Atomun elektronik yapısı çevrimiçi. Elementin elektronik formülü

Mendeleev'in periyodik element tablosu. Atomun yapısı.

MENDELEEV'İN PERİYODİK ELEMENT SİSTEMİ - kimyasal sınıflandırma. Rus tarafından oluşturulan unsurlar. bilim adamı D.I. Mendeleev, kendisi tarafından keşfedilen periyodikliğe dayanarak (1869'da). kanun.

Modern periyodik formülasyon yasa: elementlerin özellikleri (basit bileşikler ve bileşiklerde kendini gösterir) periyodik dönemlerde bulunur. atomlarının çekirdeklerinin yüküne bağlı olarak.

Z atom çekirdeğinin yükü, kimyasalın atom (sıra) sayısına eşittir. P. s'deki öğe. e. M. Tüm elementleri artan Z sırasına göre düzenlerseniz (hidrojen H, Z = 1; helyum He, Z = 2; lityum Li, Z == 3; berilyum Be, Z = 4, vb.), o zaman oluşurlar 7 dönem. Bu periyotların her birinde, periyodun ilk elementinden (alkali metal) sonuncusuna (soygaz) kadar elementlerin özelliklerinde düzenli bir değişim gözlenir. İlk periyotta 2 element bulunur, 2. ve 3. periyotta 8 element, 4. ve 5. periyotta 18, 6. periyotta 32 element bulunur. 7. periyotta 19 element bilinmektedir. 2. ve 3. periyotlara genellikle küçük, sonraki tüm periyotlara büyük denir. Dönemleri yatay satırlar şeklinde düzenlerseniz ortaya çıkan sonuç tablo 8 dikey çizgi gösterecektir. sütunlar; Bunlar özellikleri bakımından benzer olan element gruplarıdır.

Z artışına bağlı olarak grup içindeki elementlerin özellikleri de doğal olarak değişir. Örneğin Li - Na - K - Rb - Cs - Fr grubunda kimyasal içerik artar. metalin aktivitesi arttırılır Oksitlerin ve hidroksitlerin doğası.

Atomik yapı teorisinden, elementlerin özelliklerinin periyodikliğinin, çekirdeğin etrafındaki elektron kabuklarının oluşum yasalarıyla belirlendiği anlaşılmaktadır. Elementin Z'si arttıkça atom daha karmaşık hale gelir - çekirdeği çevreleyen elektronların sayısı artar ve bir elektron kabuğunun dolmasının sona erdiği ve bir sonraki dış kabuğun oluşumunun başladığı bir an gelir. Mendeleev sisteminde bu yeni bir dönemin başlangıcına denk geliyor. Yeni bir kabukta 1, 2, 3 vb. elektronlara sahip elementler, sayıları içte olmasına rağmen özellikleri bakımından 1, 2, 3 vb. dış elektronlara sahip olan elementlere benzer. bir (veya daha fazla) daha az elektron kabuğu vardı: Na, Li'ye benzer (bir dış elektron), Mg, Be'ye benzer (2 dış elektron); A1 - B'ye (3 harici elektron), vb. Elemanın P. s'deki konumu ile. e. M. kimyasalıyla ilişkilidir. ve daha fazlası fiziksel St.

Birçok (yaklaşık 1000) grafik seçeneği önerilmiştir. P. s.'in görselleri e. M. P. s'nin en yaygın 2 çeşidi. e. M. - kısa ve uzun tablolar; k.-l. aralarında temel bir fark yoktur. Ek, kısa tablo seçeneklerinden birini içerir. Tablonun ilk sütununda dönem numaraları verilmiştir (1 - 7 arası Arap rakamlarıyla gösterilmiştir). Grup numaraları üstte Romen rakamları I - VIII ile belirtilmiştir. Her grup a ve b olmak üzere iki alt gruba ayrılır. Bazen adı verilen küçük dönemlerin unsurları tarafından yönetilen bir dizi unsur. ana alt gruplar a-m ve (Li, alkali metallerin alt grubunun başında gelir. F - halojenler, He - inert gazlar, vb.). Bu durumda büyük periyotların elemanlarının geri kalan alt grupları denir. yan etkiler.

Atom yapılarının özel yakınlığı ve kimyalarının benzerliği nedeniyle Z = 58 - 71 olan elementler. sv, bir parçası olan lantanit ailesini oluşturur III grubu ancak kolaylık olması açısından masanın altına yerleştirilmiştir. Z = 90 - 103 olan elementler genellikle aynı nedenlerden dolayı aktinit ailesinde sınıflandırılır. Bunları Z = 104 olan bir element - curchatovy ve Z = 105 olan bir element takip eder (bkz. Nilsborium). Temmuz 1974'te Baykuşlar. fizikçiler Z = 106 olan bir elementin keşfedildiğini bildirdiler ve Ocak ayında. 1976 - Z = 107 olan elementler. Daha sonra Z = 108 ve 109 olan elementler sentezlendi. P. s sınırı e. M. biliniyor - nükleer yüklü bir element olamayacağı için hidrojen tarafından veriliyor birden az. Soru P. s'nin üst sınırının ne olduğudur. e. M., yani ne ölçüde sınır değeri sanata ulaşabiliyoruz. elementlerin sentezi çözülmeden kalır. (Ağır çekirdekler kararsızdır, bu nedenle Z = 95'e sahip amerikyum ve sonraki elementler doğada bulunmaz, ancak nükleer reaksiyonlarda elde edilir; ancak daha uzak transuranyum elementleri bölgesinde, sözde stabilite adalarının ortaya çıkması beklenir. , özellikle Z = 114 için.) B sanatları periyodik olarak yeni elementlerin sentezi. hukuk ve P. s. e. M. birincil bir rol oynamaktadır. Mendeleev yasası ve sistemi doğa bilimlerinin en önemli genellemeleri arasında yer alır ve modern bilimin temelini oluşturur. adanın yapısı hakkında öğretiler.

Atomun elektronik yapısı.

Bu ve sonraki paragraflar bir atomun elektron kabuğu modellerinden bahsediyor. Bunu anlamak önemlidir Hakkında konuşuyoruz tam olarak hakkında modeller. Gerçek atomlar elbette daha karmaşıktır ve onlar hakkında hâlâ her şeyi bilmiyoruz. Ancak modern teorik model elektronik yapı atom birçok özelliği başarılı bir şekilde açıklamayı ve hatta tahmin etmeyi mümkün kılar kimyasal elementler Bu nedenle doğa bilimlerinde yaygın olarak kullanılmaktadır.

Başlamak için N. Bohr'un önerdiği "gezegensel" modeli daha ayrıntılı olarak ele alalım (Şekil 2-3 c).

Pirinç. 2-3 c. Bohr'un "gezegensel" modeli.

Danimarkalı fizikçi N. Bohr, 1913'te, gezegenlerin Güneş etrafında dönmesiyle hemen hemen aynı şekilde, elektron parçacıklarının atom çekirdeği etrafında döndüğü bir atom modeli önerdi. Bohr, bir atomdaki elektronların yalnızca çekirdekten kesin olarak belirli mesafelerde uzaklaştırılan yörüngelerde kararlı bir şekilde var olabileceğini öne sürdü. Bu yörüngelere sabit adını verdi. Sabit yörüngelerin dışında bir elektron var olamaz. Bohr o zaman bunun neden böyle olduğunu açıklayamamıştı. Ancak böyle bir modelin birçok deneysel gerçeği açıklamaya izin verdiğini gösterdi (bu, paragraf 2.7'de daha ayrıntılı olarak tartışılmıştır).

Bohr modelindeki elektron yörüngeleri 1, 2, 3, ... tam sayılarıyla gösterilir. Nçekirdeğe en yakın olandan başlayarak. Aşağıda bu tür yörüngeleri adlandıracağız seviyeler. Hidrojen atomunun elektronik yapısını tanımlamak için seviyeler tek başına yeterlidir. Ancak daha karmaşık atomlarda seviyelerin benzer enerjilerden oluştuğu ortaya çıktı. alt düzeyler. Örneğin, seviye 2 iki alt seviyeden (2s ve 2p) oluşur. Üçüncü seviye, Şekil 2'de gösterildiği gibi 3 alt seviyeden (3s, 3p ve 3d) oluşur. 2-6. Dördüncü seviye (şekle uymadı) 4s, 4p, 4d, 4f alt seviyelerinden oluşur. Paragraf 2.7'de size bu alt düzey adlarının tam olarak nereden geldiğini ve yaklaşık olarak ne olduğunu anlatacağız. fiziksel deneyler atomlardaki elektronik seviyeleri ve alt seviyeleri “görmeyi” mümkün kıldı.

Pirinç. 2-6. Bohr'un hidrojen atomundan daha karmaşık atomlar için modeli. Çizim ölçekli değildir - aslında aynı seviyenin alt seviyeleri çok daha yakındır yakın arkadaş arkadaşa.

Herhangi bir atomun elektron kabuğunda, çekirdeğindeki protonların sayısı kadar elektron vardır, dolayısıyla atom bir bütün olarak elektriksel olarak nötrdür. Bir atomdaki elektronlar çekirdeğe en yakın seviyeleri ve alt seviyeleri doldurur çünkü bu durumda enerjileri, daha uzak seviyelere yerleşmeleri durumundakinden daha azdır. Her seviye ve alt seviye yalnızca belirli sayıda elektronu tutabilir.

Alt seviyeler ise eşit enerjiden oluşur yörüngeler(Şekil 2-6'da gösterilmemiştir). Mecazi anlamda konuşursak, bir atomun elektron bulutu, belirli bir atomun tüm elektronlarının "yaşadığı" bir şehir veya caddeyle karşılaştırılırsa, o zaman bir seviye bir evle, bir alt seviye bir apartman dairesiyle ve bir yörünge bir apartman dairesiyle karşılaştırılabilir. elektronlara yer var. Herhangi bir alt seviyenin tüm yörüngeleri aynı enerjiye sahiptir. S-alt seviyesinde yalnızca bir "oda" vardır - yörünge. P-alt seviyesinde 3, d-alt seviyesinde 5 ve f-alt seviyesinde 7'ye kadar yörünge bulunur. Her “oda” yörüngesinde bir veya iki elektron “yaşayabilir”. Elektronların bir yörüngede ikiden fazla bulunmasının yasaklanmasına ne ad verilir? Pauli'nin yasağı- Atomun yapısının bu önemli özelliğini keşfeden bilim adamının adını almıştır. Bir atomdaki her elektronun, "kuantum" adı verilen dört sayıdan oluşan bir dizi olarak yazılan kendi "adresi" vardır. Kuantum sayıları bölüm 2.7'de ayrıntılı olarak tartışılacaktır. Burada sadece ana kuantum sayısından bahsedeceğiz. N(bkz. Şekil 2-6), elektronun "adresinde" bu elektronun mevcut olduğu seviyenin numarasını gösterir.

©2015-2019 sitesi
Tüm hakları yazarlarına aittir. Bu site yazarlık iddiasında bulunmaz, ancak ücretsiz kullanım sağlar.
Sayfa oluşturulma tarihi: 2016-08-20

Elektronlar

Atom kavramı antik dünyada maddenin parçacıklarını belirtmek için ortaya çıktı. Yunancadan tercüme edilen atom, "bölünemez" anlamına gelir.

İrlandalı fizikçi Stoney, deneylere dayanarak elektriğin tüm kimyasal elementlerin atomlarında bulunan en küçük parçacıklar tarafından taşındığı sonucuna vardı. 1891'de Stoney bu parçacıklara Yunanca "amber" anlamına gelen elektron adını vermeyi önerdi. Elektron adını aldıktan birkaç yıl sonra İngiliz fizikçi Joseph Thomson ve Fransız fizikçi Jean Perrin, elektronların negatif yük taşıdığını kanıtladılar. Bu, kimyada bir (-1) olarak alınan en küçük negatif yüktür. Thomson, elektronun hızını bile belirlemeyi başardı (elektronun yörüngedeki hızı, yörünge sayısı n ile ters orantılıdır. Yörüngelerin yarıçapları, yörünge sayısının karesi ile orantılı olarak artar. Birinci yörüngede, hidrojen atomunun (n=1; Z=1) hızı ≈ 2,2·106 m/s'dir, yani ışık hızından (c = 3·108 m/s) yaklaşık yüz kat daha azdır) ve elektronun kütlesi (hidrojen atomunun kütlesinden neredeyse 2000 kat daha azdır).

Bir atomdaki elektronların durumu

Bir atomdaki elektronun durumu şu şekilde anlaşılır: belirli bir elektronun enerjisi ve bulunduğu alan hakkında bir dizi bilgi. Bir atomdaki elektronun bir hareket yörüngesi yoktur, yani sadece hakkında konuşabiliriz. onu çekirdeğin etrafındaki boşlukta bulma olasılığı.

Çekirdeği çevreleyen bu alanın herhangi bir yerinde ve onun bütününde yer alabilir. çeşitli hükümler belirli bir negatif yük yoğunluğuna sahip bir elektron bulutu olarak kabul edilir. Mecazi olarak, bu şu şekilde hayal edilebilir: Bir atomdaki bir elektronun konumunu, fotofinişte olduğu gibi saniyenin yüzde biri veya milyonda biri sonra fotoğraflamak mümkün olsaydı, o zaman bu tür fotoğraflardaki elektron noktalar olarak temsil edilirdi. Bu tür sayısız fotoğraf üst üste bindirilseydi, resim, bu noktaların çoğunun bulunduğu, en büyük yoğunluğa sahip bir elektron bulutu olurdu.

Atom çekirdeğinin etrafındaki elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu boşluğa yörünge denir. Yaklaşık olarak içerir %90 elektronik bulut ve bu, elektronun zamanın yaklaşık %90'ının uzayın bu bölümünde olduğu anlamına gelir. Şekilleriyle ayırt edilirler Şu anda bilinen 4 yörünge türü Latince tarafından belirlenen s, p, d ve f harfleri. Şekilde bazı elektron yörünge formlarının grafiksel bir temsili gösterilmektedir.

Bir elektronun belirli bir yörüngedeki hareketinin en önemli özelliği çekirdekle bağlantısının enerjisi. Benzer enerji değerlerine sahip elektronlar tek bir elektron katmanı veya enerji seviyesi oluşturur. Enerji seviyeleri çekirdekten başlayarak 1, 2, 3, 4, 5, 6 ve 7 olarak numaralandırılır.

Enerji düzeyi sayısını gösteren n tam sayısına baş kuantum sayısı denir. Belirli bir enerji seviyesini işgal eden elektronların enerjisini karakterize eder. Çekirdeğe en yakın olan birinci enerji seviyesindeki elektronlar en düşük enerjiye sahiptir. Birinci seviyedeki elektronlarla karşılaştırıldığında, sonraki seviyelerdeki elektronlar büyük bir enerji kaynağı ile karakterize edilecektir. Sonuç olarak, dış seviyedeki elektronlar atom çekirdeğine en az sıkı bir şekilde bağlanır.

Bir enerji seviyesindeki en fazla elektron sayısı aşağıdaki formülle belirlenir:

N = 2n 2 ,

burada N maksimum elektron sayısıdır; n, seviye numarası veya ana kuantum numarasıdır. Sonuç olarak çekirdeğe en yakın birinci enerji seviyesinde ikiden fazla elektron bulunamaz; ikincisinde - en fazla 8; üçüncüsü - en fazla 18; dördüncüde - en fazla 32.

İkinci enerji seviyesinden (n = 2) başlayarak, seviyelerin her biri çekirdeğe bağlanma enerjisinde birbirinden biraz farklı olan alt seviyelere (alt katmanlara) ayrılır. Alt seviyelerin sayısı ana kuantum sayısının değerine eşittir: birinci enerji seviyesinin bir alt seviyesi vardır; ikincisi - iki; üçüncü - üç; dördüncü - dört alt seviye. Alt seviyeler ise yörüngelerden oluşur. Her değern, n'ye eşit yörüngelerin sayısına karşılık gelir.

Alt seviyeler genellikle belirlenir Latin harfleriyle ve oluştukları yörüngelerin şekli: s, p, d, f.

Protonlar ve Nötronlar

Herhangi bir kimyasal elementin bir atomu çok küçük bir atomla karşılaştırılabilir. Güneş Sistemi. Bu nedenle E. Rutherford tarafından önerilen bu atom modeline denir. gezegensel.

Atomun tüm kütlesinin yoğunlaştığı atom çekirdeği iki tip parçacıktan oluşur: protonlar ve nötronlar.

Protonların yükü elektronların yüküne eşit, ancak işareti (+1) zıttıdır ve kütlesi hidrojen atomunun kütlesine eşittir (kimyada bir olarak alınır). Nötronlar yük taşımazlar, nötrdürler ve protonun kütlesine eşit bir kütleye sahiptirler.

Protonlara ve nötronlara birlikte nükleonlar denir (Latin çekirdeğinden - çekirdekten). Bir atomdaki proton ve nötron sayılarının toplamına kütle numarası denir. Örneğin bir alüminyum atomunun kütle numarası:

13 + 14 = 27

proton sayısı 13, nötron sayısı 14, kütle numarası 27

İhmal edilebilecek kadar küçük olan elektronun kütlesi ihmal edilebileceğinden, atomun tüm kütlesinin çekirdekte toplandığı açıktır. Elektronlar e - ile gösterilir.

Atomdan bu yana elektriksel olarak nötr O halde bir atomdaki proton ve elektron sayısının aynı olduğu da açıktır. Periyodik Tabloda kendisine atanan kimyasal elementin seri numarasına eşittir. Bir atomun kütlesi proton ve nötronların kütlesinden oluşur. Elementin atom numarasını (Z), yani proton sayısını ve kütle numarasını (A) bilmek, toplamına eşit Proton ve nötron sayılarına göre nötron sayısını (N) aşağıdaki formülü kullanarak bulabilirsiniz:

N = A - Z

Örneğin bir demir atomundaki nötron sayısı:

56 — 26 = 30

İzotoplar

Aynı elementin nükleer yükleri aynı fakat kütle numaraları farklı olan atomlarına ne ad verilir? izotoplar. Doğada bulunan kimyasal elementler izotopların bir karışımıdır. Dolayısıyla karbonun kütleleri 12, 13, 14 olan üç izotopu vardır; oksijen - kütleleri 16, 17, 18 vb. olan üç izotop. Periyodik Tabloda genellikle verilen bir kimyasal elementin bağıl atom kütlesi, belirli bir elementin doğal izotop karışımının atom kütlelerinin ortalama değeridir. doğadaki göreceli bollukları. Çoğu kimyasal elementin izotoplarının kimyasal özellikleri tamamen aynıdır. Bununla birlikte, hidrojen izotoplarının özellikleri, göreceli atom kütlelerindeki çarpıcı çoklu artış nedeniyle büyük ölçüde farklılık gösterir; hatta onlara bireysel isimler ve kimyasal semboller bile veriliyor.

İlk dönemin unsurları

Hidrojen atomunun elektronik yapısının şeması:

Atomların elektronik yapısının diyagramları, elektronların elektronik katmanlar (enerji seviyeleri) arasındaki dağılımını gösterir.

Hidrojen atomunun grafik elektronik formülü (elektronların enerji seviyelerine ve alt seviyelere göre dağılımını gösterir):

Atomların grafik elektronik formülleri, elektronların yalnızca düzeyler ve alt düzeyler arasında değil aynı zamanda yörüngeler arasındaki dağılımını da gösterir.

Helyum atomunda ilk elektron katmanı tamamlandı; 2 elektronu var. Hidrojen ve helyum s elementleridir; Bu atomların s-orbitalleri elektronlarla doludur.

İkinci periyodun tüm unsurları için ilk elektronik katman doldurulur ve elektronlar, en az enerji ilkesine (önce s ve sonra p) ve Pauli ve Hund kurallarına uygun olarak ikinci elektron katmanının s- ve p-orbitallerini doldurur.

Neon atomunda ikinci elektron katmanı tamamlandı; 8 elektronu var.

Üçüncü periyodun elementlerinin atomları için birinci ve ikinci elektronik katmanlar tamamlanır, böylece elektronların 3s-, 3p- ve 3d-alt düzeylerini işgal edebildiği üçüncü elektronik katman doldurulur.

Magnezyum atomu 3s elektron yörüngesini tamamlar. Na ve Mg s elementleridir.

Alüminyum ve sonraki elementlerde 3p alt seviyesi elektronlarla doludur.

Üçüncü periyodun elemanları doldurulmamış 3 boyutlu yörüngelere sahiptir.

Al'dan Ar'ya kadar olan tüm elementler p elementleridir. S ve p elementleri Periyodik Tablodaki ana alt grupları oluşturur.

Dördüncü - yedinci dönemlerin unsurları

Potasyum ve kalsiyum atomlarında dördüncü bir elektron katmanı belirir ve 3d alt seviyesinden daha düşük enerjiye sahip olduğundan 4s alt seviyesi doldurulur.

K, Ca - s-elementleri ana alt gruplara dahildir. Sc'den Zn'ye kadar olan atomlar için 3d alt seviyesi elektronlarla doldurulur. Bunlar 3 boyutlu unsurlardır. İkincil alt gruplara dahil edilirler, en dıştaki elektronik katmanları doludur ve geçiş elemanları olarak sınıflandırılırlar.

Krom ve bakır atomlarının elektronik kabuklarının yapısına dikkat edin. Bunlarda, bir elektron 4'lerden 3d alt seviyesine "başarısız olur"; bu, ortaya çıkan 3d 5 ve 3d 10 elektronik konfigürasyonlarının daha yüksek enerji kararlılığıyla açıklanır:

Çinko atomunda üçüncü elektron katmanı tamamlanmıştır; 3s, 3p ve 3d alt düzeylerinin tümü toplam 18 elektronla doldurulmuştur. Çinkodan sonra gelen elementlerde dördüncü elektron katmanı olan 4p alt düzeyi dolmaya devam ediyor.

Ga'dan Kr'ye kadar olan elementler p elementleridir.

Kripton atomunun tamamlanmış ve 8 elektronu olan bir dış katmanı (dördüncü) vardır. Ancak dördüncü elektron katmanında toplam 32 elektron bulunabilir; kripton atomunun hala doldurulmamış 4d ve 4f alt seviyeleri vardır.Beşinci periyodun elemanları için alt seviyeler şu sırayla doldurulmaktadır: 5s - 4d - 5p. Ayrıca “ ile ilgili istisnalar da vardır. arıza» elektronlar, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Altıncı ve yedinci periyotlarda, f-elementleri, yani üçüncü dış elektronik katmanın sırasıyla 4f ve 5f alt seviyelerinin doldurulduğu elementler ortaya çıkar.

4f elementlerine lantanitler denir.

5f elementlerine aktinit denir.

Altıncı periyodun elementlerinin atomlarındaki elektronik alt seviyelerin doldurulma sırası: 55 Cs ve 56 Ba - 6s elementi; 57 La … 6s 2 5d x - 5d elemanı; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemanları; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemanları; 81 T1 - 86 Rn - 6d elemanları. Ancak burada da elektronik yörüngelerin doldurulma sırasının "ihlal edildiği" unsurlar vardır; bu, örneğin yarı ve tam dolu f-alt seviyelerinin, yani nf 7 ve nf 14'ün daha yüksek enerji kararlılığıyla ilişkilidir. Atomun hangi alt seviyesinin en son elektronlarla doldurulduğuna bağlı olarak, tüm elementler dört elektron ailesine veya bloğuna ayrılır:

• s-elemanları. Atomun dış seviyesinin s-alt seviyesi elektronlarla doludur; s-elementleri arasında hidrojen, helyum ve grup I ve II'nin ana alt gruplarının elementleri bulunur.

• p-elemanları. Atomun dış seviyesinin p-alt seviyesi elektronlarla doludur; p-elementler, III-VIII gruplarının ana alt gruplarının elemanlarını içerir.

• d-elementler. Atomun dış öncesi seviyesinin d-alt seviyesi elektronlarla doludur; d-elementler, I-VIII gruplarının ikincil alt gruplarının unsurlarını, yani s- ve p-elementleri arasında yer alan onlarca yıllık büyük periyotların eklenti elemanlarını içerir. Bunlara geçiş elemanları da denir.

• f elemanları. Atomun üçüncü dış seviyesinin f-alt seviyesi elektronlarla doludur; bunlara lantanitler ve antinoidler dahildir.

İsviçreli fizikçi W. Pauli, 1925'te, bir yörüngedeki bir atomda, zıt (antiparalel) dönüşlere (İngilizce'den "mil" olarak çevrilmiştir) sahip, yani koşullu olarak hayal edilebilecek özelliklere sahip ikiden fazla elektronun olamayacağını tespit etti. bir elektronun hayali ekseni etrafında dönmesi olarak: saat yönünde veya saat yönünün tersine.

Bu ilke denir Pauli prensibi. Orbitalde bir elektron varsa buna eşleşmemiş denir; iki tane varsa bunlar eşleştirilmiş elektronlardır, yani. zıt spinli elektronlar. Şekil, enerji seviyelerinin alt seviyelere bölünmesini ve bunların doldurulma sırasını gösteren bir diyagramı göstermektedir.

Çoğu zaman, atomların elektronik kabuklarının yapısı, enerji veya kuantum hücreleri kullanılarak tasvir edilir - sözde grafik elektronik formüller yazılır. Bu gösterim için aşağıdaki gösterim kullanılır: her kuantum hücresi, bir yörüngeye karşılık gelen bir hücre tarafından belirlenir; Her elektron, dönüş yönüne karşılık gelen bir okla gösterilir. Grafiksel bir elektronik formül yazarken iki kuralı hatırlamanız gerekir: Pauli ilkesi ve F. Hund kuralı, buna göre elektronlar serbest hücreleri birer birer işgal eder ve aynı dönüş değerine sahiptir ve ancak o zaman eşleşir, ancak Pauli ilkesine göre dönüşler zaten zıt yönde olacaktır.

Hund kuralı ve Pauli ilkesi

Hund'un kuralı- belirli bir alt katmanın yörüngelerini doldurma sırasını belirleyen ve aşağıdaki şekilde formüle edilen bir kuantum kimyası kuralı: belirli bir alt katmanın spin kuantum elektron sayısının toplam değeri maksimum olmalıdır. 1925 yılında Friedrich Hund tarafından formüle edilmiştir.

Bu, alt katmanın yörüngelerinin her birinde önce bir elektronun doldurulduğu ve ancak doldurulmamış yörüngeler tükendikten sonra bu yörüngeye ikinci bir elektronun eklendiği anlamına gelir. Bu durumda, bir yörüngede, zıt işaretin yarım tamsayı dönüşlerine sahip, çift olan (iki elektronlu bir bulut oluşturan) iki elektron vardır ve sonuç olarak yörüngenin toplam dönüşü sıfıra eşit olur.

Başka bir ifade: Daha düşük enerji, iki koşulun karşılandığı atomik terimdir.

1. Çokluk maksimumdur
2. Çokluklar çakıştığında toplam yörüngesel momentum L maksimumdur.

Bu kuralı p-alt düzey yörüngelerin doldurulması örneğini kullanarak analiz edelim. P-ikinci periyodun elemanları (yani bordan neona (aşağıdaki şemada yatay çizgiler yörüngeleri, dikey oklar elektronları ve okun yönü dönüş yönünü gösterir).

Klechkovsky'nin kuralı

Klechkovsky'nin kuralı - atomlardaki toplam elektron sayısı arttıkça (çekirdeklerinin yükleri arttıkça veya seri numaraları kimyasal elementler) atomik yörüngeler, elektronların daha yüksek enerjiye sahip bir yörüngede ortaya çıkması yalnızca ana kuantum numarasına (n) bağlı olacak ve l dahil diğer tüm kuantum sayılarına bağlı olmayacak şekilde doldurulur. Fiziksel olarak bu, hidrojen benzeri bir atomda (elektronlar arası itme olmadığında), bir elektronun yörünge enerjisinin yalnızca elektron yük yoğunluğunun çekirdekten uzaysal mesafesi ile belirlendiği ve onun özelliklerine bağlı olmadığı anlamına gelir. çekirdeğin alanında hareket.

Ampirik Klechkovsky kuralı ve onu takip eden sıralama şeması, yalnızca iki benzer durumda atomik yörüngelerin gerçek enerji dizisiyle biraz çelişkilidir: Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au atomları için , dış katmanın s -alt seviyesi ile bir elektronun "başarısızlığı" vardır, bunun yerine önceki katmanın d-alt seviyesi gelir, bu da atomun enerjik olarak daha kararlı bir durumuna yol açar, yani: yörünge 6'yı iki ile doldurduktan sonra elektronlar S

Bir atomun nasıl oluştuğuna bakalım. Sadece modeller hakkında konuşacağımızı unutmayın. Pratikte atomlar çok daha karmaşık bir yapıya sahiptir. Ancak modern gelişmeler sayesinde, özellikleri (hepsi olmasa bile) açıklayabiliyor ve hatta başarılı bir şekilde tahmin edebiliyoruz. Peki atomun yapısı nedir? Neyden “yapılmış”?

Atomun gezegen modeli

İlk kez 1913'te Danimarkalı fizikçi N. Bohr tarafından önerildi. Bu, bilimsel gerçeklere dayanan ilk atom yapısı teorisidir. Ayrıca modern tematik terminolojinin de temelini attı. İçinde elektron parçacıkları, Güneş çevresindeki gezegenlerle aynı prensibe göre atomun etrafında dönme hareketleri üretir. Bohr, bunların yalnızca çekirdekten kesin olarak tanımlanmış bir mesafede bulunan yörüngelerde var olabileceklerini öne sürdü. Bilim adamı bunun neden böyle olduğunu bilimsel açıdan açıklayamadı ancak böyle bir model birçok deneyle doğrulandı. Yörüngeleri belirtmek için çekirdeğe en yakın numaralandırılmış olan birden başlayarak tamsayı sayılar kullanıldı. Bu yörüngelerin tümüne aynı zamanda düzeyler de denir. Hidrojen atomunun, üzerinde bir elektronun döndüğü tek bir düzeyi vardır. Ancak karmaşık atomların da seviyeleri vardır. Benzer enerji potansiyeline sahip elektronları birleştiren bileşenlere ayrılırlar. Yani, ikincisinin zaten iki alt seviyesi var - 2s ve 2p. Üçüncüsünde zaten üç tane var - 3'ler, 3p ve 3d. Ve benzeri. İlk olarak, çekirdeğe yakın olan alt seviyeler “doldurulur” ve daha sonra uzaktakiler “doldurulur”. Her biri yalnızca belirli sayıda elektron tutabilir. Ama bu son değil. Her alt seviye yörüngelere bölünmüştür. ile bir karşılaştırma yapalım sıradan hayat. Bir atomun elektron bulutu bir şehre benzetilebilir. Seviyeler sokaklardır. Alt seviye - özel bir ev veya bir daire. Yörünge - oda. Her biri bir veya iki elektronu “yaşıyor”. Hepsinin belirli adresleri var. Bu atomun yapısının ilk diyagramıydı. Ve son olarak elektronların adreslerine gelince: bunlar “kuantum” adı verilen sayı kümeleri tarafından belirlenir.

Atomun dalga modeli

Ancak zamanla gezegen modeli revize edildi. Atomik yapıya ilişkin ikinci bir teori önerildi. Daha ileri düzeydedir ve pratik deneylerin sonuçlarını açıklamanıza olanak tanır. İlkinin yerini E. Schrödinger'in önerdiği atomun dalga modeli aldı. Daha sonra elektronun kendisini yalnızca parçacık olarak değil aynı zamanda dalga olarak da gösterebileceği zaten tespit edildi. Schrödinger ne yaptı? Bir dalganın hareketini tanımlayan bir denklem uyguladı. Böylece, bir atomdaki elektronun yörüngesi değil, belirli bir noktada tespit edilme olasılığı bulunabilir. Her iki teoriyi birleştiren şey, temel parçacıkların belirli seviyelerde, alt seviyelerde ve yörüngelerde bulunmasıdır. Modeller arasındaki benzerlik burada bitiyor. Size bir örnek vereyim: Dalga teorisinde yörünge, elektronun %95 olasılıkla bulunabileceği bölgedir. Uzayın geri kalanı %5'i oluşturuyor, ancak sonuçta kullanılan terminolojinin ortak olmasına rağmen atomların yapısal özelliklerinin dalga modeli kullanılarak tasvir edildiği ortaya çıktı.

Bu durumda olasılık kavramı

Bu terim neden kullanıldı? Heisenberg, 1927'de günümüzde mikropartiküllerin hareketini tanımlamak için kullanılan belirsizlik ilkesini formüle etti. Sıradan fiziksel bedenlerden temel farklılıklarına dayanmaktadır. Nedir? Klasik mekanik, bir kişinin olayları etkilemeden gözlemleyebileceğini varsaydı (gök cisimlerinin gözlemlenmesi). Elde edilen verilere dayanarak nesnenin belirli bir zamanda nerede olacağını hesaplamak mümkündür. Ancak mikrokozmosta işler mutlaka farklıdır. Yani örneğin aletin ve parçacığın enerjileri kıyaslanamaz olduğundan, bir elektronu etkilemeden gözlemlemek artık mümkün değildir. Bu, temel parçacığın konumunda, durumunda, yönünde, hareket hızında ve diğer parametrelerde değişikliklere yol açar. Ve kesin özelliklerden bahsetmenin bir anlamı yok. Belirsizlik ilkesinin kendisi bize bir elektronun çekirdek etrafındaki yörüngesini tam olarak hesaplamanın imkansız olduğunu söyler. Bir parçacığın yalnızca uzayın belirli bir bölgesinde bulunma olasılığını belirtebilirsiniz. Bu, kimyasal elementlerin atomlarının yapısının özelliğidir. Ancak bu, yalnızca bilim adamları tarafından pratik deneylerde dikkate alınmalıdır.

Atomik bileşim

Ancak konunun tamamına odaklanalım. Yani, iyi düşünülmüş elektron kabuğuna ek olarak atomun ikinci bileşeni çekirdektir. Pozitif yüklü protonlardan ve nötr nötronlardan oluşur. Hepimiz periyodik tabloya aşinayız. Her elementin sayısı içerdiği proton sayısına karşılık gelir. Nötron sayısı, bir atomun kütlesi ile proton sayısı arasındaki farka eşittir. Bu kuraldan sapmalar olabilir. Sonra elementin bir izotopunun mevcut olduğunu söylüyorlar. Bir atomun yapısı, "çevrelenmiş" olacak şekildedir. elektron kabuğu. genellikle proton sayısına eşittir. İkincisinin kütlesi birincininkinden yaklaşık 1840 kat daha fazladır ve yaklaşık olarak nötronun ağırlığına eşittir. Çekirdeğin yarıçapı atom çapının yaklaşık 1/200.000'i kadardır. Kendisi küresel bir şekle sahiptir. Bu genel olarak kimyasal elementlerin atomlarının yapısıdır. Kütle ve özelliklerdeki farklılığa rağmen yaklaşık olarak aynı görünüyorlar.

Yörüngeler

Atomik yapı diyagramının ne olduğundan bahsederken bunlara sessiz kalamayız. Yani, şu türler var:

1. S. Küresel bir şekle sahiptirler.
2. P. Üç boyutlu sekiz rakamına veya bir mile benziyorlar.
3. d ve f. Resmi dilde tanımlanması zor olan karmaşık bir şekle sahiptirler.

Her türden bir elektron ilgili yörüngede %95 olasılıkla bulunabilir. Sunulan bilgiler, fiziksel bir gerçeklikten ziyade soyut bir matematiksel model olduğundan, sakin bir şekilde ele alınmalıdır. Ancak tüm bunlarla birlikte atomların ve hatta moleküllerin kimyasal özelliklerine ilişkin iyi bir tahmin gücüne sahiptir. Bir seviye çekirdekten ne kadar uzaktaysa, üzerine o kadar fazla elektron yerleştirilebilir. Böylece yörüngelerin sayısı özel bir formül kullanılarak hesaplanabilir: x 2. Burada x düzey sayısına eşittir. Ve bir yörüngeye en fazla iki elektron yerleştirilebildiğinden, bunların sayısal arama formülü en sonunda şu şekilde görünecektir: 2x2.

Yörüngeler: teknik veriler

Flor atomunun yapısından bahsedersek üç yörüngeye sahip olacaktır. Hepsi doldurulacak. Bir alt seviyedeki yörüngelerin enerjisi aynıdır. Bunları belirlemek için katman numarasını ekleyin: 2s, 4p, 6d. Flor atomunun yapısı hakkındaki konuşmaya dönelim. İki s- ve bir p-alt düzeyine sahip olacaktır. Dokuz protonu ve aynı sayıda elektronu vardır. İlki s seviyesi. Bu iki elektron. Sonra ikinci s seviyesi. İki elektron daha. Ve 5 p seviyesini dolduruyor. Bu onun yapısıdır. Bir sonraki alt başlığı okuduktan sonra kendiniz yapabilirsiniz. gerekli eylemler ve bundan emin ol. Hangi florun da ait olduğundan bahsedersek, aynı grupta olmalarına rağmen özelliklerinin tamamen farklı olduğunu belirtmek gerekir. Dolayısıyla kaynama noktaları -188 ile 309 santigrat derece arasında değişmektedir. Peki neden birleşmişlerdi? Hepsi teşekkürler kimyasal özellikler. Tüm halojenler ve büyük ölçüde flor en yüksek oksitleme yeteneğine sahiptir. Metallerle reaksiyona girerler ve oda sıcaklığında herhangi bir sorun olmadan kendiliğinden tutuşabilirler.

Yörüngeler nasıl doldurulur?

Elektronlar hangi kurallara ve prensiplere göre düzenlenmiştir? Daha iyi anlaşılması için ifadeleri basitleştirilmiş olan üç ana konuyu tanımanızı öneririz:

1. En az enerji ilkesi. Elektronlar artan enerji sırasına göre yörüngeleri doldurma eğilimindedir.
2. Pauli'nin ilkesi. Bir yörünge ikiden fazla elektron içeremez.
3. Hund kuralı. Bir alt seviyede elektronlar önce boş yörüngeleri doldurur ve ancak daha sonra çiftler oluşturur.

Atomun yapısı onu doldurmaya yardımcı olacak ve bu durumda görüntü açısından daha anlaşılır hale gelecektir. Bu nedenle ne zaman pratik iş Devre şemaları oluştururken onu elinizin altında tutmanız gerekir.

Örnek

Makale çerçevesinde söylenen her şeyi özetlemek için, bir atomun elektronlarının seviyeleri, alt seviyeleri ve yörüngeleri arasında nasıl dağıldığına (yani seviyelerin konfigürasyonunun ne olduğuna) dair bir örnek hazırlayabilirsiniz. Bir formül, bir enerji diyagramı veya bir katman diyagramı olarak gösterilebilir. Burada çok güzel resimler var, dikkatle incelendiğinde atomun yapısının anlaşılmasına yardımcı oluyor. Yani ilk önce 1. seviye doldurulur. Yalnızca bir yörüngenin bulunduğu tek bir alt düzeyi vardır. Tüm seviyeler en küçüğünden başlayarak sırayla doldurulur. İlk olarak, bir alt seviyede her yörüngeye bir elektron yerleştirilir. Daha sonra çiftler oluşturulur. Ücretsiz olanlar da varsa başka bir dolum konusuna geçiş oluyor. Ve şimdi nitrojen veya flor atomunun yapısının ne olduğunu (daha önce düşünülmüştü) kendiniz öğrenebilirsiniz. İlk başta biraz zor olabilir ama size yol göstermesi için resimlerden yararlanabilirsiniz. Açıklık sağlamak için nitrojen atomunun yapısına bakalım. 7 protona (çekirdeği oluşturan nötronlarla birlikte) ve aynı sayıda elektrona (elektron kabuğunu oluşturan) sahiptir. Önce ilk s seviyesi doldurulur. 2 elektronu vardır. Sonra ikinci s seviyesi gelir. Ayrıca 2 elektronu vardır. Diğer üçü ise her birinin bir yörüngeyi işgal ettiği p düzeyinde yer alıyor.

Çözüm

Gördüğünüz gibi atomun yapısı böyle değil karmaşık konu(tabii ki bir okul kimya dersi perspektifinden yaklaşırsanız). Ve anla bu konu zor değil. Son olarak bazı özelliklerinden bahsetmek istiyorum. Örneğin oksijen atomunun yapısından bahsedersek sekiz protonu ve 8-10 nötronu olduğunu biliyoruz. Ve doğadaki her şey dengelenme eğiliminde olduğundan, iki oksijen atomu, iki eşleşmemiş elektronun kovalent bir bağ oluşturduğu bir molekül oluşturur. Bir diğer kararlı oksijen molekülü olan ozon (O3) da benzer şekilde oluşur. Oksijen atomunun yapısını bilerek, Dünyadaki en yaygın maddenin katıldığı oksidatif reaksiyonlar için formülleri doğru bir şekilde hazırlayabilirsiniz.

Bir elementin elektronik formülünü oluşturmak için algoritma:

1. Periyodik Kimyasal Elementler Tablosu D.I'yi kullanarak bir atomdaki elektron sayısını belirleyin. Mendeleev.

2. Elementin bulunduğu periyodun sayısını kullanarak enerji seviyelerinin sayısını belirleyin; son elektronik seviyedeki elektron sayısı grup numarasına karşılık gelir.

3. Seviyeleri alt seviyelere ve yörüngelere bölün ve bunları yörüngeleri doldurma kurallarına uygun olarak elektronlarla doldurun:

İlk seviyenin maksimum 2 elektron içerdiği unutulmamalıdır. 1s 2, ikincisinde - maksimum 8 (iki S ve altı R: 2s 2 2p 6), üçüncüsünde - maksimum 18 (iki S, altı P ve on d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Ana kuantum sayısı N minimum olmalıdır.
• İlk doldurulan S- o zaman alt düzey р-, d- b f- alt seviyeler.
• Elektronlar, yörüngelerin enerjilerinin artması sırasına göre yörüngeleri doldurur (Klechkovsky kuralı).
• Bir alt düzeyde, elektronlar önce tek tek serbest yörüngeleri işgal eder ve ancak bundan sonra çiftler oluştururlar (Hund kuralı).
• Bir yörüngede ikiden fazla elektron bulunamaz (Pauli ilkesi).

Örnekler.

1. Azot için elektronik bir formül oluşturalım. İÇİNDE periyodik tablo nitrojen 7 numaradadır.

2. Argonun elektronik formülünü oluşturalım. Argon periyodik tabloda 18 numaradır.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Kromun elektronik formülünü oluşturalım. Krom periyodik tabloda 24 numaradır.

1s 2 2'ler 2 2p 6 3'ler 2 3p 6 4'ler 1 3 boyutlu 5

Çinkonun enerji diyagramı.

4. Çinkonun elektronik formülünü oluşturalım. Çinko periyodik tabloda 30 numaradır.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Lütfen elektronik formülün bir kısmının, yani 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6'nın argonun elektronik formülü olduğuna dikkat edin.

Çinkonun elektronik formülü şu şekilde temsil edilebilir: