Атомын хүснэгтийн электрон бүтэц. Атомын бүтэц, зарчим

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. с, 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:
с- дэд түвшин (нэг хэсгээс бүрдэнэ с-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 с, 3х, 5ггэсэн үг с- 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):

1с, 2с, 2х, 3с, 3х, 4с, 3г, 4х, 5с, 4г, 5х, 6с, 4е, 5г, 6х, 7с, 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 с 2, тэдгээр нь мөн валент; Fe атом нь 4 гадаад электронтой с 2 гэхдээ түүнд 3 байна г 6, тиймээс төмрийн атом нь 8 валентийн электронтой. Кальцийн атомын валентын электрон томъёо 4 байна с 2, төмрийн атомууд - 4 с 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 с-, гурав 3 х- ба тав 3 г- тойрог замууд.

  Жишээ 2.Аль элементийн атом электрон томьёо 1 байгааг тодорхойл с 2 2с 2 2х 6 3с 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.

Атом- химийн аргаар хуваагддаггүй бодисын хамгийн жижиг хэсэг. 20-р зуунд атомын цогц бүтэц нээгдсэн. Атомууд нь эерэг цэнэгүүдээс бүрддэг цөммөн сөрөг цэнэгтэй электронуудаас үүссэн бүрхүүл. Чөлөөт атомын нийт цэнэг тэг байна, учир нь цөмийн цэнэг ба электрон бүрхүүлбие биенээ тэнцвэржүүлэх. Энэ тохиолдолд цөмийн цэнэг нь үелэх систем дэх элементийн тоотой тэнцүү байна ( атомын дугаар) ба электронуудын нийт тоотой тэнцүү (электроны цэнэг -1).

Атомын цөм нь эерэг цэнэгтэй байдаг протонуудболон төвийг сахисан хэсгүүд - нейтрон, төлбөргүй. Атом дахь энгийн бөөмсийн ерөнхий шинж чанарыг хүснэгт хэлбэрээр үзүүлж болно.

Протоны тоо нь цөмийн цэнэгтэй тэнцүү тул атомын дугаартай тэнцүү байна. Атом дахь нейтроны тоог олохын тулд атомын массаас (протон ба нейтроны массаас бүрддэг) цөмийн цэнэгийг (протоны тоо) хасах хэрэгтэй.

Жишээлбэл, натрийн 23 Na атом дахь протоны тоо p = 11, нейтроны тоо n = 23 - 11 = 12 байна.

Нэг элементийн атом дахь нейтроны тоо өөр байж болно. Ийм атомуудыг нэрлэдэг изотопууд .

Атомын электрон бүрхүүл нь мөн нарийн төвөгтэй бүтэцтэй байдаг. Электронууд энергийн түвшинд (цахим давхарга) байрладаг.

Түвшингийн тоо нь электроны энергийг тодорхойлдог. Энэ нь энгийн бөөмс нь эрчим хүчийг дур зоргоороо бага хэмжээгээр биш, харин тодорхой хэсгүүдэд - квантаар дамжуулж, хүлээн авч чаддагтай холбоотой юм. Түвшин өндөр байх тусам электрон илүү их энергитэй болно. Системийн энерги бага байх тусмаа тогтвортой байдаг (боломжийн энерги ихтэй уулын орой дээрх чулууны тогтворжилт багатай, түүний энерги байх үед тэгш тал дээрх ижил чулууны тогтвортой байрлалыг харьцуул. хамаагүй бага), бага электрон энергитэй түвшин эхлээд дүүрч, дараа нь өндөр байна.

Түвшинд багтах электроны хамгийн их тоог дараах томъёогоор тооцоолж болно.
N = 2n 2, N нь түвшний электронуудын хамгийн их тоо,
n - түвшний тоо.

Дараа нь эхний түвшний хувьд N = 2 1 2 = 2,

хоёр дахь нь N = 2 2 2 = 8 гэх мэт.

Үндсэн (A) дэд бүлгүүдийн элементүүдийн гаднах түвшний электронуудын тоо нь бүлгийн дугаартай тэнцүү байна.

Орчин үеийн ихэнх үечилсэн хүснэгтүүдэд электронуудын түвшингийн дагуу элемент бүхий нүдэнд заасан байдаг. Маш чухалтүвшин унших боломжтой гэдгийг ойлгох доошоо дээшээ, энэ нь тэдний энергитэй тохирч байна. Тиймээс натри бүхий эсийн тоонуудын багана:
1
8
2

1-р түвшинд - 2 электрон,

2-р түвшинд - 8 электрон,

3-р түвшинд - 1 электрон
Болгоомжтой байгаарай, энэ бол маш нийтлэг алдаа юм!

Электрон түвшний тархалтыг диаграмаар дүрсэлж болно.
11 На)))
2 8 1

Хэрэв үечилсэн хүснэгтэд электронуудын тархалтыг түвшингээр нь заагаагүй бол та дараахь зүйлийг ашиглаж болно.

• электронуудын хамгийн их тоо: 1-р түвшинд 2 e ​​− ,
  2-нд - 8 e −,
  гадаад түвшинд - 8 e − ;
• гадаад түвшний электронуудын тоо (эхний 20 элемент нь бүлгийн дугаартай давхцаж байна)

Дараа нь натрийн хувьд үндэслэл дараах байдалтай байна.

1. Электроны нийт тоо 11 тул эхний түвшин дүүрсэн бөгөөд 2 e ​​− ;
2. Гурав дахь гадаад түвшин нь 1 e - (I бүлэг) -ийг агуулна.
3. Хоёр дахь түвшин нь үлдсэн электронуудыг агуулдаг: 11 − (2 + 1) = 8 (бүрэн дүүрэн)

* Олон тооны зохиогчид чөлөөт атом ба атомыг нэгдлийн нэг хэсэг болох илүү тодорхой ялгахын тулд "атом" гэсэн нэр томъёог зөвхөн чөлөөт (төвийг сахисан) атомыг тодорхойлоход ашиглахыг санал болгож байна. нэгдлүүдэд "атомын бөөмс" гэсэн нэр томъёог санал болго. Эдгээр нэр томъёоны хувь заяа юу болохыг цаг хугацаа харуулах болно. Бидний үзэж байгаагаар атом бол бөөмс учраас "атомын бөөмс" гэсэн хэллэгийг тавтологи ("тос") гэж үзэж болно.

2. Даалгавар. Эхлэх бодисын масс нь мэдэгдэж байгаа бол урвалын аль нэг бүтээгдэхүүний бодисын хэмжээг тооцоолох.
Жишээ:

Цайр нь 146 г жинтэй давсны хүчилтэй урвалд ороход ямар хэмжээний устөрөгч ялгарах вэ?

Шийдэл:

1. Бид урвалын тэгшитгэлийг бичнэ: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
2. Давсны хүчлийн молийн массыг ол: M (HCl) = 1 + 35.5 = 36.5 (г/моль)
   (элемент тус бүрийн молийн массыг харьцангуй атомын масстай тоогоор тэнцүүлэхийг элементийн тэмдгийн дор үелэх системд харж, хлороос бусад бүхэл тоогоор дугуйрсан бөгөөд үүнийг 35.5 гэж авна)
3. Давсны хүчлийн хэмжээг ол: n (HCl) = м / M = 146 г / 36,5 г/моль = 4 моль
4. Бид байгаа өгөгдлийг урвалын тэгшитгэлийн дээгүүр, тэгшитгэлийн доор - тэгшитгэлийн дагуу мольуудын тоог (бодисын өмнөх коэффициенттэй тэнцүү) бичнэ.
   4 моль х моль
   Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
   2 мэнгэ 1 мэнгэ
5. Пропорцийг гаргацгаая:
   4 моль - xмэнгэ
   2 моль - 1 моль
   (эсвэл тайлбартай:
   4 моль давсны хүчлээс та авна xустөрөгчийн моль,
   ба 2 мэнгэээс - 1 мэнгэ)
6. Бид олдог х:
   x= 4 моль 1 моль / 2 моль = 2 моль

Хариулт: 2 моль.

Молекулын найрлага. Энэ нь ямар атомууд молекулыг үүсгэдэг, ямар хэмжээгээр, ямар холбоогоор эдгээр атомууд холбогдсон байдаг. Энэ бүхэн нь молекулын шинж чанарыг тодорхойлдог бөгөөд үүний дагуу эдгээр молекулууд үүсдэг бодисын шинж чанарыг тодорхойлдог.

Жишээлбэл, усны шинж чанар: тунгалаг, шингэн, зэв үүсгэх чадвар нь хоёр устөрөгчийн атом, нэг хүчилтөрөгчийн атомтай холбоотой байдаг.

Тиймээс бид молекулуудын шинж чанарыг (өөрөөр хэлбэл бодисын шинж чанарыг) судалж эхлэхээсээ өмнө эдгээр молекулууд үүсдэг "барилгын блокуудыг" авч үзэх хэрэгтэй. Атомын бүтцийг ойлгох.

Атом хэрхэн бүтэцтэй байдаг вэ?

Атомууд нь бие биетэйгээ нийлж молекул үүсгэдэг бөөмс юм.

Атом нь өөрөө бүрддэг эерэг цэнэгтэй цөм (+)Тэгээд сөрөг цэнэгтэй электрон бүрхүүл (-). Ерөнхийдөө атом нь цахилгааны хувьд төвийг сахисан байдаг. Өөрөөр хэлбэл, цөмийн цэнэг нь электрон бүрхүүлийн цэнэгтэй үнэмлэхүй утгаараа тэнцүү байна.

Цөм нь дараах хэсгүүдээс үүсдэг.

• Протонууд. Нэг протон нь +1 цэнэгтэй. Түүний масс нь 1 аму (атомын массын нэгж) юм. Эдгээр бөөмс нь цөмд зайлшгүй байх ёстой.

• Нейтрон. Нейтрон нь цэнэггүй (цэнэг = 0). Түүний масс нь 1 аму байна. Цөмд нейтрон байхгүй байж болно. Энэ нь атомын цөмийн чухал бүрэлдэхүүн хэсэг биш юм.

Тиймээс протонууд цөмийн нийт цэнэгийг хариуцдаг. Нэг нейтрон нь +1 цэнэгтэй тул цөмийн цэнэг нь протоны тоотой тэнцүү байна.

Нэрнээс нь харахад электрон бүрхүүл нь электрон гэж нэрлэгддэг бөөмсөөс үүсдэг. Хэрэв бид атомын цөмийг гаригтай харьцуулбал электронууд нь түүний дагуулууд юм. Цөмийг тойрон эргэлддэг (одоогоор тойрог замд, гэхдээ үнэндээ тойрог замд гэж төсөөлье) тэд электрон бүрхүүл үүсгэдэг.

• Электрон- Энэ бол маш жижиг тоосонцор юм. Түүний масс нь маш бага тул 0 гэж авдаг. Гэвч электроны цэнэг -1 байна. Өөрөөр хэлбэл, модуль нь протоны цэнэгтэй тэнцүү боловч тэмдгээр ялгаатай байна. Нэг электрон нь -1 цэнэгтэй байдаг тул электрон бүрхүүлийн нийт цэнэг нь түүний доторх электронуудын тоотой тэнцүү байна.

Нэг чухал үр дагавар нь атом нь ямар ч цэнэггүй бөөмс (цөмийн цэнэг ба электрон бүрхүүлийн цэнэгийн хэмжээ тэнцүү, гэхдээ тэмдгээр эсрэгээрээ), өөрөөр хэлбэл цахилгааны хувьд саармаг байдаг. атом дахь электронуудын тоо протоны тоотой тэнцүү байна.

Өөр өөр химийн элементүүдийн атомууд бие биенээсээ юугаараа ялгаатай вэ?

Өөр өөр химийн элементүүдийн атомууд нь цөмийн цэнэгийн хувьд (өөрөөр хэлбэл протоны тоо, улмаар электронуудын тоо) өөр өөр байдаг.

Элементийн атомын цөмийн цэнэгийг хэрхэн олох вэ? Үүнийг хийх боломжийг Оросын гайхамшигт химич Д.И. Түүний нээлт маш их урагштай байсан. Атомын бүтэц хараахан тодорхойгүй байхад Менделеев хүснэгтийн элементүүдийг цөмийн цэнэгийн өсөлтийн дарааллаар байрлуулжээ.

Өөрөөр хэлбэл, үелэх систем дэх элементийн серийн дугаар нь тухайн элементийн атомын цөмийн цэнэг юм. Жишээлбэл, хүчилтөрөгч нь 8 серийн дугаартай тул хүчилтөрөгчийн атомын цөмийн цэнэг +8 байна. Үүний дагуу протоны тоо 8, электроны тоо 8 байна.

Энэ нь атомын химийн шинж чанарыг электрон бүрхүүлийн электронууд тодорхойлдог боловч дараа нь илүү ихийг хэлнэ.

Одоо массын талаар ярилцъя.

Нэг протон нь нэг нэгж масс, нэг нейтрон нь мөн массын нэг нэгж юм. Тиймээс цөм дэх нейтрон ба протоны нийлбэрийг нэрлэдэг массын тоо. (Бид түүний массыг үл тоомсорлож, тэгтэй тэнцүү гэж үздэг тул электронууд массад ямар ч байдлаар нөлөөлдөггүй).

Атомын массын нэгж (аму) нь атом үүсгэдэг жижиг хэсгүүдийн массыг тодорхойлох тусгай физик хэмжигдэхүүн юм.

Эдгээр гурван атом нь нэг химийн элементийн атомууд - устөрөгч юм. Учир нь тэд ижил цөмийн цэнэгтэй.

Тэд хэрхэн ялгаатай байх вэ? Эдгээр атомууд нь өөр өөр масстай байдаг (нейтроны тоо өөр өөр байдаг). Эхний атомын массын тоо 1, хоёр дахь нь 2, гурав дахь нь 3 байна.

Нейтроны тоогоор (тиймээс массын тоогоор) ялгаатай ижил элементийн атомуудыг нэрлэдэг. изотопууд.

Үзүүлсэн устөрөгчийн изотопууд нь өөрийн гэсэн нэртэй байдаг.

• Эхний изотопыг (массын дугаар 1) протиум гэж нэрлэдэг.
• Хоёр дахь изотопыг (массын дугаар 2) дейтерий гэж нэрлэдэг.
• Гурав дахь изотопыг (3-р масстай) трити гэж нэрлэдэг.

Одоо дараагийн үндэслэлтэй асуулт: яагаад цөм дэх нейтрон ба протоны тоо бүхэл тоо, тэдгээрийн масс нь 1 аму байдаг бол үечилсэн системд атомын масс нь бутархай тоо юм. Хүхрийн хувьд жишээлбэл: 32.066.

Хариулт: Элемент нь хэд хэдэн изотоптой бөгөөд тэдгээр нь бие биенээсээ массын тоогоор ялгаатай байдаг. Тиймээс үелэх систем дэх атомын масс гэдэг нь элементийн бүх изотопын атомын массын байгальд тохиолдсон байдлыг харгалзан үзсэн дундаж утга юм. Тогтмол хүснэгтэд заасан энэ массыг нэрлэдэг харьцангуй атомын масс.

Химийн тооцоололд яг ийм "дундаж атом" -ын үзүүлэлтүүдийг ашигладаг. Атомын массыг хамгийн ойрын бүхэл тоо хүртэл дугуйрсан.

Электрон бүрхүүлийн бүтэц.

Атомын химийн шинж чанар нь түүний электрон бүрхүүлийн бүтцээр тодорхойлогддог. Цөмийн эргэн тойронд электронууд ямар ч байдлаар байрладаггүй. Электронууд нь электрон тойрог замд байрладаг.

Электрон тойрог зам– атомын цөмийн эргэн тойронд электрон олох магадлал хамгийн их байдаг орон зай.

Электрон нь спин гэж нэрлэгддэг нэг квант параметртэй. Хэрэв бид квант механикаас сонгодог тодорхойлолтыг авбал эргүүлэхнь бөөмийн өөрийн гэсэн өнцгийн импульс юм. Хялбаршуулсан хэлбэрээр үүнийг бөөмийн тэнхлэгийг тойрон эргэх чиглэл гэж илэрхийлж болно.

Электрон нь хагас бүхэл спинтэй бөөм бөгөөд электрон нь +½ эсвэл -½ спинтэй байж болно. Уламжлал ёсоор үүнийг цагийн зүүний дагуу болон цагийн зүүний эсрэг эргүүлэх хэлбэрээр илэрхийлж болно.

Нэг электрон орбитал нь эсрэг талын эргэлттэй хоёроос илүүгүй электроныг агуулж болно.

Цахим амьдрах орчны нийтээр хүлээн зөвшөөрөгдсөн тэмдэглэгээ нь нүд эсвэл зураас юм. Электроныг сумаар заана: дээш сум – эерэг эргэлттэй электрон +½, доош сум ↓ – сөрөг спинтэй электрон -½.

Орбитал дахь дангаар нь электрон гэж нэрлэдэг хосгүй. Нэг тойрог замд байрлах хоёр электроныг нэрлэдэг хосолсон.

Цахим орбиталуудыг хэлбэр дүрсээрээ s, p, d, f гэсэн дөрвөн төрөлд хуваадаг. Ижил хэлбэрийн тойрог замууд нь дэд түвшнийг үүсгэдэг. Дэд түвшний тойрог замын тоог сансар огторгуй дахь боломжит байршлын тоогоор тодорхойлно.

1. s-орбитал.

s-орбитал нь бөмбөг хэлбэртэй:

Сансарт s-орбиталыг зөвхөн нэг аргаар байрлуулж болно.

Иймээс s дэд түвшин нь зөвхөн нэг s орбиталаар үүсгэгддэг.

1. p-орбитал.

p-орбитал нь дамббелл хэлбэртэй:

Сансарт p-орбитал нь зөвхөн гурван аргаар байрлаж болно.

Иймд p-дэд түвшин нь гурван p-орбиталаар үүсгэгддэг.

1. d-орбитал.

d-орбитал нь нарийн төвөгтэй хэлбэртэй:

Сансарт d-орбиталыг таван өөр аргаар байрлуулж болно. Иймд d дэд түвшин нь таван d орбиталаар үүсгэгддэг.

1. f-орбитал

F тойрог зам нь бүр илүү төвөгтэй хэлбэртэй байдаг. Сансарт f орбитал нь долоон янзаар байрлаж болно. Тиймээс f дэд түвшин нь долоон f орбиталаар үүсгэгддэг.

Атомын электрон бүрхүүл нь хийсвэр боовтой адил юм. Энэ нь бас давхаргатай. Янз бүрийн давхаргад байрлах электронууд өөр өөр энергитэй байдаг: цөмд ойрхон давхаргад бага энергитэй, цөмөөс хол давхрагад илүү их энергитэй байдаг. Эдгээр давхаргыг энергийн түвшин гэж нэрлэдэг.

Электрон орбиталуудыг дүүргэх.

Эхний эрчим хүчний түвшин нь зөвхөн s-дэд түвшинтэй:

Хоёр дахь энергийн түвшинд s-дэд түвшин байх ба p-дэд түвшин гарч ирнэ.

Гурав дахь энергийн түвшинд s-дэд түвшин, p-дэд түвшин байх ба d-дэд түвшин гарч ирнэ.

Дөрөв дэх энергийн түвшинд зарчмын хувьд f-дэд түвшин нэмэгддэг. Гэхдээ сургуулийн хичээл дээр f-орбиталууд дүүрдэггүй тул бид f-дэд түвшнийг дүрслэх шаардлагагүй:

Элементийн атом дахь энергийн түвшний тоо хугацааны дугаар. Электрон орбиталуудыг дүүргэхдээ дараах зарчмуудыг баримтлах ёстой.

1. Электрон бүр атом дахь энерги нь хамгийн бага байх байрлалыг эзлэхийг оролддог. Энэ нь эхлээд эхний эрчим хүчний түвшинг дүүргэж, дараа нь хоёр дахь гэх мэт.

Цахим томьёог мөн электрон бүрхүүлийн бүтцийг тодорхойлоход ашигладаг. Цахим томьёо нь дэд түвшний электронуудын тархалтыг нэг мөрөнд багтаасан богино дүрслэл юм.

1. Дэд түвшинд электрон бүр эхлээд хоосон тойрог замыг дүүргэдэг. Мөн тус бүр нь + ½ эргүүлэх (дээш сум) байна.

Зөвхөн дэд түвшний орбитал бүр нэг электронтой болсны дараа дараагийн электрон нь хос болно, өөрөөр хэлбэл аль хэдийн электронтой тойрог замыг эзэлнэ.

1. d дэд түвшнийг тусгай аргаар бөглөнө.

Үнэн хэрэгтээ d-дэд түвшний энерги нь NEXT энергийн давхаргын s-дэд түвшний энергиээс өндөр байдаг. Бидний мэдэж байгаагаар электрон нь атом дахь энерги нь хамгийн бага байх байр суурийг эзлэхийг оролддог.

Тиймээс 3p дэд түвшинг бөглөсний дараа эхлээд 4s дэд түвшинг бөглөж, дараа нь 3d дэд түвшинг бөглөнө.

Зөвхөн 3d дэд түвшинг бүрэн дүүргэсний дараа 4p дэд түвшинг дүүргэнэ.

Эрчим хүчний 4-р түвшний хувьд ч мөн адил. 4p дэд түвшинг дүүргэсний дараа 5s дэд түвшинг дараа нь, 4d дэд түвшинг бөглөнө. Үүний дараа ердөө 5p.

1. Мөн d-дэд түвшнийг бөглөхтэй холбоотой өөр нэг зүйл, нэг дүрэм бий.

Дараа нь гэж нэрлэгддэг үзэгдэл тохиолддог бүтэлгүйтэл. Алдаа гарсан тохиолдолд дараагийн энергийн түвшний s-дэд түвшний нэг электрон шууд утгаараа d-электрон руу унана.

Атомын үндсэн ба өдөөгдсөн төлөвүүд.

Одоо бидний электрон тохиргоог хийсэн атомуудыг атом гэж нэрлэдэг үндсэн нөхцөл. Өөрөөр хэлбэл, энэ бол хэвийн, байгалийн, хэрэв та хүсвэл, төлөв байдал юм.

Атом гаднаас энерги хүлээн авах үед өдөөлт үүсч болно.

Сэтгэл хөдлөлХосолсон электроныг хоосон тойрог замд шилжүүлэх, гадаад энергийн түвшинд.

Жишээлбэл, нүүрстөрөгчийн атомын хувьд:

Өдөөлт нь олон атомын шинж чанар юм. Өдөөлт нь атомуудын бие биетэйгээ холбогдох чадварыг тодорхойлдог тул үүнийг санах хэрэгтэй. Санаж байх ёстой гол зүйл бол өдөөлт үүсч болох нөхцөл юм: хосолсон электрон ба гаднах энергийн түвшинд хоосон тойрог зам.

Хэд хэдэн өдөөгдсөн төлөвтэй атомууд байдаг:

Ионы электрон тохиргоо.

Ионууд нь атомууд болон молекулууд электрон авах эсвэл алдах замаар хувирдаг бөөмс юм. Эдгээр бөөмс нь электрон "дутсан" эсвэл илүүдэлтэй байдаг тул цэнэгтэй байдаг. Эерэг цэнэгтэй ионуудыг нэрлэдэг катионууд, сөрөг - анионууд.

Хлорын атом (цэнэггүй) электрон авдаг. Электрон нь 1- (нэг хасах) цэнэгтэй бөгөөд үүний дагуу илүүдэл сөрөг цэнэгтэй бөөмс үүсдэг. Хлор анион:

Cl 0 + 1e → Cl –

Лити атом (мөн цэнэггүй) электроноо алддаг. Электрон нь 1+ (нэг нэмэх) цэнэгтэй, сөрөг цэнэгийн дутагдалтай бөөмс үүсдэг, өөрөөр хэлбэл эерэг цэнэгтэй байдаг. Лити катион:

Li 0 – 1e → Li +

Ион болгон хувиргаснаар атомууд ийм тохиргоог олж авдаг бөгөөд ингэснээр гаднах энергийн түвшин "сайхан" болж, өөрөөр хэлбэл бүрэн дүүрдэг. Энэ тохиргоо нь термодинамикийн хувьд хамгийн тогтвортой байдаг тул атомууд ион болж хувирах шалтгаан бий.

Тиймээс дараагийн догол мөрөнд дурдсанчлан VIII-A бүлгийн элементүүдийн атомууд (үндсэн дэд бүлгийн найм дахь бүлэг) нь химийн идэвхгүй үнэт хий юм. Тэдний үндсэн төлөв нь дараах бүтэцтэй: гаднах энергийн түвшин бүрэн дүүрэн байдаг. Бусад атомууд эдгээр хамгийн сайн хийн тохиргоог олж авахыг хичээдэг тул ион болон хувирч, химийн холбоо үүсгэдэг.

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 дүүрч байгаагаас 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

"Атом" гэсэн ойлголт нь эртний Грекийн үеэс хүн төрөлхтөнд танил болсон. Эртний философичдын хэлснээр атом бол бодисын нэг хэсэг болох хамгийн жижиг бөөмс юм.

Атомын электрон бүтэц

Атом нь протон ба нейтрон агуулсан эерэг цэнэгтэй цөмөөс бүрдэнэ. Электронууд цөмийн эргэн тойронд тойрог замд хөдөлдөг бөгөөд тус бүр нь үндсэн (n), тойрог зам (l), соронзон (мл) ба спин (ms эсвэл s) гэсэн дөрвөн квант тоогоор тодорхойлогддог.

Үндсэн квант тоо нь электроны энерги болон электрон үүлний хэмжээг тодорхойлдог. Электроны энерги нь электроны цөмөөс зайнаас ихээхэн хамаардаг: электрон цөмд ойртох тусам түүний энерги бага байдаг. Өөрөөр хэлбэл, үндсэн квант тоо нь тодорхой энергийн түвшинд (квант давхарга) электроны байршлыг тодорхойлдог. Үндсэн квант тоо нь 1-ээс хязгааргүй хүртэлх бүхэл тоонуудын утгуудыг агуулна.

Орбитын квант тоо нь электрон үүлний хэлбэрийг тодорхойлдог. Электрон үүлний янз бүрийн хэлбэр нь нэг энергийн түвшинд электронуудын энергийг өөрчлөхөд хүргэдэг, жишээлбэл. эрчим хүчний дэд түвшинд хуваах. Орбитын квант тоо нь тэгээс (n-1) хооронд хэлбэлзэж, нийт n утгатай байж болно. Эрчим хүчний дэд түвшинг дараах үсгээр тэмдэглэв.

Соронзон квант тоо нь сансар огторгуй дахь тойрог замын чиглэлийг харуулдаг. Энэ нь тэгийг оруулаад (+l)-ээс (-l) хүртэлх бүхэл тоон утгыг хүлээн авна. Соронзон квант тооны боломжит утгуудын тоо (2л+1) байна.

Атомын цөмийн талбарт хөдөлж буй электрон нь тойрог замын өнцгийн импульсээс гадна өөрийн тэнхлэгийн эргэн тойронд ээрэх хэлбэртэй эргэлтийг тодорхойлдог өөрийн өнцгийн импульстэй байдаг. Электроны энэ шинж чанарыг спин гэж нэрлэдэг. Спингийн хэмжээ ба чиг баримжаа нь (+1/2) ба (-1/2) утгыг авч болох спин квант тоогоор тодорхойлогддог. Эерэг ба сөрөг эргэх утгууд нь түүний чиглэлтэй холбоотой байдаг.

Дээр дурдсан бүхэн мэдэгдэж, туршилтаар батлагдахаас өмнө атомын бүтцийн хэд хэдэн загвар байсан. Атомын бүтцийн анхны загваруудын нэгийг Э.Рутерфорд санал болгосон бөгөөд альфа бөөмсийг тараах туршилтаар атомын бараг бүх масс маш бага эзэлхүүн буюу эерэг цэнэгтэй цөмд төвлөрдөг болохыг харуулсан. . Түүний загварын дагуу электронууд цөмийн эргэн тойронд хангалттай хол зайд хөдөлдөг бөгөөд тэдгээрийн тоо нь атомыг бүхэлд нь цахилгаанаар саармагжуулдаг.

Резерфордын атомын бүтцийн загварыг Н.Бор боловсруулсан бөгөөд тэрээр судалгаандаа мөн Эйнштейний гэрлийн квантуудын тухай сургаал, цацрагийн Планкийн квант онолыг хослуулсан байдаг. Луис де Бройль, Шредингер нар эхлүүлсэн ажлаа дуусгаж, химийн элементийн атомын бүтцийн орчин үеийн загварыг дэлхийд танилцуулсан.

Асуудлыг шийдвэрлэх жишээ

ЖИШЭЭ 1

ЖИШЭЭ 2