집 / 소아증/ 온라인 원자의 전자 구조. 요소의 전자식

온라인 원자의 전자 구조. 요소의 전자식

멘델레예프의 원소 주기율표. 원자의 구조.

멘델레예프의 원소 주기 체계 - 화학적 분류. 러시아인이 만든 요소. 과학자 D.I. Mendeleev는 그가 발견한 주기성을 기반으로 합니다(1869년). 법.

현대의 주기적인 공식화 법칙: 원소의 특성(단순 화합물과 화합물로 나타남)은 주기에서 발견됩니다. 원자핵의 전하량에 따라 달라집니다.

원자핵 Z의 전하는 화학물질의 원자(서수) 번호와 같습니다. 추신의 요소 이자형. M. 모든 원소를 오름차순 Z로 배열하면 (수소 H, Z = 1, 헬륨 He, Z = 2, 리튬 Li, Z == 3, 베릴륨 Be, Z = 4 등) 7개 기간. 각 기간마다 해당 기간의 첫 번째 원소(알칼리 금속)부터 마지막 원소(희가스)까지 원소 특성의 규칙적인 변화가 관찰됩니다. 첫 번째 기간에는 2개의 요소가 포함됩니다. 2번째와 3번째는 각각 8개의 요소, 4번째와 5번째는 18개, 6번째는 32개입니다. 7번째 기간에는 19개의 요소가 알려져 있습니다. 두 번째 및 세 번째 기간은 일반적으로 작은 기간이라고 하며 이후의 모든 기간은 큰 기간이라고 합니다. 마침표를 가로 행 형태로 배열하면 결과는 다음과 같습니다. 테이블에는 8개의 수직선이 표시됩니다. 기둥; 이는 속성이 유사한 요소 그룹입니다.

그룹 내 원소의 특성도 Z의 증가에 따라 자연스럽게 변합니다. 예를 들어 Li-Na-K-Rb-Cs-Fr 그룹에서는 화학 함량이 증가합니다. 금속의 활성이 강화됩니다. 산화물과 수산화물의 성질.

원자 구조 이론에 따르면 요소 특성의 주기성은 핵 주위의 전자 껍질 형성 법칙에 의해 결정됩니다. 원소의 Z가 증가함에 따라 원자는 더욱 복잡해집니다. 핵을 둘러싸는 전자의 수가 증가하고 하나의 전자 껍질 채우기가 끝나고 다음 외부 껍질의 형성이 시작되는 순간이 옵니다. Mendeleev 시스템에서 이는 새로운 기간의 시작과 일치합니다. 새로운 껍질에 1, 2, 3 등의 전자를 가진 원소는 그 수가 내부에 있지만 1, 2, 3 등의 외부 전자를 가진 원소와 특성이 유사합니다. 하나(또는 여러 개) 더 적은 전자 껍질이 있었습니다. Na는 Li(외부 전자 1개)와 유사하고 Mg는 Be(외부 전자 2개)와 유사합니다. A1 - B (외부 전자 3개) 등 P. s의 원소 위치 이자형. M.은 화학 물질과 관련이 있습니다. 그리고 더 많은 물리적 성.

많은(약 1000개) 그래픽 옵션이 제안되었습니다. 추신의 이미지. 이자형. M. P.s의 가장 일반적인 2가지 변종. 이자형. M. - 짧고 긴 테이블; k.-l. 그들 사이에는 근본적인 차이가 없습니다. 부록에는 짧은 테이블 옵션 중 하나가 포함되어 있습니다. 표에서 기간 번호는 첫 번째 열에 제공됩니다(아라비아 숫자 1 - 7로 표시). 그룹 번호는 상단에 로마 숫자 I - VIII로 표시됩니다. 각 그룹은 a와 b라는 두 개의 하위 그룹으로 나뉩니다. 때때로 호출되는 작은 주기의 요소로 시작되는 요소 세트입니다. 주요 하위 그룹은 a-m 및 (Li는 알칼리 금속의 하위 그룹을 향합니다. F-할로겐, He-불활성 가스 등)입니다. 이 경우 큰 주기의 요소의 나머지 하위 그룹이 호출됩니다. 부작용.

Z = 58 - 71인 원소는 원자 구조가 특별히 가깝고 화학적 성질이 유사하기 때문입니다. sv는 란탄 계열을 구성하며, III 그룹, 편의상 테이블 하단에 배치했습니다. Z = 90 - 103인 원소는 같은 이유로 종종 악티늄족으로 분류됩니다. 그 뒤에는 Z = 104인 요소(curchatovy)와 Z = 105인 요소(Nilsborium 참조)가 옵니다. 1974년 7월 올빼미. 물리학자들은 Z=106인 원소의 발견을 보고했고, 1월에는 1976 - Z = 107인 요소. 이후 Z = 108 및 109인 요소가 Lower에서 합성되었습니다. 추신의 국경. 이자형. M.은 알려져 있습니다. 핵 전하를 가진 원소가 있을 수 없기 때문에 수소에 의해 제공됩니다. 1개 미만. 문제는 P.s의 상한이 무엇인지입니다. 이자형. M., 즉 어느 정도까지 한계값예술에 도달할 수 있다. 요소의 합성은 아직 해결되지 않은 상태로 남아 있습니다. (중핵은 불안정하므로 Z = 95인 아메리슘 및 후속 원소는 자연에서 발견되지 않지만 핵 반응에서 얻어집니다. 그러나 더 멀리 떨어진 초우라늄 원소 영역에서는 소위 안정도 섬이 나타날 것으로 예상됩니다. , 특히 Z = 114의 경우.) B 예술 주기적으로 새로운 요소를 합성합니다. 법률 및 추신. 이자형. M.이 주요 역할을 합니다. 멘델레예프의 법칙과 체계는 자연과학의 가장 중요한 일반화 중 하나이며 현대 과학의 기초를 형성합니다. 섬의 구조에 관한 가르침.

원자의 전자 구조.

이 단락과 다음 단락에서는 원자의 전자 껍질 모델에 대해 설명합니다. 다음을 이해하는 것이 중요합니다. 우리 얘기 중이야정확히는 모델. 물론 실제 원자는 더 복잡하며 우리는 여전히 원자에 대해 모든 것을 알지 못합니다. 그러나 현대 이론 모델은 전자 구조원자를 사용하면 많은 특성을 성공적으로 설명하고 예측할 수도 있습니다. 화학 원소, 따라서 자연 과학에서 널리 사용됩니다.

우선 N. Bohr가 제안한 "행성" 모델을 더 자세히 살펴보겠습니다(그림 2-3 c).

쌀. 2-3 다. 보어의 "행성" 모델.

1913년 덴마크 물리학자 N. 보어(N. Bohr)는 행성이 태양 주위를 회전하는 것과 거의 같은 방식으로 전자 입자가 원자핵 주위를 회전하는 원자 모델을 제안했습니다. 보어는 원자 내의 전자가 핵으로부터 일정한 거리만큼 떨어진 궤도에서만 안정적으로 존재할 수 있다고 제안했습니다. 그는 이 궤도를 정지 상태라고 불렀습니다. 정지 궤도 밖에서는 전자가 존재할 수 없습니다. 왜 그랬는지는 당시 보어는 설명할 수 없었습니다. 그러나 그는 그러한 모델이 많은 실험적 사실을 설명할 수 있음을 보여주었습니다(이에 대해서는 단락 2.7에서 더 자세히 논의됩니다).

보어 모델의 전자 궤도는 정수 1, 2, 3, ...으로 지정됩니다. N, 코어에 가장 가까운 것부터 시작합니다. 다음에서는 그러한 궤도를 부르겠습니다. 레벨. 수소 원자의 전자 구조를 설명하려면 수준만으로도 충분합니다. 그러나 더 복잡한 원자에서는 그 수준이 비슷한 에너지로 구성된다는 것이 밝혀졌습니다. 하위 레벨. 예를 들어 레벨 2는 두 개의 하위 레벨(2s 및 2p)로 구성됩니다. 세 번째 레벨은 그림과 같이 3개의 하위 레벨(3s, 3p 및 3d)로 구성됩니다. 2-6. 네 번째 수준(그림에 맞지 않음)은 하위 수준 4s, 4p, 4d, 4f로 구성됩니다. 2.7절에서 우리는 이러한 하위 레벨 이름이 정확히 어디서 왔는지, 그리고 그에 대해 알려줄 것입니다. 물리적 실험, 이를 통해 원자의 전자 수준과 하위 수준을 "볼" 수 있게 되었습니다.

쌀. 2-6. 수소 원자보다 더 복잡한 원자에 대한 보어의 모델. 그림의 크기는 일정하지 않습니다. 실제로 동일한 레벨의 하위 레벨이 훨씬 더 가깝습니다. 더 가까운 친구친구에게.

모든 원자의 전자 껍질에는 핵에 양성자가 있는 만큼의 전자가 있으므로 원자 전체는 전기적으로 중성입니다. 원자의 전자는 핵에 가장 가까운 준위와 하위 준위를 차지합니다. 이 경우 전자의 에너지는 더 멀리 있는 준위를 채울 때보다 적기 때문입니다. 각 레벨과 하위 레벨은 특정 수의 전자만 보유할 수 있습니다.

하위 수준은 차례로 동일한 에너지로 구성됩니다. 궤도(그림 2-6에는 표시되지 않음) 비유적으로 말하면, 원자의 전자 구름을 주어진 원자의 모든 전자가 "살고 있는" 도시나 거리에 비유한다면, 레벨은 집에, 하위 레벨은 아파트에, 궤도는 아파트에 비유될 수 있습니다. 전자를 위한 공간. 모든 하위 수준의 모든 궤도는 동일한 에너지를 갖습니다. s-하위 레벨에는 궤도라는 "방"이 하나만 있습니다. p-하위 수준에는 3개의 궤도가 있고, d-하위 수준에는 5개가 있으며, f-하위 수준에는 최대 7개의 궤도가 있습니다. 하나 또는 두 개의 전자가 각 "방" 궤도에 "살아" 있을 수 있습니다. 하나의 오비탈에 2개 이상의 전자가 존재하는 것을 금지하는 것을 금지라고 합니다. 파울리의 금지- 원자 구조의 중요한 특징을 발견한 과학자의 이름을 따서 명명되었습니다. 원자의 각 전자는 고유한 "주소"를 가지며, 이는 "양자"라고 불리는 4개의 숫자 집합으로 작성됩니다. 양자수는 2.7절에서 자세히 논의될 것이다. 여기서는 주요 양자수만 언급하겠습니다. N(그림 2-6 참조) 이는 전자의 "주소"에서 이 전자가 존재하는 수준의 번호를 나타냅니다.

전자

원자라는 개념은 고대 세계에서 물질의 입자를 지칭하기 위해 생겨났습니다. 그리스어로 번역된 원자는 “분할할 수 없음”을 의미합니다.

실험을 바탕으로 아일랜드 물리학자 Stoney는 모든 화학 원소의 원자에 존재하는 가장 작은 입자에 의해 전기가 전달된다는 결론에 도달했습니다. 1891년에 Stoney는 이 입자를 그리스어로 "호박색"을 의미하는 전자라고 부르자고 제안했습니다. 전자라는 이름이 붙은 지 몇 년 후, 영국 물리학자 Joseph Thomson과 프랑스 물리학자 Jean Perrin은 전자가 음전하를 띤다는 것을 증명했습니다. 이것은 화학에서 1(-1)로 간주되는 가장 작은 음전하입니다. Thomson은 심지어 전자의 속도를 결정하는 데 성공했습니다(궤도에서 전자의 속도는 궤도 수 n에 반비례합니다. 궤도의 반경은 궤도 수의 제곱에 비례하여 증가합니다. 수소 원자(n=1; Z=1) 속도는 ≒ 2.2·106 m/s, 즉 빛의 속도 c = 3·108 m/s보다 약 100배 정도 낮으며, 전자의 질량은 (수소 원자의 질량보다 거의 2000배 적습니다.)

원자 내 전자의 상태

원자 내 전자의 상태는 다음과 같이 이해됩니다. 특정 전자의 에너지와 그것이 위치한 공간에 대한 일련의 정보. 원자의 전자에는 운동 궤적이 없습니다. 즉, 우리는 핵 주변 공간에서 그것을 발견할 확률.

그것은 코어를 둘러싸고 있는 이 공간의 어느 부분에나 위치할 수 있으며, 그 전체는 각종 조항특정 음전하 밀도를 갖는 전자 구름으로 간주됩니다. 비유적으로 이것은 다음과 같이 상상할 수 있습니다. 사진 마감에서와 같이 100분의 1초 또는 100만분의 1초 후에 원자 내 전자의 위치를 사진으로 찍을 수 있다면 그러한 사진의 전자는 점으로 표시될 것입니다. 그러한 사진을 무수히 겹쳐놓으면 그 사진은 이 점들이 가장 많이 있는 곳에 가장 밀도가 높은 전자구름이 될 것입니다.

전자가 발견될 가능성이 가장 높은 원자핵 주위의 공간을 궤도라고 합니다. 그것은 대략적으로 포함되어 있습니다 90% 전자 클라우드, 이는 전자가 공간의 이 부분에 있는 시간의 약 90%를 의미합니다. 모양으로 구별되는데 현재 알려진 4가지 유형의 궤도, 이는 라틴어로 지정됩니다. 문자 s, p, d, f. 일부 형태의 전자 궤도의 그래픽 표현이 그림에 표시됩니다.

특정 궤도에서 전자 운동의 가장 중요한 특성은 다음과 같습니다. 핵과의 연결 에너지. 비슷한 에너지 값을 갖는 전자는 단일 전자층, 즉 에너지 준위를 형성합니다. 에너지 준위는 핵부터 시작하여 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7로 번호가 매겨져 있습니다.

에너지 준위의 수를 나타내는 정수 n을 주양자수라고 합니다. 주어진 에너지 수준을 차지하는 전자의 에너지를 특성화합니다. 핵에 가장 가까운 첫 번째 에너지 준위의 전자는 가장 낮은 에너지를 갖습니다.첫 번째 수준의 전자와 비교하여 다음 수준의 전자는 큰 에너지 공급이 특징입니다. 결과적으로, 외부 수준의 전자는 원자핵에 가장 덜 단단히 결합되어 있습니다.

에너지 준위에서 최대 전자 수는 다음 공식에 의해 결정됩니다.

엔 = 2n 2 ,

여기서 N은 최대 전자 수입니다. n은 레벨 번호 또는 주 양자 번호입니다. 결과적으로, 핵에 가장 가까운 첫 번째 에너지 준위에는 전자가 2개 이상 있을 수 없습니다. 두 번째 - 8 이하; 세 번째 - 18명 이하; 네 번째 - 32 이하.

두 번째 에너지 준위(n=2)부터 시작하여 각 준위는 하위 준위(하위층)로 나뉘며, 핵과의 결합 에너지가 서로 약간 다릅니다. 하위 수준의 수는 주 양자 수의 값과 같습니다. 첫 번째 에너지 수준에는 하나의 하위 수준이 있습니다. 두 번째 - 두; 세 번째 - 세 번째; 넷째 - 4개의 하위 레벨. 하위 수준은 차례로 궤도에 의해 형성됩니다. 각 값n은 n과 동일한 궤도의 수에 해당합니다.

하위 레벨은 일반적으로 지정됩니다. 라틴 문자로, 그리고 s, p, d, f를 구성하는 궤도의 모양.

양성자와 중성자

모든 화학 원소의 원자는 작은 원자와 비슷합니다. 태양계. 따라서 E. Rutherford가 제안한 이 원자 모델은 다음과 같습니다. 지구의.

원자의 전체 질량이 집중되어 있는 원자핵은 두 가지 유형의 입자로 구성됩니다. 양성자와 중성자.

양성자는 전자의 전하와 동일하지만 부호(+1)가 반대이고 질량은 수소 원자의 질량과 같습니다(화학에서는 1로 간주됩니다). 중성자는 전하를 띠지 않으며 중성이며 양성자의 질량과 같은 질량을 갖습니다.

양성자와 중성자를 함께 핵자(라틴어 핵 - 핵)라고 합니다. 원자를 구성하는 양성자와 중성자 수의 합을 질량수라고 합니다.. 예를 들어, 알루미늄 원자의 질량수는 다음과 같습니다.

13 + 14 = 27

양성자 수 13, 중성자 수 14, 질량수 27

무시할 수 있을 정도로 작은 전자의 질량은 무시할 수 있기 때문에 원자 전체의 질량이 핵에 집중되어 있다는 것은 명백합니다. 전자는 e-로 지정됩니다.

원자 이후로 전기적으로 중성, 그렇다면 원자의 양성자와 전자의 수가 동일하다는 것도 분명합니다. 에서 할당된 화학 원소의 일련 번호와 동일합니다. 주기율표. 원자의 질량은 양성자와 중성자의 질량으로 구성됩니다. 원소의 원자번호(Z), 즉 양성자의 수와 질량수(A)를 알면, 합계와 동일양성자와 중성자의 수는 다음 공식을 사용하여 중성자 수(N)를 찾을 수 있습니다.

N = A - Z

예를 들어, 철 원자의 중성자 수는 다음과 같습니다.

56 — 26 = 30

동위원소

동일한 핵전하를 가지고 있지만 질량수가 다른 동일한 원소의 원자를 다양한 종류의 원자라고 합니다. 동위원소. 자연에서 발견되는 화학 원소는 동위원소의 혼합물입니다. 따라서 탄소에는 질량이 12, 13, 14인 세 개의 동위원소가 있습니다. 산소 - 질량이 16, 17, 18 등인 세 가지 동위원소. 주기율표에 일반적으로 표시되는 화학 원소의 상대 원자 질량은 다음을 고려하여 주어진 원소의 자연 동위원소 혼합물의 원자 질량의 평균값입니다. 자연에서 상대적으로 풍부합니다. 대부분의 화학 원소 동위원소의 화학적 성질은 정확히 동일합니다. 그러나 수소 동위원소는 상대적 원자 질량의 극적인 배수 증가로 인해 특성이 크게 다릅니다. 개별 이름과 화학 기호도 제공됩니다.

첫 번째 기간의 요소

수소 원자의 전자 구조 다이어그램:

원자의 전자 구조 다이어그램은 전자 층(에너지 수준) 전반에 걸친 전자 분포를 보여줍니다.

수소 원자의 그래픽 전자 공식(에너지 준위 및 하위 준위에 따른 전자 분포 표시):

원자의 그래픽 전자 공식은 준위와 하위 준위뿐만 아니라 궤도 간 전자 분포를 보여줍니다.

헬륨 원자에서는 첫 번째 전자층이 완성됩니다. 여기에는 2개의 전자가 있습니다. 수소와 헬륨은 s-원소입니다. 이 원자의 s-궤도는 전자로 채워져 있습니다.

두 번째 기간의 모든 요소에 대해 첫 번째 전자 레이어가 채워집니다., 전자는 최소 에너지 원리(첫 번째 s, 그 다음 p)와 Pauli 및 Hund 규칙에 따라 두 번째 전자층의 s- 및 p-오비탈을 채웁니다.

네온 원자에서는 두 번째 전자층이 완성됩니다. 여기에는 8개의 전자가 있습니다.

제3주기 원소의 원자에 대해서는 제1전자층과 제2전자층이 완성되어 제3전자층이 채워지며, 그 안에 전자가 3s-, 3p-, 3d-하위 준위를 차지할 수 있다.

마그네슘 원자는 3s 전자 궤도를 완성합니다. Na와 Mg는 s 원소입니다.

알루미늄 및 후속 원소에서는 3p 하위 준위가 전자로 채워집니다.

세 번째 주기의 요소에는 채워지지 않은 3d 궤도가 있습니다.

Al부터 Ar까지의 모든 원소는 p-원소입니다. s- 및 p-원소는 주기율표의 주요 하위 그룹을 형성합니다.

네 번째 - 일곱 번째 기간의 요소

네 번째 전자층은 칼륨과 칼슘 원자에 나타나며, 4s 하위 준위는 3d 하위 준위보다 에너지가 낮기 때문에 채워집니다.

K, Ca - 주 하위 그룹에 포함된 s-요소. Sc에서 Zn까지의 원자의 경우 3d 하위 수준은 전자로 채워집니다. 이것은 3D 요소입니다. 이들은 2차 하위 그룹에 포함되고, 가장 바깥쪽 전자 층이 채워지며, 전이 요소로 분류됩니다.

크롬과 구리 원자의 전자 껍질 구조에 주목하십시오. 그 안에서 하나의 전자는 4s에서 3d 하위 수준으로 "실패"합니다. 이는 결과 전자 구성 3d 5 및 3d 10의 더 큰 에너지 안정성으로 설명됩니다.

아연 원자에서는 세 번째 전자층이 완성됩니다. 모든 하위 준위 3s, 3p 및 3d가 총 18개의 전자로 채워집니다. 아연 다음의 원소에서는 네 번째 전자층인 4p 하위 준위가 계속해서 채워집니다.

Ga부터 Kr까지의 원소는 p-원소입니다.

크립톤 원자는 완전하고 8개의 전자를 갖는 외부 층(4번째)을 가지고 있습니다. 그러나 네 번째 전자층에는 총 32개의 전자가 있을 수 있습니다. 크립톤 원자에는 여전히 채워지지 않은 4d 및 4f 하위 수준이 있습니다. 다섯 번째 기간의 요소의 경우 하위 수준은 5s - 4d - 5p 순서로 채워집니다. 그리고 "와 관련된 예외도 있습니다. 실패» 전자, y 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

6번째 및 7번째 기간에는 f-요소, 즉 제3 외부 전자층의 4f- 및 5f-서브레벨이 각각 채워지는 요소가 나타난다.

4f 원소를 란탄족 원소라고 합니다.

5f 원소를 악티늄족이라고 합니다.

여섯 번째 기간의 요소 원자에서 전자 하위 수준을 채우는 순서: 55 Cs 및 56 Ba - 6s 요소; 57 La … 6s 2 5d x - 5d 요소; 58 Ce - 71 Lu - 4f 요소; 72 Hf - 80 Hg - 5d 요소; 81 T1 - 86 Rn - 6d 요소. 그러나 여기에도 전자 궤도를 채우는 순서가 "위반"되는 요소가 있습니다. 예를 들어 절반 및 완전히 채워진 f-하위 수준, 즉 nf 7 및 nf 14의 더 큰 에너지 안정성과 관련이 있습니다. 원자의 어느 하위 준위가 마지막에 전자로 채워졌는지에 따라 모든 원소는 4개의 전자족 또는 블록으로 나뉩니다.

s-요소. 원자 외부 수준의 s-하위 수준은 전자로 채워져 있습니다. s-원소에는 수소, 헬륨 및 그룹 I 및 II의 주요 하위 그룹 요소가 포함됩니다.

p-요소. 원자 외부 수준의 p-하위 수준은 전자로 채워져 있습니다. p-요소에는 III-VIII 그룹의 주요 하위 그룹 요소가 포함됩니다.

d-요소. 원자의 외부 외부 수준의 d-하위 수준은 전자로 채워져 있습니다. d 요소에는 그룹 I-VIII의 2차 하위 그룹 요소, 즉 s 요소와 p 요소 사이에 위치한 수십 년의 플러그인 요소가 포함됩니다. 전환 요소라고도 합니다.

f 요소. 원자의 세 번째 외부 수준의 f 하위 수준은 전자로 채워져 있습니다. 여기에는 란타나이드와 안티노이드가 포함됩니다.

1925년 스위스 물리학자 W. 파울리(W. Pauli)는 한 궤도의 원자에는 반대(반평행) 스핀(영어에서 "스핀들"로 번역됨), 즉 조건부로 상상할 수 있는 특성을 갖는 전자가 2개 이하일 수 있음을 확립했습니다. 가상의 축을 중심으로 전자가 시계 방향 또는 시계 반대 방향으로 회전하는 것과 같습니다.

이 원리는 파울리 원리. 궤도에 하나의 전자가 있으면 짝을 이루지 않은 전자라고 하며, 두 개가 있으면 쌍을 이루는 전자, 즉 반대 스핀을 갖는 전자입니다. 그림은 에너지 수준을 하위 수준으로 나누는 다이어그램과 해당 수준이 채워지는 순서를 보여줍니다.

종종 원자의 전자 껍질 구조는 에너지 또는 양자 셀을 사용하여 묘사됩니다. 소위 그래픽 전자 공식이 작성됩니다. 이 표기법에는 다음 표기법이 사용됩니다. 각 양자 셀은 하나의 궤도에 해당하는 셀로 지정됩니다. 각 전자는 스핀 방향에 해당하는 화살표로 표시됩니다. 그래픽 전자 공식을 작성할 때 다음 두 가지 규칙을 기억해야 합니다. Pauli의 원리와 F. Hund의 법칙, 이에 따르면 전자는 한 번에 하나씩 자유 셀을 점유하고 동일한 스핀 값을 가지며 그 다음에는 쌍을 갖지만 Pauli 원리에 따르면 스핀은 이미 반대 방향으로 향하게 됩니다.

훈트의 법칙과 파울리의 원리

훈트의 법칙-특정 하위층의 궤도를 채우는 순서를 결정하고 다음과 같이 공식화되는 양자 화학 규칙: 주어진 하위층의 전자 스핀 양자 수의 총 값은 최대여야 합니다. 1925년 프리드리히 훈트(Friedrich Hund)가 공식화했습니다.

이는 하위층의 각 오비탈에 하나의 전자가 먼저 채워지고, 채워지지 않은 오비탈이 소진된 후에야 두 번째 전자가 이 오비탈에 추가된다는 것을 의미합니다. 이 경우 하나의 오비탈에는 반대 부호의 반정수 스핀을 갖는 두 개의 전자가 있으며, 이 전자는 쌍을 이루고(2전자 구름을 형성함) 결과적으로 오비탈의 총 스핀은 0이 됩니다.

또 다른 표현: 에너지가 낮을수록 두 가지 조건이 충족되는 원자 항이 존재합니다.

다중도는 최대입니다
다중도가 일치하면 전체 궤도 운동량 L이 최대가 됩니다.

p-하위 궤도를 채우는 예를 사용하여 이 규칙을 분석해 보겠습니다. 피-두 번째 기간의 요소(즉, 붕소에서 네온까지(아래 다이어그램에서 수평선은 궤도를 나타내고, 수직 화살표는 전자를 나타내고, 화살표 방향은 스핀 방향을 나타냄)

클레치코프스키의 법칙

Klechkovsky의 규칙 -원자의 총 전자 수가 증가함에 따라(핵의 전하가 증가함에 따라 또는 일련번호화학 원소) 원자 궤도는 에너지가 더 높은 궤도에서 전자의 출현이 주 양자수 n에만 의존하고 l을 포함한 다른 모든 양자수에는 의존하지 않는 방식으로 채워집니다. 물리적으로 이는 수소와 같은 원자(전자간 반발이 없는 경우)에서 전자의 궤도 에너지가 핵으로부터 전자 전하 밀도의 공간적 거리에 의해서만 결정되며 전자의 특성에 의존하지 않음을 의미합니다. 핵 분야에서의 움직임.

경험적 Klechkovsky 규칙과 그에 따른 순서 체계는 Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au 원자의 경우 두 가지 유사한 경우에만 원자 궤도의 실제 에너지 순서와 다소 모순됩니다. , 외부 층의 s-하위 레벨이 이전 층의 d-하위 레벨로 대체되는 전자의 "실패"가 있으며, 이는 원자의 에너지적으로 더 안정적인 상태로 이어집니다. 즉, 궤도 6을 두 개로 채운 후 전자 에스

원자가 어떻게 만들어지는지 살펴보자. 모델에 대해서만 이야기한다는 점을 명심하십시오. 실제로 원자는 훨씬 더 복잡한 구조입니다. 그러나 현대의 발전 덕분에 우리는 (전부는 아니더라도) 특성을 설명하고 심지어 성공적으로 예측할 수 있습니다. 그렇다면 원자의 구조는 무엇입니까? 무엇으로 만들어져 있나?

원자의 행성 모델

이는 1913년 덴마크 물리학자 N. 보어(N. Bohr)에 의해 처음 제안되었습니다. 이것은 과학적 사실에 기초한 최초의 원자구조 이론이다. 또한 현대 주제별 용어의 토대를 마련했습니다. 그 안에서 전자 입자는 태양 주위의 행성과 동일한 원리에 따라 원자 주위의 회전 운동을 생성합니다. 보어는 그것들이 핵으로부터 엄격하게 정의된 거리에 위치한 궤도에만 존재할 수 있다고 제안했습니다. 과학자는 과학적 관점에서 이것이 왜 그런지 설명할 수 없었지만 그러한 모델은 많은 실험을 통해 확인되었습니다. 정수는 궤도를 지정하는 데 사용되었으며, 핵에 가장 가까운 번호가 매겨진 1부터 시작했습니다. 이 모든 궤도를 레벨이라고도 합니다. 수소 원자는 하나의 전자가 회전하는 단 하나의 준위만을 갖습니다. 그러나 복잡한 원자에도 수준이 있습니다. 그들은 유사한 에너지 잠재력을 가진 전자를 결합하는 구성 요소로 나뉩니다. 따라서 두 번째에는 이미 2s와 2p라는 두 개의 하위 수준이 있습니다. 세 번째에는 이미 3s, 3p 및 3d의 3개가 있습니다. 등등. 먼저, 코어에 더 가까운 하위 레벨이 "채워지고" 먼 하위 레벨이 채워집니다. 그들 각각은 특정 수의 전자만 보유할 수 있습니다. 그러나 이것이 끝이 아닙니다. 각 하위 수준은 궤도로 나뉩니다. 와 비교해보자 평범한 인생. 원자의 전자 구름은 도시와 비슷합니다. 레벨은 거리입니다. 하위 수준 - 개인 주택아니면 아파트. 궤도 - 방. 그들 각각은 하나 또는 두 개의 전자를 "살아 있습니다". 그들은 모두 특정 주소를 가지고 있습니다. 이것은 원자 구조의 첫 번째 다이어그램이었습니다. 마지막으로 전자의 주소는 "양자"라고 불리는 숫자 집합에 의해 결정됩니다.

원자의 파동 모델

그러나 시간이 지남에 따라 행성 모델이 수정되었습니다. 원자 구조에 대한 두 번째 이론이 제안되었습니다. 이는 더욱 발전된 것이며 실제 실험 결과를 설명할 수 있게 해줍니다. 첫 번째 모델은 E. Schrödinger가 제안한 원자 파동 모델로 대체되었습니다. 그렇다면 전자가 입자뿐만 아니라 파동으로도 나타날 수 있다는 것이 이미 확립되었습니다. 슈뢰딩거는 무엇을 했나요? 그는 파동의 운동을 설명하는 방정식을 적용했습니다. 따라서 원자 내 전자의 궤적이 아니라 특정 지점에서 전자가 탐지될 확률을 찾을 수 있습니다. 두 이론을 통합하는 것은 기본 입자가 특정 수준, 하위 수준 및 궤도에 위치한다는 것입니다. 이것이 모델 간의 유사성이 끝나는 곳입니다. 한 가지 예를 들어 보겠습니다. 파동 이론에서 궤도는 95% 확률로 전자를 찾을 수 있는 영역입니다. 나머지 공간은 5%를 차지합니다. 그러나 결국에는 사용된 용어가 일반적임에도 불구하고 원자의 구조적 특징을 파동 모델을 사용하여 묘사하는 것으로 나타났습니다.

이 경우 확률의 개념

이 용어가 사용된 이유는 무엇입니까? 하이젠베르크는 1927년에 불확정성 원리를 공식화했는데, 이는 현재 미세 입자의 움직임을 설명하는 데 사용됩니다. 이는 일반적인 육체와의 근본적인 차이점에 기초합니다. 그것은 무엇입니까? 고전 역학에서는 사람이 현상에 영향을 주지 않고 현상을 관찰할 수 있다고 가정했습니다(천체 관찰). 얻은 데이터를 바탕으로 특정 시점에 물체가 어디에 있을지 계산할 수 있습니다. 그러나 소우주에서는 상황이 필연적으로 다릅니다. 예를 들어, 기구와 입자의 에너지가 비교할 수 없기 때문에 전자에 영향을 주지 않고 전자를 관찰하는 것은 이제 불가능합니다. 이로 인해 기본 입자의 위치, 상태, 방향, 이동 속도 및 기타 매개변수가 변경됩니다. 그리고 정확한 특성에 대해 이야기하는 것은 의미가 없습니다. 불확정성 원리 자체는 핵 주위의 전자의 정확한 궤적을 계산하는 것이 불가능하다는 것을 말해줍니다. 특정 공간 영역에서 입자를 찾을 확률만 나타낼 수 있습니다. 이것은 화학 원소 원자 구조의 특징입니다. 그러나 이것은 실제 실험에서 과학자들에 의해서만 고려되어야 합니다.

원자 구성

하지만 전체 주제에 집중해 보겠습니다. 따라서 잘 알려진 전자 껍질 외에도 원자의 두 번째 구성 요소는 핵입니다. 그것은 양전하를 띤 양성자와 중성 중성자로 구성됩니다. 우리 모두는 주기율표에 익숙합니다. 각 요소의 수는 포함된 양성자의 수에 해당합니다. 중성자 수는 원자 질량과 양성자 수의 차이와 같습니다. 이 규칙에서 벗어나는 부분이 있을 수 있습니다. 그런 다음 그들은 그 원소의 동위원소가 존재한다고 말합니다. 원자의 구조는 다음과 같이 "둘러싸여" 있습니다. 전자 껍질. 일반적으로 양성자의 수와 같습니다. 후자의 질량은 전자의 질량보다 약 1840배 더 크며 중성자의 무게와 거의 같습니다. 핵의 반지름은 원자 직경의 약 1/200,000입니다. 그 자체는 구형입니다. 이것은 일반적으로 화학 원소의 원자 구조입니다. 질량과 특성의 차이에도 불구하고 거의 동일하게 보입니다.

궤도

원자 구조 다이어그램이 무엇인지 이야기할 때 침묵을 지킬 수는 없습니다. 따라서 다음과 같은 유형이 있습니다.

에스. 그들은 구형입니다.
피. 그들은 3차원 숫자 8이나 스핀들처럼 보입니다.
d와 f. 형식적인 언어로 표현하기 어려운 복잡한 형태를 갖고 있다.

각 유형의 전자는 해당 궤도에서 95% 확률로 발견될 수 있습니다. 제시된 정보는 물리적 현실이라기보다는 추상적인 수학적 모델이기 때문에 침착하게 다루어야 합니다. 하지만 이 모든 것에도 불구하고 원자와 심지어 분자의 화학적 특성에 관해 좋은 예측력을 가지고 있습니다. 핵에서 더 멀리 떨어진 준위일수록 그 위에 더 많은 전자를 놓을 수 있습니다. 따라서 궤도 수는 특수 공식 x 2를 사용하여 계산할 수 있습니다. 여기서 x는 레벨 수와 같습니다. 그리고 최대 2개의 전자가 궤도에 배치될 수 있으므로 궁극적으로 수치 검색 공식은 다음과 같습니다: 2x 2.

궤도: 기술 데이터

불소 원자의 구조에 대해 이야기하면 3개의 궤도를 갖게 됩니다. 그것들은 모두 채워질 것입니다. 하나의 하위 수준 내 궤도의 에너지는 동일합니다. 이를 지정하려면 레이어 번호(2s, 4p, 6d)를 추가하세요. 불소 원자의 구조에 관한 대화로 돌아가 보겠습니다. 두 개의 s-하위 레벨과 하나의 p-하위 레벨을 갖게 됩니다. 9개의 양성자와 같은 수의 전자를 가지고 있습니다. 첫 번째 S레벨. 그것은 두 개의 전자입니다. 그런 다음 두 번째 S 레벨. 전자가 두 개 더 있습니다. 그리고 5는 p-레벨을 채웁니다. 이것이 그의 구조입니다. 다음 소제목을 읽은 후 스스로 할 수 있습니다. 필요한 조치그리고 그것을 확인하십시오. 어떤 불소도 속하는지에 대해 이야기하면 동일한 그룹에 속하지만 특성이 완전히 다르다는 점에 유의해야 합니다. 따라서 끓는점은 섭씨 -188도에서 309도 사이입니다. 그렇다면 그들은 왜 연합했을까요? 모두 감사합니다 화학적 특성. 모든 할로겐과 불소는 가장 높은 산화 능력을 가지고 있습니다. 금속과 반응하며 실온에서 아무런 문제 없이 자연 발화할 수 있습니다.

궤도는 어떻게 채워지나요?

전자는 어떤 규칙과 원리에 따라 배열되나요? 더 나은 이해를 위해 표현이 단순화된 세 가지 주요 항목을 숙지하는 것이 좋습니다.

최소 에너지의 원리. 전자는 에너지가 증가하는 순서로 오비탈을 채우는 경향이 있습니다.
파울리의 원리. 하나의 오비탈에는 두 개 이상의 전자가 포함될 수 없습니다.
훈트의 법칙. 하나의 하위 수준 내에서 전자는 먼저 빈 궤도를 채운 다음 쌍을 형성합니다.

원자의 구조는 그것을 채우는 데 도움이 될 것이며 이 경우 이미지 측면에서 더 이해하기 쉬워질 것입니다. 그러므로 언제 실무회로도를 구성할 때 이를 가까이에 보관해야 합니다.

예

기사의 틀 내에서 언급된 모든 내용을 요약하기 위해 원자의 전자가 레벨, 하위 레벨 및 궤도에 어떻게 분포되어 있는지(즉, 레벨 구성이 무엇인지) 샘플을 작성할 수 있습니다. 이는 공식, 에너지 다이어그램, 레이어 다이어그램으로 표현될 수 있습니다. 여기에는 주의 깊게 살펴보면 원자의 구조를 이해하는 데 도움이 되는 아주 좋은 그림이 있습니다. 따라서 첫 번째 레벨이 먼저 채워집니다. 여기에는 궤도가 하나만 있는 하위 수준이 하나만 있습니다. 모든 레벨은 가장 작은 것부터 시작하여 순차적으로 채워집니다. 첫째, 하나의 하위 수준 내에서 각 궤도에 하나의 전자가 배치됩니다. 그런 다음 쌍이 생성됩니다. 그리고 무료 항목이 있으면 다른 채우기 항목으로 전환됩니다. 이제 질소 또는 불소 원자의 구조가 무엇인지 스스로 알아낼 수 있습니다 (이전에서 고려한 것임). 처음에는 조금 어려울 수 있지만 사진을 참고하여 안내해 보세요. 명확성을 위해 질소 원자의 구조를 살펴 보겠습니다. 그것은 7개의 양성자(핵을 구성하는 중성자와 함께)와 같은 수의 전자(전자 껍질을 구성함)를 가지고 있습니다. 첫 번째 s-레벨이 먼저 채워집니다. 전자가 2개 있습니다. 그런 다음 두 번째 S-레벨이 옵니다. 또한 전자가 2개 있습니다. 그리고 나머지 3개는 p레벨에 위치하는데, 각각 하나의 궤도를 차지합니다.

결론

보시다시피 원자의 구조는 이렇지 않습니다 복잡한 주제(물론 학교 화학 과정의 관점에서 접근한다면). 그리고 이해해라 이 주제어렵지 않습니다. 마지막으로 몇 가지 기능에 대해 말씀드리고 싶습니다. 예를 들어, 산소 원자의 구조에 관해 말하면, 우리는 그것이 8개의 양성자와 8-10개의 중성자를 가지고 있다는 것을 알고 있습니다. 그리고 자연의 모든 것은 균형을 이루는 경향이 있기 때문에 두 개의 산소 원자가 분자를 형성하고 두 개의 짝을 이루지 않은 전자가 형성됩니다. 공유결합. 또 다른 안정한 산소 분자인 오존(O 3)도 비슷한 방식으로 형성됩니다. 산소 원자의 구조를 알면 지구상에서 가장 흔한 물질이 참여하는 산화 반응에 대한 공식을 올바르게 작성할 수 있습니다.

요소의 전자 공식을 구성하는 알고리즘:

1. 화학 원소 주기율표 D.I를 사용하여 원자의 전자 수를 결정합니다. 멘델레예프.

2. 요소가 위치한 기간의 수를 사용하여 에너지 수준의 수를 결정합니다. 마지막 전자 레벨의 전자 수는 그룹 번호에 해당합니다.

3. 레벨을 하위 레벨과 오비탈로 나누고 오비탈 채우기 규칙에 따라 전자로 채웁니다.

첫 번째 레벨에는 최대 2개의 전자가 포함된다는 점을 기억해야 합니다. 1초 2, 두 번째 - 최대 8개(2개) 에스그리고 여섯 아르 자형: 2초 2 2p 6), 세 번째 - 최대 18(2개) 에스, 육 피, 그리고 10개 d: 3초 2 3p 6 3d 10).

주양자수 N최소화되어야 합니다.
가장 먼저 채우는 것 에스-하위 수준, 그럼 р-, d- b f-하위 수준.
전자는 궤도의 에너지가 증가하는 순서로 궤도를 채웁니다(Klechkovsky의 규칙).
하위 수준 내에서 전자는 먼저 자유 궤도를 하나씩 점유하고 그 후에야 쌍을 형성합니다(Hund의 규칙).
하나의 궤도에는 2개 이상의 전자가 있을 수 없습니다(파울리 원리).

예.

1. 질소의 전자식을 만들어 봅시다. 질소는 주기율표에서 7번입니다.

2. 아르곤의 전자식을 만들어 봅시다. 아르곤은 주기율표에서 18번이다.

1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6.

3. 크롬의 전자식을 만들어 봅시다. 크롬은 주기율표에서 24번입니다.

1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 1 3d 5

아연의 에너지 다이어그램.

4. 아연의 전자식을 만들어 봅시다. 아연은 주기율표에서 30번입니다.

1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 4초 2 3d 10

전자 공식의 일부, 즉 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6은 아르곤의 전자 공식입니다.

아연의 전자식은 다음과 같이 나타낼 수 있습니다.