Атомын электрон бүтэц c. Атомын бүтцийн үндэс

ТОДОРХОЙЛОЛТ

Атом- хамгийн жижиг химийн тоосонцор.

Химийн нэгдлүүдийн олон янз байдал нь химийн элементийн атомуудыг молекул ба молекул бус бодис болгон өөр өөр хослуулсантай холбоотой юм. Атомын химийн нэгдэлд орох чадвар, түүний химийн болон физик шинж чанар нь атомын бүтцээр тодорхойлогддог. Үүнтэй холбогдуулан химийн хувьд атомын дотоод бүтэц, юуны түрүүнд түүний электрон бүрхүүлийн бүтэц хамгийн чухал юм.

Атомын бүтцийн загварууд

19-р зууны эхээр Д.Дальтон тухайн үед мэдэгдэж байсан химийн үндсэн хуулиудад (найрлын тогтмол байдал, олон тооны харьцаа, эквивалент) тулгуурлан атомын онолыг сэргээсэн. Бодисын бүтцийг судлах анхны туршилтуудыг хийсэн. Гэсэн хэдий ч нээлтүүд (ижил элементийн атомууд ижил шинж чанартай, бусад элементийн атомууд өөр өөр шинж чанартай байдаг, атомын массын тухай ойлголтыг нэвтрүүлсэн) хэдий ч атомыг хуваагддаггүй гэж үздэг.

Атомын бүтцийн нарийн төвөгтэй байдлын (фотоэлектрик эффект, катод ба рентген туяа, цацраг идэвхит байдал) туршилтын нотолгоог олж авсны дараа атом нь сөрөг ба эерэг цэнэгтэй хэсгүүдээс бүрддэг болохыг тогтоожээ. бие биенээ.

Эдгээр нээлтүүд нь атомын бүтцийн анхны загварыг бий болгоход түлхэц өгсөн. Анхны загваруудын нэгийг санал болгосон Ж.Томсон(1904) (Зураг 1): атомыг электронууд хэлбэлздэг "эерэг цахилгаан далай" гэж төсөөлж байсан.

α-бөөмүүдтэй туршилт хийсний дараа 1911 онд. Рутерфорд гэж нэрлэгддэг зүйлийг санал болгосон гаригийн загваратомын бүтэц (Зураг 1), нарны аймгийн бүтэцтэй төстэй. Гаригийн загварын дагуу атомын төвд Z e цэнэгтэй маш жижиг цөм байдаг бөгөөд түүний хэмжээ нь атомын хэмжээнээс ойролцоогоор 1,000,000 дахин бага байдаг. Цөм нь атомын бараг бүх массыг агуулдаг бөгөөд эерэг цэнэгтэй байдаг. Электронууд тойрог замд цөмийг тойрон хөдөлдөг бөгөөд тэдгээрийн тоо нь цөмийн цэнэгээр тодорхойлогддог. Электронуудын гадаад замнал нь атомын гадаад хэмжээсийг тодорхойлдог. Атомын диаметр 10 -8 см байхад цөмийн диаметр нь хамаагүй бага -10 -12 см.

Цагаан будаа. 1 Томсон ба Резерфордын дагуу атомын бүтцийн загварууд

Атомын спектрийг судлах туршилтууд нь атомын бүтцийн гаригийн загварын төгс бус байдлыг харуулсан, учир нь энэ загвар нь атомын спектрийн шугамын бүтэцтэй зөрчилддөг. Рутерфордын загвар, Эйнштейний гэрлийн квантын тухай сургаал, Планкийн цацрагийн квант онол дээр үндэслэсэн. Нилс Бор (1913)томъёолсон постулатууд, үүнээс бүрдэнэ атомын бүтцийн онол(Зураг 2): электрон цөмийн эргэн тойронд аль ч тойрогт биш, зөвхөн зарим тодорхой тойрог замд (хөдөлгөөнгүй) эргэлдэж чаддаг, ийм тойрог замд хөдөлж, цахилгаан соронзон энерги ялгаруулдаггүй, цацраг туяа (цахилгаан соронзон энергийн квант шингээх эсвэл ялгаруулах) ) электроныг нэг тойрог замаас нөгөө тойрог замд шилжүүлэх (үсрэлттэй төстэй) үед үүсдэг.

Цагаан будаа. 2. Н.Борын дагуу атомын бүтцийн загвар

Атомын бүтцийг тодорхойлсон хуримтлуулсан туршилтын материал нь электронууд болон бусад бичил объектуудын шинж чанарыг сонгодог механикийн үзэл баримтлалын үндсэн дээр тайлбарлах боломжгүй болохыг харуулж байна. Бичил бөөмс нь квант механикийн хуулийг дагаж мөрддөг бөгөөд энэ нь бүтээлийн үндэс болсон юм атомын бүтцийн орчин үеийн загвар.

Квант механикийн үндсэн тезисүүд:

- энерги ялгарч, бие махбодид тус тусад нь шингэдэг - квантууд, тиймээс бөөмсийн энерги огцом өөрчлөгддөг;

- электрон болон бусад бичил хэсгүүд нь давхар шинж чанартай байдаг - тэдгээр нь бөөмс ба долгионы шинж чанарыг харуулдаг (долгионы бөөмсийн хоёрдмол байдал);

— квант механик нь микро бөөмсийн тодорхой тойрог зам байгааг үгүйсгэдэг (хөдөлгөөнт электронуудын хувьд яг байрлалыг тодорхойлох боломжгүй, учир нь тэд цөмийн ойролцоо орон зайд хөдөлдөг тул та зөвхөн сансар огторгуйн өөр өөр хэсгүүдээс электрон олох магадлалыг тодорхойлох боломжтой).

Цөмийн ойролцоо электрон олох магадлал нэлээд өндөр (90%) орон зайг гэнэ. тойрог зам.

Квантын тоо. Паулигийн зарчим. Клечковскийн дүрэм

Атом дахь электроны төлөвийг дөрөв ашиглан тодорхойлж болно квант тоо.

n- үндсэн квант тоо. Атом дахь электроны нийт энергийн нөөц ба энергийн түвшний тоог тодорхойлдог. n нь 1-ээс ∞ хүртэлх бүхэл утгыг авна. n=1 байх үед электрон хамгийн бага энергитэй; n – энерги нэмэгдэх тусам. Электронууд нь нийт энерги нь хамгийн бага энергийн түвшинд байх атомын төлөвийг үндсэн гэж нэрлэдэг. Илүү өндөр үнэлэмжтэй улсуудыг сэтгэл хөдөлсөн гэж нэрлэдэг. Эрчим хүчний түвшинг n-ийн утгын дагуу араб тоогоор тэмдэглэнэ. Электронуудыг долоон түвшинд байрлуулж болох тул n нь 1-ээс 7 хүртэл байдаг. Үндсэн квант тоо нь электрон үүлний хэмжээг тодорхойлж, атом дахь электроны дундаж радиусыг тодорхойлдог.

л- тойрог замын квант тоо. Дэд түвшний электронуудын энергийн нөөц ба тойрог замын хэлбэрийг тодорхойлдог (Хүснэгт 1). 0-ээс n-1 хүртэлх бүхэл утгыг хүлээн авна.

l n-ээс хамаарна. Хэрэв n=1 бол l=0, 1-р түвшинд 1-р дэд түвшин байна гэсэн үг.м э

- соронзон квант тоо. Сансар огторгуй дахь тойрог замын чиглэлийг тодорхойлдог. -l-ээс 0-ээс +l хүртэлх бүхэл тоонуудыг хүлээн авна. Тиймээс l=1 (p-орбитал) үед m e нь -1, 0, 1 утгыг авах ба тойрог замын чиглэл өөр байж болно (Зураг 3).

Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэгс

- спин квант тоо. Электрон тэнхлэгээ тойрон эргэхийг тодорхойлдог. -1/2(↓) ба +1/2() утгыг хүлээн авна. Нэг тойрог замд байгаа хоёр электрон эсрэг параллель спинтэй байна. Атом дахь электронуудын төлөвийг тодорхойлноПаули зарчим : атом нь бүх квант тооны ижил олонлогтой хоёр электронтой байж болохгүй. Орбиталуудыг электроноор дүүргэх дарааллыг тодорхойлноКлечковскийн дүрэм

: эдгээр орбиталуудын нийлбэр (n+l) өсөх дарааллаар орбиталууд электроноор дүүрсэн, хэрэв нийлбэр (n+l) ижил байвал эхлээд бага n утгатай орбиталыг дүүргэнэ.

Гэсэн хэдий ч атом нь ихэвчлэн нэг биш, хэд хэдэн электрон агуулдаг бөгөөд тэдгээрийн харилцан үйлчлэлийг харгалзан үзэхийн тулд үр дүнтэй цөмийн цэнэгийн тухай ойлголтыг ашигладаг - гаднах түвшний электрон нь цэнэгээс бага цэнэгтэй байдаг. цөм, үүний үр дүнд дотоод электронууд гаднах электронуудыг шалгадаг.

Атомын үндсэн шинж чанарууд: атомын радиус (ковалентын, металл, ван дер-Ваальс, ион), электроны хамаарал, иончлолын потенциал, соронзон момент.

Атомын электрон томъёо Атомын бүх электронууд түүний электрон бүрхүүлийг бүрдүүлдэг. Электрон бүрхүүлийн бүтцийг дүрсэлсэн болно, энэ нь энергийн түвшин болон дэд түвшний электронуудын тархалтыг харуулдаг. Дэд түвшний электронуудын тоог тоогоор заадаг бөгөөд энэ нь дэд түвшнийг харуулсан үсгийн баруун дээд талд бичигдсэн байдаг. Жишээлбэл, устөрөгчийн атом нь нэг электронтой бөгөөд энэ нь 1-р энергийн түвшний s-дэд түвшинд байрладаг: 1s 1.

Хоёр электрон агуулсан гелийн электрон томъёог дараах байдлаар бичнэ: 1s 2.

Хоёр дахь үеийн элементүүдийн хувьд электронууд нь 8-аас илүүгүй электрон агуулж болох 2-р энергийн түвшинг дүүргэдэг. Эхлээд электронууд s-дэд түвшнийг, дараа нь p-дэд түвшнийг дүүргэнэ. Жишээлбэл:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Атомын электрон бүтэц ба үелэх систем дэх элементийн байрлал хоорондын хамаарал

Хоёр дахь үеийн элементүүдийн хувьд электронууд нь 8-аас илүүгүй электрон агуулж болох 2-р энергийн түвшинг дүүргэдэг. Эхлээд электронууд s-дэд түвшнийг, дараа нь p-дэд түвшнийг дүүргэнэ. Жишээлбэл:

Элементийн электрон томьёо нь түүний үечилсэн хүснэгт дэх байрлалаар тодорхойлогддог D.I. Менделеев. Ийнхүү хугацааны дугаар нь хоёр дахь үеийн элементүүдэд электронууд 8-аас илүүгүй электрон агуулж болох 2-р энергийн түвшинг дүүргэдэг. Нэгдүгээрт, электронууд дүүргэдэг Хоёр дахь үеийн элементүүдэд электронууд 8-аас илүүгүй электрон агуулж болох 2-р энергийн түвшинг дүүргэдэг. Эхлээд электронууд s-дэд түвшнийг, дараа нь p-дэд түвшнийг дүүргэнэ. Жишээлбэл:

Зарим элементийн атомуудад гаднах энергийн түвшнээс эцсийн шат руу электрон "үсрэх" үзэгдэл ажиглагдаж байна. Зэс, хром, палладий болон бусад зарим элементийн атомуудад электрон алдагдал үүсдэг. Жишээлбэл:

24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

Хоёр дахь үеийн элементүүдийн хувьд электронууд нь 8-аас илүүгүй электрон агуулж болох 2-р энергийн түвшинг дүүргэдэг. Эхлээд электронууд s-дэд түвшнийг, дараа нь p-дэд түвшнийг дүүргэнэ. Жишээлбэл:

8-аас илүүгүй электрон агуулсан энергийн түвшин. Эхлээд электронууд s-дэд түвшнийг, дараа нь p-дэд түвшнийг дүүргэнэ. Жишээлбэл:

Үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүдийн бүлгийн дугаар нь гадаад энергийн түвшний электронуудын тоотой тэнцүү байдаг ийм электронуудыг валентийн электрон гэж нэрлэдэг (тэдгээр нь химийн холбоо үүсэхэд оролцдог). Хажуугийн дэд бүлгийн элементүүдийн валентийн электронууд нь гадаад энергийн түвшний электронууд ба төгсгөлөөс өмнөх түвшний d-дэд түвшний электронууд байж болно. Хоёрдогч дэд бүлгийн III-VII бүлгийн элементүүдийн бүлгийн тоо, түүнчлэн Fe, Ru, Os-ийн хувьд гаднах энергийн түвшний s-дэд түвшний электронуудын нийт тоо, төгсгөлөөс өмнөх түвшний d-дэд түвшний электронуудын тоотой тохирч байна.

Даалгаварууд:

Фосфор, рубидий, цирконы атомуудын электрон томьёог зур. Валент электронуудыг заана уу.

Хариулт:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Валентийн электронууд 3s 2 3p 3

37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 Валентийн электронууд 5s 1

Хичээл нь атомын цогц бүтцийн талаархи санаа бодлыг бий болгоход зориулагдсан болно. Атом дахь электронуудын төлөвийг авч үзэж, "атомын орбитал ба электрон үүл" гэсэн ойлголтыг, тойрог замын хэлбэрийг (s--, p-, d-орбиталууд) танилцуулав. Мөн энергийн түвшин ба дэд түвшний электронуудын хамгийн их тоо, эхний дөрвөн үеийн элементийн атом дахь энергийн түвшин ба дэд түвшний электронуудын тархалт, s-, p-, d--ийн валентийн электронууд зэрэг асуудлыг авч үзнэ. элементүүд. Атомын электрон давхаргын бүтцийн график диаграммыг (электрон график томъёо) үзүүлэв.

Сэдэв: Атомын бүтэц. Тогтмол хууль D.I. Менделеев

Хичээл: Атомын бүтэц

Грек хэлнээс орчуулсан " атом""хуваашгүй" гэсэн утгатай. Гэсэн хэдий ч түүнийг хуваах боломжийг харуулсан үзэгдлүүд илэрсэн. Эдгээр нь рентген туяа, катодын цацрагийн ялгаралт, фотоэлектрик эффектийн үзэгдэл, цацраг идэвхт байдлын үзэгдэл юм. Электрон, протон, нейтрон нь атомыг бүрдүүлдэг бөөмс юм. Тэднийг дууддаг субатомын бөөмс.

Хүснэгт 1

Протоноос гадна ихэнх атомын цөмд орно нейтрон, ямар ч төлбөр үүрдэггүй. Хүснэгтээс харж болно. 1, нейтроны масс нь протоны массаас бараг ялгаатай биш юм. Протон ба нейтрон нь атомын цөмийг бүрдүүлдэг бөгөөд тэдгээрийг нэрлэдэг нуклонууд (цөм - цөм). Тэдний цэнэг ба массыг атомын массын нэгжээр (amu) хүснэгт 1-д үзүүлэв. Атомын массыг тооцоолохдоо электроны массыг үл тоомсорлож болно.

Атомын масс ( массын тоо)түүний цөмийг бүрдүүлдэг протон ба нейтроны массын нийлбэртэй тэнцүү байна. Массын тоог үсгээр зааж өгсөн болно А. Энэ хэмжигдэхүүний нэрнээс харахад энэ нь хамгийн ойрын бүхэл тоо хүртэл дугуйрсан элементийн атомын масстай нягт холбоотой болох нь тодорхой байна. A = Z + N

Энд А- атомын массын тоо (протон ба нейтроны нийлбэр), З- цөмийн цэнэг (цөм дэх протоны тоо), Н- цөм дэх нейтроны тоо. Изотопын тухай сургаалын дагуу "химийн элемент" гэсэн ойлголтыг дараах байдлаар тодорхойлж болно.

Химийн элемент нь ижил цөмийн цэнэгтэй атомуудын цуглуулга юм.

Зарим элементүүд нь хэд хэдэн хэлбэрээр байдаг изотопууд. "Изотоп" гэдэг нь "нэг газар эзэлдэг" гэсэн утгатай. Изотопууд нь ижил тооны протонтой боловч массын хувьд, өөрөөр хэлбэл цөм дэх нейтроны тоогоор (N тоо) ялгаатай байдаг. Нейтрон нь элементүүдийн химийн шинж чанарт бага нөлөө үзүүлдэг тул нэг элементийн бүх изотопууд химийн хувьд ялгагддаггүй.

Изотопууд нь ижил цөмийн цэнэгтэй (өөрөөр хэлбэл ижил тооны протонтой), харин цөмд өөр өөр тооны нейтронтой ижил химийн элементийн атомуудын сортууд юм.

Изотопууд бие биенээсээ зөвхөн массын тоогоор ялгаатай байдаг. Үүнийг баруун буланд байгаа дээд бичээс эсвэл 12 C гэсэн шугамаар тэмдэглэнэ эсвэл S-12 . Хэрэв элемент хэд хэдэн байгалийн изотоп агуулдаг бол үелэх системд D.I. Менделеевийн дундаж атомын массыг түүний элбэг дэлбэг байдлыг харгалзан зааж өгсөн болно. Жишээлбэл, хлор нь 35 Cl ба 37 Cl гэсэн 2 байгалийн изотоп агуулдаг бөгөөд тэдгээрийн агууламж нь 75% ба 25% байна. Тиймээс хлорын атомын масс нь дараахь хэмжээтэй тэнцүү байх болно.

Аr(Cl)=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5

Хүнд зохиомлоор нийлэгжүүлсэн атомуудын хувьд нэг атомын массын утгыг дөрвөлжин хаалтанд бичнэ. Энэ нь тухайн элементийн хамгийн тогтвортой изотопын атомын масс юм.

Атомын бүтцийн үндсэн загварууд

Түүхийн хувьд анхных нь 1897 онд Томсоны атомын загвар юм.

Цагаан будаа. 1. Ж.Томсоны атомын бүтцийн загвар

Английн физикч Ж.Ж.Томсон атомууд нь электронууд шингэсэн эерэг цэнэгтэй бөмбөрцөгөөс тогтдог гэж үзсэн (Зураг 1). Энэ загварыг дүрслэлийн хувьд "чавганы пудинг", үзэмтэй боов ("үзэм" нь электронууд) эсвэл "үр" - электронтой "тарвас" гэж нэрлэдэг. Гэсэн хэдий ч үүнтэй зөрчилдсөн туршилтын өгөгдлийг олж авсан тул энэ загварыг орхисон.

Цагаан будаа. 2. Э.Резерфордын атомын бүтцийн загвар

1910 онд Английн физикч Эрнст Рутерфорд болон түүний шавь Гейгер, Марсден нар Томсоны загварын үүднээс тайлбарлахын аргагүй гайхалтай үр дүнд хүрсэн туршилт хийжээ. Эрнст Рутерфорд атомын төвд эерэг цэнэгтэй цөм байдгийг туршилтаар нотолсон (Зураг 2), түүний эргэн тойронд нарны эргэн тойрон дахь гаригуудын нэгэн адил электронууд эргэлддэг. Атом нь бүхэлдээ цахилгааны хувьд саармаг бөгөөд электронууд нь электростатик таталцлын хүчний (Куломын хүч) улмаас атомын дотор байдаг. Энэ загвар нь олон зөрчилдөөнтэй байсан бөгөөд хамгийн чухал нь электронууд яагаад цөм дээр унахгүй, мөн үүгээр энерги шингээх, ялгаруулах боломжийг тайлбарлаагүй болно.

Данийн физикч Н.Бор 1913 онд Рутерфордын атомын загварыг үндэс болгон электрон бөөмс нь гаригууд нарны эргэн тойронд эргэлддэгтэй адил ойролцоогоор атомын цөмийг тойрон эргэдэг атомын загварыг санал болгосон.

Цагаан будаа. 3. Н.Борын гаригийн загвар

Бор атом дахь электронууд зөвхөн тодорхой зайд цөмөөс зайлуулсан тойрог замд тогтвортой оршин тогтнох боломжтой гэж үзсэн. Тэрээр эдгээр тойрог замыг хөдөлгөөнгүй гэж нэрлэдэг. Хөдөлгөөнгүй тойрог замаас гадна электрон оршин тогтнох боломжгүй. Яагаад ийм болсныг Бор тэр үед тайлбарлаж чадаагүй юм. Гэхдээ тэр ийм загвар (Зураг 3) нь олон туршилтын баримтуудыг тайлбарлах боломжийг олгодог гэдгийг харуулсан.

Одоогийн байдлаар атомын бүтцийг тодорхойлоход үүнийг ашиглаж байна квант механик.Энэ бол шинжлэх ухаан бөгөөд түүний гол тал нь электрон нь бөөмс ба долгионы шинж чанарыг нэгэн зэрэг, өөрөөр хэлбэл долгион-бөөмийн хоёрдмол шинж чанартай байдаг. Квант механикийн дагуу, электрон олох магадлал хамгийн их байх орон зайн мужийг гэнэтойрог зам. Электрон цөмөөс хол байх тусам түүний цөмтэй харилцах энерги бага байдаг. Ижил энергитэй электронууд үүсдэг эрчим хүчний түвшин. Эрчим хүчний түвшний тоотэнцүү байна хугацааны дугаар, энэ элемент нь хүснэгтэд байрладаг D.I. Менделеев. Атомын тойрог замын янз бүрийн хэлбэрүүд байдаг. (Зураг 4). d orbital болон f orbital нь илүү төвөгтэй хэлбэртэй байдаг.

Цагаан будаа. 4. Атомын орбиталуудын хэлбэрүүд

Аливаа атомын электрон бүрхүүлд түүний цөм дэх протонтой адил олон электрон байдаг тул атом бүхэлдээ цахилгаан саармаг байдаг. Атом дахь электронууд нь энерги нь хамгийн бага байхаар байрладаг. Электрон цөмөөс хэдий чинээ хол байна төдий чинээ олон тойрог замтай, хэлбэр нь нарийн төвөгтэй байдаг. Түвшин болон дэд түвшин бүр зөвхөн тодорхой тооны электроныг агуулж чаддаг. Дэд түвшин нь эргээд ижил энергиэс бүрддэг тойрог замууд.

Цөмд хамгийн ойрхон энергийн эхний түвшинд нэг бөмбөрцөг тойрог зам байж болно ( 1 Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг). Хоёр дахь энергийн түвшинд том хэмжээтэй бөмбөрцөг тойрог зам, гурван p-орбитал байдаг. 2 Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг2 хх. Гурав дахь түвшинд: 3 Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг3 хх3 кккк.

Электронууд цөмийг тойрон хөдлөхөөс гадна хөдөлгөөнтэй байдаг бөгөөд үүнийг өөрийн тэнхлэгийг тойрон хөдөлдөг гэж үзэж болно. Энэ эргэлтийг нэрлэдэг эргэх (эгнээнд англи хэлнээс "булчирхай"). Нэг тойрог замд зөвхөн эсрэг (эсрэг параллель) спинтэй хоёр электрон байж болно.

Хамгийн ихэлектроны тоо эрчим хүчний түвшинтомъёогоор тодорхойлно Н=2 n 2.

Энд n нь үндсэн квант тоо (энергийн түвшний тоо). Хүснэгтийг үзнэ үү. 2

Хүснэгт 2

Сүүлчийн электрон аль тойрог замд байгаагаас хамаарч байдаг Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг-, х-, г- элементүүд.Үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүд нь хамааралтай Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг-, х- элементүүд.Хоёрдогч дэд бүлгүүдэд байдаг г- элементүүд

Атомын электрон давхаргын бүтцийн график диаграм (электрон график томъёо).

Цахим тохиргоо нь атомын тойрог зам дахь электронуудын зохион байгуулалтыг тодорхойлоход хэрэглэгддэг. Үүнийг бичихийн тулд тойрог замыг тэмдэгтээр зурсан мөрөнд бичнэ. с--, х-, d-,е-орбиталууд), тэдгээрийн өмнө энергийн түвшний тоог харуулсан тоонууд байдаг. Энэ тоо их байх тусам электрон цөмөөс хол байна. Том үсгээр тойрог замын тэмдэглэгээний дээр тухайн тойрог замд байрлах электронуудын тоог бичнэ (Зураг 5).

Цагаан будаа. 5

Графикийн хувьд атомын тойрог замд электронуудын тархалтыг эсийн хэлбэрээр дүрсэлж болно. Эс бүр нэг тойрог замд тохирно. P-орбиталийн хувьд ийм гурван эс байх болно, d-орбиталд - тав, f-орбиталд - долоо. Нэг эс 1 эсвэл 2 электрон агуулж болно. дагуу Хундын дүрэм, электронууд ижил энергитэй тойрог замд (жишээлбэл, гурван p-орбиталд) эхлээд нэг нэгээр нь тархдаг ба ийм орбитал бүр нэг электрон агуулсан үед л эдгээр орбиталуудыг хоёр дахь электроноор дүүргэж эхэлдэг. Ийм электронуудыг нэрлэдэг хосолсон.Үүнийг хөрш зэргэлдээх эсүүдэд электронууд ижил цэнэгтэй бөөмс шиг бие биенээ бага няцадагтай холбон тайлбарладаг.

Зураг үзнэ үү. 7 Н атомын хувьд 6.

Цагаан будаа. 6

Сканди атомын цахим тохиргоо

21 Sc: 1 Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг 2 2 Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг 2 2 х 6 3 Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг 2 3 х 6 4 Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг 2 3 г 1

Гадаад энергийн түвшинд байгаа электронуудыг валентийн электрон гэж нэрлэдэг. 21 Sc-д хамаарна г- элементүүд.

Хичээлийг дүгнэж байна

Хичээлээр атомын бүтэц, атом дахь электронуудын төлөв байдлыг судалж, "атомын тойрог зам ба электрон үүл" гэсэн ойлголтыг танилцуулсан. Оюутнууд тойрог замын хэлбэр гэж юу болохыг олж мэдсэн ( Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг-, х-, г-орбиталууд), энергийн түвшин ба дэд түвшний электронуудын хамгийн их тоо хэд вэ, энергийн түвшинд электронуудын тархалт, юу вэ Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг-, х- Тэгээд г- элементүүд. Атомын электрон давхаргын бүтцийн график диаграммыг (электрон график томъёо) үзүүлэв.

Ном зүй

1. Rudzitis G.E. Хими. Ерөнхий химийн үндэс. 11-р анги: Ерөнхий боловсролын сургалтын байгууллагын сурах бичиг: суурь түвшин / Г.Е. Рудзит, Ф.Г. Фельдман. - 14-р хэвлэл. - М.: Боловсрол, 2012.

2. Попел П.П. Хими: 8-р анги: Ерөнхий боловсролын байгууллагын сурах бичиг / P.P. Попел, Л.С. - К.: IC "Академи", 2008. - 240 х.: өвчтэй.

3. А.В. Мануйлов, В.И. Родионов. Химийн үндэс. Онлайн сурах бичиг.

Гэрийн даалгавар

1. No 5-7 (х. 22) Rudzitis G.E. Хими. Ерөнхий химийн үндэс. 11-р анги: Ерөнхий боловсролын сургалтын байгууллагын сурах бичиг: суурь түвшин / Г.Е. Рудзит, Ф.Г. Фельдман. - 14-р хэвлэл. - М.: Боловсрол, 2012.

2. Дараах элементүүдийн электрон томъёог бичнэ үү: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Элементүүд дараах электрон томьёотой байна: a) 1s 2 2s 2 2p 4.b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. в) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2. Эдгээр элементүүд юу вэ?

Атомын найрлага.

Атом нь үүнээс бүрддэг атомын цөмТэгээд электрон бүрхүүл.

Атомын цөм нь протонуудаас бүрддэг ( p+) ба нейтрон ( n 0). Ихэнх устөрөгчийн атомууд нэг протоноос бүрдсэн цөмтэй байдаг.

Протоны тоо Н(p+) нь цөмийн цэнэгтэй тэнцүү ( З) ба элементүүдийн байгалийн цуврал дахь элементийн дарааллын дугаар (мөн элементүүдийн үечилсэн системд).

Н(х +) = З

Нейтронуудын нийлбэр Н(n 0), энгийн үсгээр тэмдэглэнэ Н, протоны тоо Здуудсан массын тоомөн үсгээр тодорхойлогддог А.

А = З + Н

Атомын электрон бүрхүүл нь цөмийг тойрон хөдөлдөг электронуудаас бүрддэг ( д -).

Электронуудын тоо Н(д-) төвийг сахисан атомын электрон бүрхүүл дэх протоны тоотой тэнцүү байна Зүндсэндээ.

Протоны масс нь ойролцоогоор нейтроны масстай тэнцүү ба электроны массаас 1840 дахин их байдаг тул атомын масс нь цөмийн масстай бараг тэнцүү байна.

Атомын хэлбэр нь бөмбөрцөг хэлбэртэй байдаг. Цөмийн радиус нь атомын радиусаас ойролцоогоор 100,000 дахин бага.

Химийн элемент- ижил цөмийн цэнэгтэй (цөмд ижил тооны протонтой) атомын төрөл (атомын цуглуулга).

Изотоп- цөм дэх ижил тооны нейтронтой ижил элементийн атомуудын цуглуулга (эсвэл цөм дэх ижил тооны протон, ижил тооны нейтронтой атомын төрөл).

Өөр өөр изотопууд нь атомын цөм дэх нейтроны тоогоор бие биенээсээ ялгаатай байдаг.

Бие даасан атом эсвэл изотопын тэмдэглэгээ: (E - элементийн тэмдэг), жишээлбэл: .

Атомын электрон бүрхүүлийн бүтэц

Атомын тойрог зам- атом дахь электрон төлөв. Орбиталийн тэмдэг нь . Орбитал бүр нь харгалзах электрон үүлтэй байдаг.

Газрын (өдөөгдөөгүй) төлөвт байгаа бодит атомуудын орбиталууд дөрвөн төрөлтэй. Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг, х, гТэгээд е.

Цахим үүл- 90 (эсвэл түүнээс дээш) хувийн магадлал бүхий электроныг олох боломжтой орон зайн хэсэг.

Анхаарна уу: заримдаа "атомын тойрог зам" ба "электрон үүл" гэсэн ойлголтыг ялгадаггүй бөгөөд хоёуланг нь "атомын тойрог зам" гэж нэрлэдэг.

Атомын электрон бүрхүүл нь давхаргатай байдаг. Цахим давхаргаижил хэмжээтэй электрон үүлсээр үүссэн. Нэг давхаргын тойрог замууд үүсдэг электрон ("эрчим хүч") түвшин, тэдгээрийн энерги нь устөрөгчийн атомын хувьд ижил боловч бусад атомуудын хувьд өөр байна.

Ижил төрлийн орбиталуудыг бүлэгт хуваадаг электрон (эрчим хүч)дэд түвшин:
Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг- дэд түвшин (нэг хэсгээс бүрдэнэ Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг-орбиталууд), тэмдэг - .
х- дэд түвшин (гурваас бүрдэнэ х
г- дэд түвшин ( таваас бүрдэнэ г-орбиталууд), тэмдэг - .
е- дэд түвшин (долооноос бүрдэнэ е-орбиталууд), тэмдэг - .

Нэг дэд түвшний орбиталуудын энерги ижил байна.

Дэд түвшнийг тодорхойлохдоо давхаргын дугаарыг (цахим түвшин) дэд түвшний тэмдэглэгээнд нэмнэ, жишээлбэл: 2 Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг, 3х, 5ггэсэн үг Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг- хоёрдугаар түвшний дэд түвшин, х- гуравдугаар түвшний дэд түвшин; г- тав дахь түвшний дэд түвшин.

Нэг түвшний дэд түвшний нийт тоо нь түвшний тоотой тэнцүү байна n. Нэг түвшний тойрог замын нийт тоо тэнцүү байна n 2. Үүний дагуу нэг давхарга дахь үүлний нийт тоо мөн тэнцүү байна n 2 .

Тэмдэглэгээ: - чөлөөт тойрог зам (электронгүй), - хосгүй электронтой тойрог зам, - хос электронтой орбитал (хоёр электронтой).

Атомын тойрог замыг электронууд дүүргэх дарааллыг байгалийн гурван хуулиар тодорхойлно (томьёоллыг хялбаршуулсан хэлбэрээр өгсөн болно).

1. Хамгийн бага энергийн зарчим - электронууд тойрог замын энергийг нэмэгдүүлэх дарааллаар тойрог замыг дүүргэдэг.

2. Паули зарчим - нэг тойрог замд хоёроос илүү электрон байж болохгүй.

3. Хундын дүрэм - дэд түвшний дотор электронууд эхлээд хоосон орбиталуудыг дүүргэдэг (нэг нэгээр нь), зөвхөн дараа нь электрон хос үүсгэдэг.

Электрон түвшний (эсвэл электрон давхарга) нийт электрон тоо 2 байна n 2 .

Дэд түвшний энергийн хуваарилалтыг дараах байдлаар илэрхийлнэ (энергийг нэмэгдүүлэх дарааллаар):

1Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг, 2Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг, 2х, 3Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг, 3х, 4Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг, 3г, 4х, 5Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг, 4г, 5х, 6Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг, 4е, 5г, 6х, 7Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг, 5е, 6г, 7х ...

Энэ дарааллыг эрчим хүчний диаграмаар тодорхой илэрхийлсэн болно.

Атомын электронуудын түвшин, дэд түвшин, тойрог замд (атомын электрон тохиргоо) тархалтыг электрон томьёо, энергийн диаграм, энгийнээр хэлбэл электрон давхаргын диаграмм ("электрон диаграм") хэлбэрээр дүрсэлж болно.

Атомын электрон бүтцийн жишээ:

Валент электронууд- химийн холбоо үүсгэхэд оролцож болох атомын электронууд. Аливаа атомын хувьд эдгээр нь гаднах бүх электронууд ба гаднахаас илүү энергитэй өмнөх гадаад электронууд юм. Жишээ нь: Са атом нь 4 гадаад электронтой Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг 2, тэдгээр нь мөн валент; Fe атом нь 4 гадаад электронтой Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг 2 гэхдээ түүнд 3 байна г 6, тиймээс төмрийн атом нь 8 валентийн электронтой. Кальцийн атомын валентын электрон томъёо 4 байна Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг 2, төмрийн атомууд - 4 Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг 2 3г 6 .

Д.И.Менделеевийн химийн элементүүдийн үечилсэн систем
(химийн элементүүдийн байгалийн систем)

Химийн элементүүдийн үечилсэн хууль(орчин үеийн томъёолол): химийн элементүүдийн шинж чанар, түүнчлэн тэдгээрээс үүссэн энгийн ба нарийн төвөгтэй бодисууд нь атомын цөмийн цэнэгийн утгаас үе үе хамааралтай байдаг.

Тогтмол хүснэгт- үечилсэн хуулийн график илэрхийлэл.

Химийн элементүүдийн байгалийн цуврал- атомын цөм дэх протоны тоо нэмэгдэхийн дагуу, эсвэл эдгээр атомуудын цөмүүдийн нэмэгдэж буй цэнэгийн дагуу байрлуулсан химийн элементүүдийн цуврал. Энэ цувралын элементийн атомын дугаар нь энэ элементийн аль ч атомын цөм дэх протоны тоотой тэнцүү байна.

Химийн элементүүдийн хүснэгтийг байгалийн цуврал химийн элементүүдийг "зүсэх" замаар бүтээдэг үеүүд(хүснэгтийн хэвтээ эгнээ) ба бүлэглэл (хүснэгтийн босоо багана) атомын электрон бүтэцтэй ижил төстэй элементүүд.

Элементүүдийг бүлэг болгон нэгтгэх аргаас хамааран хүснэгт нь байж болно урт хугацаа(ижил тоо, төрлийн валентийн электронтой элементүүдийг бүлэг болгон цуглуулдаг) ба богино хугацаа(ижил тооны валентийн электронтой элементүүдийг бүлэг болгон цуглуулдаг).

Богино хугацааны хүснэгтийн бүлгүүдийг дэд бүлгүүдэд хуваадаг ( голТэгээд тал), урт хугацааны хүснэгтийн бүлгүүдтэй давхцаж байна.

Ижил үеийн элементүүдийн бүх атомууд ижил тооны электрон давхаргатай, энэ нь тухайн үеийн тоотой тэнцүү байна.

Үе дэх элементүүдийн тоо: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Наймдугаар үеийн ихэнх элементүүдийг зохиомлоор олж аваагүй байна. Эхнийхээс бусад бүх үе нь шүлтлэг металл үүсгэгч элемент (Li, Na, K гэх мэт) -ээр эхэлж, үнэт хий үүсгэгч элемент (He, Ne, Ar, Kr гэх мэт) -ээр төгсдөг.

Богино хугацааны хүснэгтэд найман бүлэг байдаг бөгөөд тус бүр нь хоёр дэд бүлэгт (үндсэн ба хоёрдогч) хуваагддаг, урт хугацааны хүснэгтэд арван зургаан бүлэг байдаг бөгөөд тэдгээрийг Ромын тоогоор A эсвэл B үсгээр дугаарласан байдаг. жишээ: IA, IIIB, VIA, VIIB. Урт хугацааны хүснэгтийн IA бүлэг нь богино хугацааны хүснэгтийн эхний бүлгийн үндсэн дэд бүлэгтэй тохирч байна; VIIB бүлэг - долоо дахь бүлгийн хоёрдогч дэд бүлэг: үлдсэн хэсэг нь ижил төстэй.

Химийн элементүүдийн шинж чанар нь бүлэг, үе шатанд аяндаа өөрчлөгддөг.

Үе үе (серийн дугаар нэмэгдэх тусам)

• цөмийн цэнэг нэмэгддэг
• гадаад электронуудын тоо нэмэгдэж,
• атомын радиус буурч,
• электрон ба цөм хоорондын холболтын хүч нэмэгддэг (иончлолын энерги),
• цахилгаан сөрөг чанар нэмэгдэж,
• энгийн бодисын исэлдүүлэх шинж чанарыг сайжруулдаг ("металл бус"),
• энгийн бодисын бууруулагч шинж чанар сулардаг ("металл чанар"),
• гидроксид ба холбогдох ислийн үндсэн шинж чанарыг сулруулж,
• гидроксид ба холбогдох ислийн хүчиллэг чанар нэмэгддэг.

Бүлэгт (серийн дугаар нэмэгдэж)

• цөмийн цэнэг нэмэгддэг
• атомын радиус нэмэгдэх (зөвхөн А бүлэгт);
• электрон ба цөм хоорондын холболтын хүч буурдаг (иончлолын энерги; зөвхөн А бүлэгт);
• цахилгаан сөрөг чанар буурдаг (зөвхөн А бүлэгт);
• энгийн бодисын исэлдүүлэх шинж чанар сулардаг ("металл бус"; зөвхөн А бүлэгт);
• энгийн бодисын бууруулах шинж чанарыг сайжруулдаг ("металл чанар"; зөвхөн А бүлэгт);
• гидроксид ба холбогдох ислийн үндсэн шинж чанар нэмэгддэг (зөвхөн А бүлэгт);
• гидроксид ба холбогдох ислийн хүчиллэг чанарыг сулруулдаг (зөвхөн А бүлэгт);
• устөрөгчийн нэгдлүүдийн тогтвортой байдал буурдаг (тэдгээрийн бууралтын идэвхжил нэмэгддэг; зөвхөн А бүлэгт).

"Сэдэв 9. "Атомын бүтэц" сэдвээр даалгавар, тест. Д.И.Менделеев (PSHE) -ийн үечилсэн хууль ба химийн элементүүдийн үечилсэн систем "."

• Тогтмол хууль - Атомын үечилсэн хууль ба бүтэц 8-9-р зэрэг
  Та мэдэх ёстой: орбиталуудыг электроноор дүүргэх хуулиудыг (хамгийн бага энергийн зарчим, Паули зарчим, Хунд дүрэм), элементүүдийн үелэх системийн бүтэц.

  Та дараах чадвартай байх ёстой: үелэх систем дэх элементийн байрлалаар атомын найрлагыг тодорхойлох, мөн эсрэгээр, түүний найрлагыг мэддэг үечилсэн систем дэх элементийг олох; бүтцийн диаграмм, атом, ионы электрон тохиргоог дүрсэлж, эсрэгээр нь схем болон электрон тохиргооноос PSCE дахь химийн элементийн байрлалыг тодорхойлох; Элемент, түүний үүсгэсэн бодисыг БГБХБ-д байр сууриа харгалзан тодорхойлох; атомын радиус, химийн элементүүдийн шинж чанар, тэдгээрийн үүсэх бодисын нэг үе, үечилсэн системийн нэг үндсэн дэд бүлгийн өөрчлөлтийг тодорхойлох.

  Жишээ 1.Гурав дахь электрон түвшний орбиталуудын тоог тодорхойл. Эдгээр орбиталууд юу вэ?
  Орбиталуудын тоог тодорхойлохын тулд бид томъёог ашиглана Нтойрог замууд = n 2 хаана n- түвшний тоо. НОрбиталууд = 3 2 = 9. Нэг 3 Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг-, гурав 3 х- ба тав 3 г- тойрог замууд.

  Жишээ 2.Аль элементийн атом электрон томьёо 1 байгааг тодорхойл Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг 2 2Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг 2 2х 6 3Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг 2 3х 1 .
  Энэ нь ямар элемент болохыг тодорхойлохын тулд атомын электронуудын нийт тоотой тэнцэх атомын дугаарыг олж мэдэх хэрэгтэй. Энэ тохиолдолд: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Энэ нь хөнгөн цагаан юм.

  Танд хэрэгтэй бүх зүйл сурсан эсэхээ шалгасны дараа даалгавраа дуусга. Бид танд амжилт хүсье.

  
  Уншихыг зөвлөж байна:
  • O. S. Gabrielyan болон бусад химийн 11-р анги. М., Bustard, 2002;
  • Г.Е.Рудзитис, Ф.Г.Фельдман. Хими 11-р анги. М., Боловсрол, 2001.

Электронууд

Атомын тухай ойлголт нь бодисын бөөмсийг тодорхойлохын тулд эртний ертөнцөд үүссэн. Грек хэлнээс орчуулсан 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. Электрон нэрээ авснаас хойш хэдэн жилийн дараа Английн физикч Жозеф Томсон, Францын физикч Жан Перрен нар электронууд сөрөг цэнэгтэй гэдгийг баталжээ. Энэ бол химийн хувьд нэг (-1) гэж тооцогддог 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 хэмжээгээр нэмэгддэг. Эхний тойрог замд устөрөгчийн атом (n=1; Z=1) хурд нь ≈ 2.2·106 м/с, өөрөөр хэлбэл гэрлийн хурд c = 3·108 м/с) ба электроны массаас зуу дахин бага. (энэ нь устөрөгчийн атомын массаас бараг 2000 дахин бага).

Атом дахь электронуудын төлөв байдал

Атом дахь электроны төлөвийг гэж ойлгодог тодорхой электроны энерги болон түүний байрлах орон зайн талаархи мэдээллийн багц. Атом дахь электрон нь хөдөлгөөний замналгүй, өөрөөр хэлбэл бид зөвхөн ярьж болно цөмийн эргэн тойрон дахь орон зайд түүнийг олох магадлал.

Энэ нь цөмийг тойрсон энэ орон зайн аль ч хэсэгт байрлаж болох бөгөөд түүний янз бүрийн байрлалын нийлбэр нь тодорхой сөрөг цэнэгийн нягттай электрон үүл гэж тооцогддог. Зургийн хувьд үүнийг ийм байдлаар төсөөлж болно: хэрэв фото зураг шиг секундын зуу, саяны дараа атом дахь электроны байрлалыг авах боломжтой байсан бол ийм гэрэл зураг дээрх электроныг цэг хэлбэрээр дүрслэх болно. Хэрэв тоо томшгүй олон ийм гэрэл зургийг давхарласан бол зураг нь эдгээр цэгүүдийн ихэнх нь байх хамгийн их нягтралтай электрон үүл байх болно.

Атомын цөмийн эргэн тойрон дахь электрон хамгийн их байх магадлалтай орон зайг 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. Тэд хэлбэр дүрсээрээ ялгагдана Одоогоор мэдэгдэж байгаа 4 төрлийн орбитал, тэдгээрийг латинаар тэмдэглэсэн s, p, d, f үсэг. Электрон орбиталуудын зарим хэлбэрийн график дүрслэлийг зурагт үзүүлэв.

Тодорхой тойрог зам дахь 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 дугаарлана - 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

Эрчим хүчний түвшний тоог харуулсан бүхэл тоо n-ийг 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 хүчний хангамжаар тодорхойлогддог. Тиймээс гаднах түвшний электронууд атомын цөмтэй хамгийн бага нягт холбоотой байдаг.

Эрчим хүчний түвшний хамгийн олон тооны электроныг дараахь томъёогоор тодорхойлно.

N = 2n 2,

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 тус бүр нь цөмтэй холбогдох энергийн хувьд бие биенээсээ бага зэрэг ялгаатай дэд түвшинд (дэд давхаргад) хуваагддаг. 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 түвшин нь эргээд тойрог замд үүсдэг. Утга бүрn нь n-тэй тэнцэх орбиталуудын тоотой тохирч байна.

Дэд түвшнийг ихэвчлэн латин үсгээр, түүнчлэн тэдгээрийн бүрдэх тойрог замын хэлбэрийг тэмдэглэдэг: s, p, d, f.

Протон ба нейтрон

Аливаа химийн элементийн атомыг нарны жижиг системтэй харьцуулж болно. Иймд Э.Резерфордын санал болгосон атомын энэ 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 нэг гэж үздэг). Нейтрон нь цэнэггүй, төвийг сахисан, протоны масстай 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 цагааны атомын массын тоо нь:

13 + 14 = 27

протоны тоо 13, нейтроны тоо 14, массын тоо 27

Нэгэнт өчүүхэн бага электроны массыг үл тоомсорлож болох тул атомын бүх масс цөмд төвлөрч байгаа нь илт байна. Электроныг e - гэж тэмдэглэв.

Атомоос хойш цахилгаан саармаг, тэгвэл атом дахь протон ба электроны тоо ижил байх нь ойлгомжтой. Энэ нь үечилсэн систем дэх химийн элементийн серийн дугаартай тэнцүү байна. Атомын масс нь протон ба нейтроны массаас бүрдэнэ. Элементийн атомын дугаар (Z), өөрөөр хэлбэл протоны тоо, массын тоо (A) -ийг протон ба нейтроны тооны нийлбэртэй тэнцүү мэдэж байгаа тул та томъёог ашиглан нейтроны тоог (N) олох боломжтой. :

N = A - Z

Жишээлбэл, төмрийн атом дахь нейтроны тоо нь:

56 — 26 = 30

Изотопууд

Цөмийн цэнэг нь ижил боловч массын тоо нь ялгаатай 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 Үелэх системд ихэвчлэн өгөгдсөн химийн элементийн харьцангуй атомын масс нь тухайн элементийн изотопуудын байгалийн хольцын атомын массын дундаж утгыг харгалзан үзнэ. байгаль дээрх тэдний харьцангуй элбэг дэлбэг байдал. Ихэнх химийн элементүүдийн изотопуудын химийн шинж чанар 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 диаграмм:

Атомын электрон бүтцийн диаграммууд нь электрон давхаргад (энергийн түвшин) электронуудын тархалтыг харуулдаг.

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

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

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

Хоёр дахь үеийн бүх элементүүдийн хувьд эхний электрон давхарга дүүрсэн байна, ба электронууд нь хамгийн бага энергийн зарчим (эхлээд s, дараа нь p) ба Паули ба Хунд дүрмийн дагуу хоёр дахь электрон давхаргын s- ба p-орбиталуудыг дүүргэдэг.

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

Гурав дахь үеийн элементүүдийн атомуудын хувьд эхний ба хоёр дахь электрон давхаргууд дууссан тул гурав дахь электрон давхарга дүүргэгдсэн бөгөөд үүнд электронууд 3s-, 3p-, 3d-дэд түвшнийг эзэлж болно.

Магнийн атом нь 3s электрон тойрог замаа гүйцээнэ. Na ба Mg нь s-элементүүд юм.

Хөнгөн цагаан болон дараагийн элементүүдэд 3p дэд түвшин нь электроноор дүүрдэг.

Гурав дахь үеийн элементүүд нь дүүргэгдээгүй 3d орбиталуудтай.

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

Дөрөв - долдугаар үеийн элементүүд

Кали, кальцийн атомуудад дөрөв дэх электрон давхарга гарч ирэх ба 3d дэд түвшнээс бага энергитэй тул 4s дэд түвшин дүүрнэ.

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 тэдгээрийн хамгийн гаднах электрон давхарга нь дүүрсэн бөгөөд тэдгээрийг шилжилтийн элементүүд гэж ангилдаг.

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

Цайрын атомд гурав дахь электрон давхарга бүрэн хийгдсэн - бүх дэд түвшний 3s, 3p, 3d нь нийт 18 электронтой дүүргэгдсэн байдаг. Цайрыг дагасан элементүүдэд дөрөв дэх электрон давхарга буюу 4p дэд давхарга дүүргэгдсэн хэвээр байна.

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

Криптон атом нь гаднах давхаргатай (дөрөвдүгээрт) бүрэн бөгөөд 8 электронтой. Гэхдээ дөрөв дэх электрон давхаргад нийт 32 электрон байж болно; криптоны атом 4d ба 4f дэд түвшинтэй хэвээр байна. Тав дахь үеийн элементүүдийн хувьд дэд түвшнийг дараах дарааллаар дүүргэж байна: 5s - 4d - 5p. Мөн "тэй холбоотой үл хамаарах зүйлүүд байдаг. 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 гаднах электрон давхаргын 4f ба 5f-дэд түвшнийг тус тус дүүргэсэн элементүүд гарч ирнэ.

4f элементүүдийг лантанид гэж нэрлэдэг.

5f элементүүдийг актинид гэж нэрлэдэг.

Зургаа дахь үеийн элементүүдийн атом дахь электрон дэд түвшинг 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 элемент. Гэхдээ энд мөн 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 юм. 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-элементүүдэд I-VIII бүлгийн хоёрдогч дэд бүлгүүдийн элементүүд, өөрөөр хэлбэл s- болон p-элементүүдийн хооронд байрлах том хугацааны олон арван жилийн залгуурын элементүүд орно. Тэдгээрийг мөн шилжилтийн элементүүд гэж нэрлэдэг.

• f-элементүүд. Атомын гурав дахь гадаад 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 (англи хэлнээс "бул" гэж орчуулсан) хоёроос илүү электрон байж болохгүй, өөрөөр хэлбэл нөхцөлт байдлаар төсөөлж болох шинж чанаруудтай болохыг тогтоожээ. электроныг төсөөлж буй тэнхлэгээ тойрон эргэх байдлаар: цагийн зүүний дагуу эсвэл цагийн зүүний эсрэг.

Энэ зарчмыг нэрлэдэг Паули зарчим. Хэрэв тойрог замд нэг электрон байгаа бол үүнийг 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 эрчим хүч эсвэл квант эсүүдээр дүрсэлсэн байдаг - график электрон томъёо гэж нэрлэгддэг. Энэ тэмдэглэгээнд дараах тэмдэглэгээг ашиглана: квант эс бүрийг нэг тойрог замд тохирох нүдээр тэмдэглэнэ; Электрон бүрийг эргүүлэх чиглэлд харгалзах сумаар заана. График цахим томъёо бичихдээ хоёр дүрмийг санах хэрэгтэй. Паулигийн зарчим ба Ф.Хундын дүрэм, үүний дагуу электронууд чөлөөт эсүүдийг нэг нэгээр нь эзэлдэг бөгөөд ижил эргэлтийн утгатай байх ба дараа нь хосолсон боловч Паули зарчмын дагуу эргэлтүүд аль хэдийн эсрэг чиглэлд байх болно.

Хундын дүрэм ба Паулигийн зарчим

Хундын дүрэм- тодорхой дэд давхаргын орбиталуудыг дүүргэх дарааллыг тодорхойлдог квант химийн дүрэм ба дараах байдлаар томьёологдсон: тухайн 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 ба 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.

Өөр нэг үг хэллэг: Доод энерги гэдэг нь хоёр нөхцөл хангагдсан атомын нэр томъёо юм.

1. Олон талт байдал нь 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 эргэх чиглэлийг заана).

Клечковскийн дүрэм

Клечковскийн дүрэм -Атом дахь электронуудын нийт тоо нэмэгдэхийн хэрээр (тэдгээрийн цөмийн цэнэг эсвэл химийн элементүүдийн серийн дугаар нэмэгдэхийн хэрээр) атомын орбиталууд нь илүү их энергитэй тойрог замд электронуудын харагдах байдлаас шалтгаална. зөвхөн үндсэн квант тоо n дээр байх ба бусад бүх квантын тоонууд, түүний дотор l-ээс хамаарахгүй. Физикийн хувьд энэ нь устөрөгчтэй төстэй атомд (электрон хоорондын түлхэлт байхгүй тохиолдолд) электроны тойрог замын энерги нь зөвхөн цөмөөс электрон цэнэгийн нягтын орон зайн зайгаар тодорхойлогддог бөгөөд түүний шинж чанараас хамаардаггүй гэсэн үг юм. цөмийн талбар дахь хөдөлгөөн.

Эмпирик Клечковскийн дүрэм ба түүнээс үүдэлтэй эрэмбийн схем нь зөвхөн ижил төстэй хоёр тохиолдолд атомын орбиталуудын бодит энергийн дараалалд зарим талаараа зөрчилддөг: атомуудын хувьд Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au. , гадна талын давхаргын s - дэд түвшинтэй электроны "алдаа" байгаа нь өмнөх давхаргын d дэд түвшинээр солигддог бөгөөд энэ нь атомын энергийн хувьд илүү тогтвортой байдалд хүргэдэг, тухайлбал: тойрог 6-г хоёроор дүүргэсний дараа. электронууд с

(Лекцийн тэмдэглэл)

Атомын бүтэц. Оршил.

Химийн судалгааны объект нь химийн элементүүд ба тэдгээрийн нэгдлүүд юм. Химийн элементижил эерэг цэнэгтэй атомуудын цуглуулга гэж нэрлэдэг. Атом- химийн элементийг хадгалдаг хамгийн жижиг тоосонцор юм Химийн шинж чанар. Ижил буюу өөр элементийн атомууд бие биетэйгээ холбогдон илүү төвөгтэй хэсгүүдийг үүсгэдэг. молекулууд. Атом эсвэл молекулуудын цуглуулга нь химийн бодис үүсгэдэг. Химийн бодис бүр нь буцалгах, хайлах цэг, нягтрал, цахилгаан ба дулаан дамжуулалт гэх мэт бие даасан физик шинж чанаруудаар тодорхойлогддог.

1. Атомын бүтэц ба элементүүдийн үелэх систем

Д.И. Менделеев.

Элементүүдийн үечилсэн хүснэгтийг бөглөх дарааллын хуулиудын талаархи мэдлэг, ойлголт D.I. Менделеев дараахь зүйлийг ойлгох боломжийг бидэнд олгодог.

1. байгальд тодорхой элементүүдийн оршин тогтнох физикийн мөн чанар,

2. элементийн химийн валентын шинж чанар,

3. элементийн өөр элементтэй харилцан үйлчлэх үед электрон өгөх, хүлээн авах чадвар, "хөнгөн";

4. өгөгдсөн элемент бусад элементүүдтэй харилцан үйлчлэлцэх үед үүсэх химийн холбооны шинж чанар, энгийн ба нийлмэл молекулуудын орон зайн бүтэц гэх мэт.

Атомын бүтэц.

Атом нь хөдөлгөөнд оролцож, бие биетэйгээ харилцан үйлчлэлцдэг энгийн бөөмсүүдийн цогц микросистем юм.

19-р зууны сүүлч, 20-р зууны эхэн үед атомууд нь жижиг хэсгүүдээс бүрддэг болохыг олж мэдсэн: нейтрон, протон, электронууд Сүүлийн хоёр бөөмс нь цэнэгтэй бөөмс, протон нь эерэг цэнэгтэй, электрон нь сөрөг цэнэгтэй байдаг. Үндсэн төлөвт байгаа элементийн атомууд цахилгааны хувьд саармаг байдаг тул энэ нь аливаа элементийн атом дахь протоны тоо электронуудын тоотой тэнцүү байна гэсэн үг юм. Атомын массыг протон ба нейтроны массын нийлбэрээр тодорхойлдог бөгөөд тэдгээрийн тоо нь атомын масс ба түүний цувааны дугаарын үечилсэн систем дэх D.I. Менделеев.

1926 онд Шредингер өөрийн гаргаж авсан долгионы тэгшитгэлийг ашиглан элементийн атом дахь бичил хэсгүүдийн хөдөлгөөнийг дүрслэхийг санал болгов. Устөрөгчийн атомын Шредингерийн долгионы тэгшитгэлийг шийдвэрлэхэд гурван бүхэл квант тоо гарч ирнэ. n, ℓ Тэгээд м ℓ , цөмийн төв талбар дахь гурван хэмжээст орон зай дахь электроны төлөвийг тодорхойлдог. Квантын тоо n, ℓ Тэгээд м ℓ бүхэл тоон утгыг авна. Гурван квант тоогоор тодорхойлогддог долгионы функц n, ℓ Тэгээд м ℓ Шредингерийн тэгшитгэлийг шийдсэний үр дүнд олж авсан орбитал гэж нэрлэдэг. Орбитал гэдэг нь электрон хамгийн их байх магадлалтай орон зайн бүс юм, химийн элементийн атомд хамаарах . Тиймээс, устөрөгчийн атомын Шредингерийн тэгшитгэлийг шийдэх нь гурван квант тоо гарч ирэхэд хүргэдэг бөгөөд тэдгээрийн физик утга нь атомын байж болох гурван өөр төрлийн орбиталийг тодорхойлдог гэсэн үг юм. Квантын тоо бүрийг нарийвчлан авч үзье.

Үндсэн квант тоо n нь ямар ч эерэг бүхэл утгыг авч болно: n = 1,2,3,4,5,6,7... Энэ нь электрон түвшний энерги болон электрон “үүл”-ийн хэмжээг тодорхойлдог. Гол квант тооны тоо нь тухайн элементийн байрлах үеийн тоотой давхцаж байгаа нь онцлог юм.

Азимутал буюу тойрог замын квант тооℓ нь бүхэл тоон утгыг авч болно ℓ = 0….to n – 1 ба электрон хөдөлгөөний моментийг тодорхойлно, өөрөөр хэлбэл. тойрог замын хэлбэр. ℓ-ийн янз бүрийн тоон утгуудын хувьд дараах тэмдэглэгээг ашиглана. ℓ = 0, 1, 2, 3, тэмдэгтээр тэмдэглэгдсэн байна Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг, х, г, е, төлөө тус тус ℓ = 0, 1, 2 ба 3. Элементүүдийн үелэх системд эргэлтийн дугаартай элемент байдаггүй. ℓ = 4.

Соронзон квант тоом ℓ электрон тойрог замын орон зайн зохион байгуулалт, улмаар электроны цахилгаан соронзон шинж чанарыг тодорхойлдог. Энэ нь дараахаас утгыг авч болно - ℓ + руу ℓ , түүний дотор тэг.

Атомын орбиталуудын хэлбэр, эсвэл илүү нарийвчлалтай, тэгш хэмийн шинж чанар нь квант тооноос хамаардаг. ℓ Тэгээд м ℓ . "Цахим үүл" харгалзах Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг- тойрог замууд нь бөмбөг хэлбэртэй байдаг (энэ тохиолдолд ℓ = 0).

Зураг 1. 1s тойрог зам

ℓ = 1 ба m ℓ = -1, 0 ба +1 квант тоогоор тодорхойлогдсон орбиталуудыг p-орбитал гэнэ. m ℓ нь гурван өөр утгатай тул атом нь энергийн хувьд тэнцүү гурван p-орбиталтай (тэдгээрийн үндсэн квант тоо нь ижил бөгөөд n = 2,3,4,5,6 эсвэл 7 утгатай байж болно). p-Орбиталууд нь тэнхлэгийн тэгш хэмтэй бөгөөд гадаад талбарт x, y, z тэнхлэгийн дагуу чиглэсэн гурван хэмжээст найман дүрс хэлбэртэй байдаг (Зураг 1.2). Эндээс p x, p y, p z гэсэн бэлгэдлийн гарал үүсэл гарчээ.

Зураг 2. p x, p y ба p z орбиталууд

Үүнээс гадна d- ба f- атомын орбиталууд байдаг, эхнийх нь ℓ = 2 ба m ℓ = -2, -1, 0, +1 ба +2, өөрөөр хэлбэл. таван AO, хоёр дахь нь ℓ = 3 ба m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 ба +3, өөрөөр хэлбэл. 7 ХК.

Дөрөв дэх квант м Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэгУстөрөгчийн атомын спектрийн зарим нарийн нөлөөг тайлбарлахын тулд 1925 онд Гоудсмит, Уленбек нар спин квант тоо гэж нэрлэв. Электроны эргэлт нь электроны цэнэгтэй элементар бөөмийн өнцгийн импульс бөгөөд түүний чиг баримжаа нь квантлагдсан, өөрөөр хэлбэл. тодорхой өнцгөөр хатуу хязгаарлагддаг. Энэ чиг баримжаа нь электроны хувьд тэнцүү байх спин соронзон квант тоо (s)-ийн утгаар тодорхойлогддог. ½ , тиймээс квантчлалын дүрмийн дагуу электроны хувьд м Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг = ± ½. Үүнтэй холбогдуулан гурван квант тооны олонлог дээр бид квант тоог нэмэх хэрэгтэй м Цагаан будаа. 3. p-орбиталийн орон зайд байж болох чиглэлүүдийн нэг . Дөрвөн квант тоо нь Менделеевийн элементүүдийн үелэх системийн байгуулах дарааллыг тодорхойлж, яагаад эхний үед хоёр, хоёр, гуравдугаар үед найм, дөрөв дэх үед 18 гэх мэт хоёр элемент байдгийг тайлбарлаж байдгийг дахин нэг удаа онцолж хэлье. Олон электрон атомын бүтцийг, атомын эерэг цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр электрон түвшинг дүүргэх дарааллыг тайлбарлахын тулд электронуудын үйл ажиллагааг "хяндаг" дөрвөн квант тооны талаар ойлголттой байх нь хангалтгүй юм. электрон орбиталуудыг дүүргэх боловч та илүү энгийн дүрмийг мэдэх хэрэгтэй, тухайлбал: Паулигийн зарчим, Хундын дүрэм, Клечковскийн дүрэм.

Паули зарчмын дагуу Дөрвөн квант тооны тодорхой утгуудаар тодорхойлогддог ижил квант төлөвт нэгээс илүү электрон байж болохгүй.Энэ нь зарчмын хувьд нэг электроныг ямар ч атомын тойрог замд байрлуулж болно гэсэн үг юм. Хоёр электрон нэг атомын тойрог замд зөвхөн өөр өөр спин квант тоотой байж болно.

Гурван p-AO, таван d-AO, долоон f-AO-ийг электроноор дүүргэхдээ Паули зарчмаас гадна Хундын дүрмийг баримтлах хэрэгтэй. Нэг дэд бүрхүүлийн орбиталуудыг үндсэн төлөвт дүүргэх нь ижил эргэлттэй электронуудаар явагддаг.

Дэд бүрхүүлийг дүүргэх үед (х, г, е) эргэх нийлбэрийн үнэмлэхүй утга хамгийн их байх ёстой.

Клечковскийн дүрэм. Клечковскийн дүрмийн дагуу бөглөхдөөг Тэгээд еэлектрон орбиталыг хүндэтгэх ёстойхамгийн бага энергийн зарчим. Энэ зарчмын дагуу үндсэн төлөвт байгаа электронууд нь хамгийн бага энергийн түвшний тойрог замд байрладаг. Дэд түвшний энерги нь квант тоонуудын нийлбэрээр тодорхойлогддогn + ℓ = E .

Клечковскийн анхны дүрэм: Нэгдүгээрт, эдгээр дэд түвшингүүдn + ℓ = E хамгийн бага.

Клечковскийн хоёр дахь дүрэм: тэгш эрхтэй тохиолдолдn + ℓ хэд хэдэн дэд түвшний хувьд, дэд түвшинг нь дүүргэсэнn хамгийн бага .

Одоогийн байдлаар 109 элемент мэдэгдэж байна.

2. Иончлолын энерги, электроны хамаарал ба электрон сөрөг чанар.

Атомын цахим тохиргооны хамгийн чухал шинж чанарууд нь иончлолын энерги (IE) эсвэл иончлох потенциал (IP) ба атомын электроны хамаарал (EA) юм. Иончлолын энерги нь 0 К-ийн чөлөөт атомаас электроныг салгах үеийн энергийн өөрчлөлтийг хэлнэ: A = + + ē . Элементийн атомын Z тоо ба атомын радиусын хэмжээнээс иончлох энергийн хамаарал нь тодорхой үечилсэн шинж чанартай байдаг.

Электрон хамаарал (EA) нь тусгаарлагдсан атомд электрон нэмэхэд 0 К-д сөрөг ион үүсгэх энергийн өөрчлөлт юм: A + ē = A. - (атом ба ион нь үндсэн төлөвт байна).Энэ тохиолдолд, хэрэв VZAO-г хоёр электрон эзэлдэг бол электрон нь хамгийн бага сул атомын тойрог замыг (LUAO) эзэлдэг. SE нь тэдний тойрог замын электрон тохиргооноос ихээхэн хамаардаг.

EI болон SE-ийн өөрчлөлтүүд нь элементүүд болон тэдгээрийн нэгдлүүдийн олон шинж чанарын өөрчлөлттэй холбоотой байдаг бөгөөд эдгээр шинж чанаруудыг EI болон SE утгуудаас урьдчилан таамаглахад ашигладаг. Галогенууд нь хамгийн өндөр үнэмлэхүй электрон харьцаатай байдаг. Элементүүдийн үелэх системийн бүлэг бүрт элементийн тоо нэмэгдэхийн хэрээр иончлолын потенциал буюу EI буурдаг бөгөөд энэ нь атомын радиус, электрон давхаргын тоо нэмэгдэхтэй холбоотой бөгөөд энэ нь бууралтын өсөлттэй сайн уялдаатай байдаг. элементийн хүч.

Элементүүдийн үечилсэн хүснэгтийн 1-р хүснэгтэд EI ба SE-ийн утгыг eV / атом тутамд харуулав. Тодорхой SE утгууд нь зөвхөн цөөн хэдэн атомын хувьд мэдэгдэж байгааг анхаарна уу, тэдгээрийн утгыг 1-р хүснэгтэд тодруулсан болно.

Хүснэгт 1

Үелэх систем дэх атомуудын анхны иончлолын энерги (EI), электроны хамаарал (EA) ба цахилгаан сөрөг чанар χ).

χ – Полингийн дагуу цахилгаан сөрөг чанар

r- атомын радиус, ("Ерөнхий ба органик бус химийн лабораторийн болон семинарын хичээл", Н.С.Ахметов, М.К. Азизова, Л.И. Бадыгина)