงเรขาคณิต

การผสมพันธุ์ - เป็นการเปลี่ยนแปลงรูปร่างของออร์บิทัลบางส่วนเมื่อสร้างพันธะโควาเลนต์เพื่อให้เกิดการทับซ้อนของออร์บิทัลที่มีประสิทธิภาพมากขึ้นพันธะเคมีที่เกิดขึ้นจากการมีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนของออร์บิทัลลูกผสมนั้นแข็งแกร่งกว่าพันธะที่มีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนของ s- และ p-orbitals ที่ไม่ใช่ลูกผสมเนื่องจากการทับซ้อนกันเกิดขึ้น การผสมพันธุ์ประเภทต่อไปนี้มีความโดดเด่น (รูปที่ 10 ตารางที่ 31): sp การผสมพันธุ์ - s-orbital หนึ่งอันและ p-orbital หนึ่งอันเปลี่ยนเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสองอัน โดยมุมระหว่างแกนของพวกมันคือ 180° โมเลกุลที่ sp-hybridization เกิดขึ้นมีรูปทรงเชิงเส้น (BeCl 2)

sp 2 การผสมพันธุ์- s-orbital หนึ่งอันและ p-orbitals สองอันกลายเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสามอัน โดยมุมระหว่างแกนของพวกมันคือ 120° โมเลกุลที่เกิดการผสมพันธุ์ sp 2 มีรูปทรงแบน (BF 3, AlCl 3)

เอสพี 3-การผสมพันธุ์- s-orbital หนึ่งอันและ p-orbitals สามอันแปลงเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสี่อัน โดยมีมุมระหว่างแกนอยู่ที่ 109°28" โมเลกุลที่เกิดการผสมข้ามพันธุ์ sp 3 มีรูปทรงจัตุรมุข (CH 4 , NH 3)

ข้าว. 10. ประเภทของการผสมพันธุ์ของเวเลนซ์ออร์บิทัล: เอ - เอสพี- การผสมพันธุ์ของเวเลนซ์ออร์บิทัล ข - เอสพี 2 -การผสมพันธุ์ของเวเลนซ์ออร์บิทัล วี - เอสพี 3-ไฮบริดของเวเลนซ์ออร์บิทัล

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมเป็นสูตรแสดงการจัดเรียงอิเล็กตรอนในอะตอมตามระดับและระดับย่อย หลังจากศึกษาบทความนี้แล้ว คุณจะได้เรียนรู้ว่าอิเล็กตรอนอยู่ที่ไหนและอย่างไร ทำความคุ้นเคยกับตัวเลขควอนตัม และสามารถสร้างการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมตามจำนวนของมันได้ ในตอนท้ายของบทความจะมีตารางองค์ประกอบ

ทำไมต้องศึกษาการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบ?

อะตอมเป็นเหมือนชุดก่อสร้าง: มีจำนวนชิ้นส่วนที่แน่นอน ต่างกันออกไป แต่สองส่วนของประเภทเดียวกันนั้นเหมือนกันทุกประการ แต่ชุดก่อสร้างนี้น่าสนใจกว่าชุดพลาสติกมากและนี่คือเหตุผล การกำหนดค่าจะเปลี่ยนไปขึ้นอยู่กับว่าใครอยู่ใกล้ๆ เช่น ออกซิเจนถัดจากไฮโดรเจน อาจจะกลายเป็นน้ำ เมื่ออยู่ใกล้โซเดียมก็จะกลายเป็นแก๊ส และเมื่ออยู่ใกล้เหล็กก็จะกลายเป็นสนิมโดยสิ้นเชิง เพื่อตอบคำถามว่าทำไมสิ่งนี้จึงเกิดขึ้นและทำนายพฤติกรรมของอะตอมที่อยู่ถัดจากอะตอมอื่น จำเป็นต้องศึกษาการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ ซึ่งจะกล่าวถึงด้านล่าง

อะตอมมีอิเล็กตรอนกี่ตัว?

อะตอมประกอบด้วยนิวเคลียสและอิเล็กตรอนที่หมุนรอบนิวเคลียสประกอบด้วยโปรตอนและนิวตรอน ในสถานะเป็นกลาง แต่ละอะตอมจะมีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากับจำนวนโปรตอนในนิวเคลียส มีการกำหนดจำนวนโปรตอน หมายเลขซีเรียลตัวอย่างเช่น ธาตุซัลเฟอร์ มีโปรตอน 16 ตัว ซึ่งเป็นธาตุที่ 16 ของตารางธาตุ ทองคำมีโปรตอน 79 ตัว ซึ่งเป็นธาตุที่ 79 ของตารางธาตุ ดังนั้น ซัลเฟอร์จึงมีอิเล็กตรอน 16 ตัวในสถานะเป็นกลาง และทองคำมีอิเล็กตรอน 79 ตัว

จะหาอิเล็กตรอนได้ที่ไหน?

จากการสังเกตพฤติกรรมของอิเล็กตรอน จะได้รูปแบบบางอย่างมา โดยอธิบายด้วยตัวเลขควอนตัม มีทั้งหมด 4 รูปแบบ:

เลขควอนตัมหลัก
เลขควอนตัมวงโคจร
เลขควอนตัมแม่เหล็ก
หมุนหมายเลขควอนตัม

วงโคจร

นอกจากนี้ แทนที่จะใช้คำว่าวงโคจร เราจะใช้คำว่า "วงโคจร" ซึ่งเป็นฟังก์ชันคลื่นของอิเล็กตรอน โดยคร่าว ๆ คือบริเวณที่อิเล็กตรอนใช้เวลาถึง 90%

เอ็น - ระดับ
L - เปลือก
M l - หมายเลขวงโคจร
M s - อิเล็กตรอนตัวแรกหรือตัวที่สองในวงโคจร

เลขควอนตัมในวงโคจร l

จากการศึกษาเมฆอิเล็กตรอนพบว่าขึ้นอยู่กับ ระดับพลังงานเมฆมีรูปทรงพื้นฐานสี่รูปทรง ได้แก่ ลูกบอล ดัมเบล และอีกสองรูปทรงที่ซับซ้อนกว่า เพื่อที่จะเพิ่มพลังงาน รูปแบบเหล่านี้เรียกว่า s-, p-, d- และ f-shell แต่ละวงสามารถมีออร์บิทัลได้ 1 (บน s), 3 (บน p), 5 (บน d) และ 7 (บน f) ออร์บิทัล เลขควอนตัมของวงโคจรคือเปลือกซึ่งมีวงโคจรอยู่ หมายเลขควอนตัมวงโคจรสำหรับวงโคจร s,p,d และ f จะใช้ค่า 0,1,2 หรือ 3 ตามลำดับ

มีหนึ่งวงโคจรบน s-shell (L=0) - อิเล็กตรอนสองตัว
มีวงโคจรสามวงบน p-shell (L=1) - อิเล็กตรอนหกตัว
มีวงโคจรห้าวงบน d-shell (L=2) - อิเล็กตรอนสิบตัว
f-shell มีวงโคจรเจ็ดวง (L=3) - อิเล็กตรอนสิบสี่ตัว

เลขควอนตัมแม่เหล็ก m l

มีวงโคจรสามวงบน p-shell ซึ่งถูกกำหนดด้วยตัวเลขตั้งแต่ -L ถึง +L นั่นคือสำหรับ p-shell (L=1) จะมีวงโคจร "-1", "0" และ "1" . เลขควอนตัมแม่เหล็กแสดงด้วยตัวอักษร m l

ภายในเปลือก จะง่ายกว่าสำหรับอิเล็กตรอนที่จะอยู่ในออร์บิทัลที่ต่างกัน ดังนั้นอิเล็กตรอนตัวแรกจะเต็มหนึ่งตัวในแต่ละออร์บิทัล จากนั้นอิเล็กตรอนคู่หนึ่งจะถูกเพิ่มเข้าไปในแต่ละออร์บิทัล

พิจารณา d-shell:
d-shell สอดคล้องกับค่า L=2 นั่นคือห้าออร์บิทัล (-2,-1,0,1 และ 2) อิเล็กตรอนห้าตัวแรกเติมเปลือกด้วยค่า M l =-2, M ลิตร =-1, ม.ล. =0 , ม.ล. =1,ม.ล. =2.

หมุนจำนวนควอนตัม m s

การหมุนคือทิศทางการหมุนของอิเล็กตรอนรอบแกนของมัน มีสองทิศทาง ดังนั้นเลขควอนตัมการหมุนจึงมีสองค่า: +1/2 และ -1/2 ระดับย่อยพลังงานหนึ่งระดับสามารถมีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีการหมุนตรงข้ามกันเท่านั้น หมายเลขควอนตัมสปินแสดงเป็น m s

หมายเลขควอนตัมหลัก n

เลขควอนตัมหลักคือระดับพลังงานที่ ช่วงเวลานี้ทราบระดับพลังงานเจ็ดระดับ แต่ละระดับระบุด้วยเลขอารบิค: 1,2,3,...7 จำนวนกระสุนในแต่ละระดับจะเท่ากับหมายเลขระดับ: มีหนึ่งกระสุนในระดับแรก, สองนัดในระดับที่สอง ฯลฯ

หมายเลขอิเล็กตรอน

ดังนั้น อิเล็กตรอนใดๆ สามารถอธิบายได้ด้วยเลขควอนตัมสี่ตัว การรวมกันของตัวเลขเหล่านี้จะไม่ซ้ำกันสำหรับแต่ละตำแหน่งของอิเล็กตรอน รับอิเล็กตรอนตัวแรก ระดับพลังงานต่ำสุดคือ N = 1 ที่ระดับแรกจะมีเปลือกหนึ่งอัน เปลือกแรกในระดับใด ๆ มีรูปร่างของลูกบอล (s -shell) เช่น L=0 เลขควอนตัมแม่เหล็กสามารถรับได้เพียงค่าเดียว M l =0 และการหมุนจะเท่ากับ +1/2 หากเรารับอิเล็กตรอนตัวที่ 5 (ไม่ว่าจะอยู่ในอะตอมใดก็ตาม) ตัวเลขควอนตัมหลักของมันจะเป็น: N=2, L=1, M=-1, หมุน 1/2

นักฟิสิกส์ชาวสวิส W. Pauli ในปีพ. ศ. 2468 ได้กำหนดว่าในอะตอมในหนึ่งวงโคจรนั้นจะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัวที่มีการหมุนตรงข้าม (ตรงกันข้าม) (แปลจากภาษาอังกฤษว่า "แกนหมุน") นั่นคือมีคุณสมบัติดังกล่าวที่สามารถทำได้ตามอัตภาพ จินตนาการว่าตัวเองเป็นการหมุนของอิเล็กตรอนรอบแกนจินตนาการ: ตามเข็มนาฬิกาหรือทวนเข็มนาฬิกา หลักการนี้เรียกว่าหลักการเปาลี

หากมีอิเล็กตรอนตัวหนึ่งอยู่ในวงโคจร ก็จะเรียกว่าไม่มีการจับคู่ หากมีอิเล็กตรอนสองตัว แสดงว่าอิเล็กตรอนเหล่านี้จับคู่กัน นั่นคืออิเล็กตรอนที่มีการหมุนตรงข้ามกัน

รูปที่ 5 แสดงแผนภาพการแบ่งระดับพลังงานออกเป็นระดับย่อย

S-Orbital ดังที่คุณทราบอยู่แล้วว่ามีรูปร่างเป็นทรงกลม อิเล็กตรอนของอะตอมไฮโดรเจน (s = 1) อยู่ในวงโคจรนี้และไม่มีการจับคู่ ดังนั้นสูตรอิเล็กทรอนิกส์หรือการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์จะถูกเขียนดังนี้: 1s 1. ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ หมายเลขระดับพลังงานจะระบุด้วยตัวเลขที่อยู่หน้าตัวอักษร (1 ...) อักษรละตินแสดงถึงระดับย่อย (ประเภทของวงโคจร) และตัวเลขที่เขียนไว้ที่มุมขวาบนของตัวอักษร (เป็นเลขชี้กำลัง) จะแสดงจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อย

สำหรับอะตอมฮีเลียม He ซึ่งมีอิเล็กตรอนคู่กัน 2 ตัวใน s-orbital เดียว สูตรนี้คือ: 1s 2

เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมฮีเลียมมีความสมบูรณ์และเสถียรมาก ฮีเลียมเป็นก๊าซมีตระกูล

ที่ระดับพลังงานที่สอง (n = 2) จะมีวงโคจรสี่วง: หนึ่ง s และสาม p อิเล็กตรอนของ s-orbital ระดับที่สอง (2s-orbitals) มีพลังงานสูงกว่า เนื่องจากพวกมันอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากกว่าอิเล็กตรอนของ 1s-orbital (n = 2)

โดยทั่วไป สำหรับแต่ละค่าของ n จะมี 1 s ออร์บิทัล แต่ด้วยการจ่ายพลังงานอิเล็กตรอนที่สอดคล้องกัน ดังนั้น ด้วยเส้นผ่านศูนย์กลางที่สอดคล้องกัน จึงเพิ่มขึ้นเมื่อค่า n เพิ่มขึ้น

R-Orbital มีรูปร่างคล้ายดัมเบลหรือรูปแปดมิติ p-orbitals ทั้งสามอยู่ในอะตอมตั้งฉากกันตามพิกัดเชิงพื้นที่ที่ดึงผ่านนิวเคลียสของอะตอม ควรเน้นย้ำอีกครั้งว่าแต่ละระดับพลังงาน (ชั้นอิเล็กทรอนิกส์) โดยเริ่มจาก n = 2 มี p-orbitals 3 ตัว เมื่อค่า n เพิ่มขึ้น อิเล็กตรอนจะครอบครอง p-orbitals ซึ่งอยู่ห่างจากนิวเคลียสไปมากและพุ่งไปตามแกน x, y, z

สำหรับองค์ประกอบของคาบที่สอง (n = 2) ให้เติม b-ออร์บิทัลหนึ่งอันแรก จากนั้นจึงเติม p-ออร์บิทัลอีกสามอัน สูตรอิเล็กทรอนิกส์ 1l: 1s 2 2s 1. อิเล็กตรอนจะถูกจับกับนิวเคลียสของอะตอมอย่างหลวมๆ มากกว่า ดังนั้นอะตอมลิเธียมจึงสามารถยอมแพ้ได้ง่าย (ดังที่คุณจำได้ว่ากระบวนการนี้เรียกว่าออกซิเดชัน) กลายเป็น Li+ ไอออน

ในอะตอมเบริลเลียม Be 0 อิเล็กตรอนตัวที่สี่ก็อยู่ในวงโคจร 2s เช่นกัน: 1s 2 2s 2 อิเล็กตรอนชั้นนอกสองตัวของอะตอมเบริลเลียมแยกจากกันได้ง่าย - Be 0 จะถูกออกซิไดซ์เป็นไอออนบวก Be 2+

ในอะตอมโบรอน อิเล็กตรอนตัวที่ 5 ครอบครองวงโคจร 2p: 1s 2 2s 2 2p 1 ถัดไป อะตอม C, N, O, E จะเต็มไปด้วยออร์บิทัล 2p ซึ่งลงท้ายด้วยนีออนก๊าซมีตระกูล: 1s 2 2s 2 2p 6

สำหรับองค์ประกอบของคาบที่สาม ออร์บิทัล Sv และ Sr จะถูกเติมตามลำดับ d-orbitals ห้าจุดของระดับที่สามยังคงเป็นอิสระ:

บางครั้งในแผนภาพที่แสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนในอะตอมจะมีการระบุเพียงจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานเท่านั้นนั่นคือสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีที่ถูกเขียนตรงกันข้ามกับสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบเต็มที่ให้ไว้ข้างต้น

สำหรับองค์ประกอบของคาบใหญ่ (ที่สี่และห้า) อิเล็กตรอนสองตัวแรกจะครอบครองออร์บิทัลที่ 4 และ 5 ตามลำดับ: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2 เริ่มจากองค์ประกอบที่สามของแต่ละช่วงหลัก อิเล็กตรอน 10 ตัวถัดไปจะเข้าสู่ออร์บิทัล 3 มิติและ 4 มิติก่อนหน้า ตามลำดับ (สำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยด้านข้าง): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 ตร. 2, 8, 14, 2; 40 ซ 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2 ตามกฎแล้ว เมื่อระดับย่อย d ก่อนหน้าถูกเติมเต็ม ระดับย่อย p ภายนอก (4p- และ 5p ตามลำดับ) จะเริ่มเติม

สำหรับองค์ประกอบของช่วงเวลาขนาดใหญ่ - ที่หกและเจ็ดที่ไม่สมบูรณ์ - ระดับอิเล็กทรอนิกส์และระดับย่อยจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตามกฎเช่นนี้: อิเล็กตรอนสองตัวแรกจะไปที่ระดับย่อย b ด้านนอก: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87ก. 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; อิเล็กตรอนตัวถัดไป (สำหรับ Na และ Ac) ไปยังอิเล็กตรอนก่อนหน้า (p-sublevel: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 และ 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2

จากนั้นอิเล็กตรอน 14 ตัวถัดไปจะเข้าสู่ระดับพลังงานภายนอกที่สามในวงโคจร 4f และ 5f ของแลนทาไนด์และแอกติไนด์ ตามลำดับ

จากนั้นระดับพลังงานภายนอกที่สอง (d-sublevel) จะเริ่มสร้างขึ้นอีกครั้ง: สำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยด้านข้าง: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - และสุดท้าย หลังจากระดับปัจจุบันเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน 10 ตัวเท่านั้น ระดับย่อย p ด้านนอกจะถูกเติมอีกครั้ง:

86 ร.2, 8, 18, 32, 18, 8.

บ่อยครั้งที่โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมถูกแสดงโดยใช้พลังงานหรือเซลล์ควอนตัม - เรียกว่าเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิก สำหรับสัญลักษณ์นี้ จะใช้สัญลักษณ์ต่อไปนี้: เซลล์ควอนตัมแต่ละเซลล์ถูกกำหนดโดยเซลล์ที่สอดคล้องกับหนึ่งออร์บิทัล อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะถูกระบุด้วยลูกศรที่สอดคล้องกับทิศทางการหมุน เมื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิกคุณควรจำกฎสองข้อ: หลักการของ Pauli ซึ่งในเซลล์ (ออร์บิทัล) จะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว แต่มีการหมุนแบบขนานกันและกฎของ F. Hund ตามกฎของอิเล็กตรอนตัวใด ครอบครองเซลล์อิสระ (ออร์บิทัล) และอยู่ใน ตอนแรกจะทีละเซลล์และมีค่าการหมุนเท่ากัน จากนั้นจึงจับคู่กัน แต่การหมุนจะมุ่งไปในทิศทางตรงกันข้ามตามหลักการของเพาลี

โดยสรุป ให้เราพิจารณาการแสดงการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบอีกครั้งตามคาบของระบบ D.I. แผนภาพโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนผ่านชั้นอิเล็กทรอนิกส์ (ระดับพลังงาน)

ในอะตอมฮีเลียม ชั้นอิเล็กตรอนชั้นแรกจะเสร็จสมบูรณ์ - มีอิเล็กตรอน 2 ตัว

ไฮโดรเจนและฮีเลียมเป็นองค์ประกอบ s โดยที่ s-orbital ของอะตอมเหล่านี้เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

องค์ประกอบของช่วงที่สอง

สำหรับองค์ประกอบทั้งหมดของคาบที่สอง ชั้นอิเล็กตรอนชั้นแรกจะถูกเติมเต็ม และอิเล็กตรอนจะเติม e- และ p-ออร์บิทัลของชั้นอิเล็กตรอนที่สองตามหลักการของพลังงานน้อยที่สุด (s- ตัวแรก จากนั้น p) และพอลีและ กฎนับร้อย (ตารางที่ 2)

ในอะตอมนีออน ชั้นอิเล็กตรอนที่สองจะเสร็จสมบูรณ์ - มีอิเล็กตรอน 8 ตัว

ตารางที่ 2 โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในช่วงที่สอง

ท้ายตาราง. 2

Li, Be เป็นองค์ประกอบ b

B, C, N, O, F, Ne เป็นองค์ประกอบ p; อะตอมเหล่านี้มี p-orbitals ที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

องค์ประกอบของยุคที่สาม

ตารางที่ 3 โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในช่วงที่สาม

อะตอมอาร์กอนมีอิเล็กตรอน 8 ตัวในชั้นนอก (ชั้นอิเล็กตรอนที่สาม) ในฐานะชั้นนอก มันเสร็จสมบูรณ์แล้ว แต่โดยรวมแล้วในชั้นอิเล็กตรอนที่สาม ดังที่คุณทราบอยู่แล้วว่าอาจมีอิเล็กตรอนได้ 18 ตัว ซึ่งหมายความว่าองค์ประกอบของคาบที่สามนั้นมีออร์บิทัล 3 มิติที่ยังไม่ได้เติมเต็ม

ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ปรากฏในอะตอมโพแทสเซียมและแคลเซียม และระดับย่อย 4s จะถูกเติมเต็ม (ตารางที่ 4) เนื่องจากมีพลังงานต่ำกว่าระดับย่อย 3d เพื่อลดความซับซ้อนของสูตรอิเล็กทรอนิกส์เชิงกราฟิกของอะตอมขององค์ประกอบของคาบที่สี่: 1) ให้เราแสดงสูตรอิเล็กทรอนิกส์เชิงกราฟิกทั่วไปของอาร์กอนดังนี้:
อาร์;

2) เราจะไม่พรรณนาถึงระดับย่อยที่ไม่ได้เต็มไปด้วยอะตอมเหล่านี้

ตารางที่ 4 โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในช่วงที่สี่

K, Ca - องค์ประกอบ s รวมอยู่ในกลุ่มย่อยหลัก ในอะตอมตั้งแต่ Sc ถึง Zn ระดับย่อยที่ 3 จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน เหล่านี้คือองค์ประกอบ Zy พวกมันรวมอยู่ในกลุ่มย่อยรอง ชั้นอิเล็กทรอนิกส์ชั้นนอกสุดถูกเติมเต็ม และจัดเป็นองค์ประกอบการเปลี่ยนแปลง

ให้ความสนใจกับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมโครเมียมและทองแดง ในนั้นมี "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจากระดับย่อยที่ 4 ถึงระดับที่ 3 ซึ่งอธิบายได้จากความเสถียรของพลังงานที่มากขึ้นของการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่เกิดขึ้น Zd 5 และ Zd 10:

ในอะตอมสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนที่สามจะเสร็จสมบูรณ์ - ระดับย่อย 3s, 3p และ 3d ทั้งหมดจะถูกเติมเต็มลงไป โดยมีอิเล็กตรอนทั้งหมด 18 ตัว

ในองค์ประกอบถัดจากสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ ซึ่งเป็นระดับย่อย 4p ยังคงถูกเติมเต็มต่อไป: องค์ประกอบจาก Ga ถึง Kr เป็นองค์ประกอบ p

อะตอมคริปทอนมีชั้นนอก (ชั้นที่สี่) ที่สมบูรณ์และมีอิเล็กตรอน 8 ตัว แต่อย่างที่คุณทราบ โดยรวมแล้วสามารถมีอิเล็กตรอนได้ 32 ตัวในชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ อะตอมคริปทอนยังคงมีระดับย่อย 4d และ 4f ที่ยังไม่สำเร็จ

สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่ห้า ระดับย่อยจะถูกกรอกตามลำดับต่อไปนี้: 5s-> 4d -> 5p และยังมีข้อยกเว้นที่เกี่ยวข้องกับ "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอนใน 41 Nb, 42 MO เป็นต้น

ในช่วงที่หกและเจ็ด องค์ประกอบจะปรากฏขึ้น นั่นคือองค์ประกอบที่มีการเติมระดับย่อย 4f- และ 5f ของชั้นอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกที่สามตามลำดับ

ธาตุ 4f เรียกว่า แลนทาไนด์

ธาตุ 5f เรียกว่า แอกติไนด์

ลำดับของการเติมระดับย่อยอิเล็กทรอนิกส์ในอะตอมขององค์ประกอบของคาบที่หก: องค์ประกอบ 55 Сs และ 56 Ва - 6s;

57 ลา... 6s 2 5d 1 - 5d องค์ประกอบ; 58 Ce - 71 Lu - องค์ประกอบ 4f; 72 Hf - 80 Hg - องค์ประกอบ 5d; 81 Tl— 86 Rn—6p องค์ประกอบ แต่ที่นี่ก็มีองค์ประกอบที่ลำดับของการเติมออร์บิทัลของอิเล็กตรอนนั้น "ถูกละเมิด" ซึ่งตัวอย่างเช่นมีความเกี่ยวข้องกับความเสถียรของพลังงานที่มากขึ้นของระดับย่อยครึ่งหนึ่งและเต็มไปหมด f นั่นคือ nf 7 และ nf 14 .

องค์ประกอบทั้งหมดตามที่คุณเข้าใจแล้วนั้นขึ้นอยู่กับระดับย่อยของอะตอมที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนจะแบ่งออกเป็นสี่ตระกูลหรือบล็อกอิเล็กทรอนิกส์ (รูปที่ 7)

1) s-องค์ประกอบ; b-sublevel ของระดับภายนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ธาตุ s ได้แก่ ไฮโดรเจน ฮีเลียม และธาตุของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม I และ II

2) องค์ประกอบ p; p-sublevel ของระดับภายนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบ p รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม III-VIII

3) องค์ประกอบ d; d-sublevel ของระดับก่อนภายนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบ d รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยรองของกลุ่ม I-VIII นั่นคือองค์ประกอบของปลั๊กอินหลายทศวรรษในช่วงเวลาขนาดใหญ่ที่ตั้งอยู่ระหว่างองค์ประกอบ s- และ p เรียกอีกอย่างว่าองค์ประกอบการเปลี่ยนแปลง

4) องค์ประกอบ f ระดับย่อย f ของระดับภายนอกที่สามของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน เหล่านี้รวมถึงแลนทาไนด์และแอกติไนด์

1. จะเกิดอะไรขึ้นหากไม่ปฏิบัติตามหลักการของเปาลี?

2. จะเกิดอะไรขึ้นหากไม่ปฏิบัติตามกฎของฮุนด์?

3. สร้างไดอะแกรมของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ สูตรอิเล็กทรอนิกส์ และสูตรอิเล็กทรอนิกส์กราฟิกของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีต่อไปนี้: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa

4. เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์สำหรับองค์ประกอบ #110 โดยใช้สัญลักษณ์ก๊าซมีตระกูลที่เหมาะสม

5. “การจุ่ม” อิเล็กตรอนคืออะไร? ยกตัวอย่างองค์ประกอบที่มีการสังเกตปรากฏการณ์นี้ เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของพวกเขา

6. การเป็นเจ้าขององค์ประกอบทางเคมีในตระกูลอิเล็กทรอนิกส์นั้นถูกกำหนดอย่างไร?

7. เปรียบเทียบสูตรอิเล็กทรอนิกส์และกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมกำมะถัน สูตรสุดท้ายมีข้อมูลเพิ่มเติมอะไรบ้าง?