Дэлхий дээрх бүх зүйл атомаас бүрддэг. Гэхдээ тэд хаанаас ирсэн бэ, тэд юугаар хийгдсэн бэ? Өнөөдөр бид эдгээр энгийн бөгөөд үндсэн асуултуудад хариулна. Эцсийн эцэст, дэлхий дээр амьдарч буй олон хүмүүс өөрсдөө бүрддэг атомын бүтцийг ойлгодоггүй гэж хэлдэг.
Мэдээжийн хэрэг, эрхэм уншигч энэ нийтлэлд бид бүх зүйлийг хамгийн энгийн бөгөөд сонирхолтой түвшинд харуулахыг хичээж байгаа тул "ачаалахгүй" гэдгийг ойлгож байна. шинжлэх ухааны нэр томъёо. Асуудлыг илүү нарийвчлан судлахыг хүссэн хүмүүст зориулав мэргэжлийн түвшин, бид тусгай ном зохиол уншихыг зөвлөж байна. Гэсэн хэдий ч энэ нийтлэл дэх мэдээлэл нь таны хичээлд сайнаар нөлөөлж, таныг илүү мэдлэгтэй болгож чадна.
Атом нь микроскопийн хэмжээ, масстай бодисын бөөмс юм. хамгийн жижиг хэсэг химийн элемент, энэ нь түүний шинж чанарыг тээгч юм. Өөрөөр хэлбэл, энэ нь химийн урвалд орох боломжтой бодисын хамгийн жижиг хэсэг юм.
Нээлтийн түүх ба бүтэц
Атомын тухай ойлголтыг эртний Грекд мэддэг байсан. Атомизм - физик онол, энэ нь бүх материаллаг объектууд хуваагдашгүй хэсгүүдээс бүрддэг гэж заасан. Эртний Гректэй зэрэгцэн атомизмын санаа эртний Энэтхэгт зэрэгцэн хөгжиж байв.
Харь гарагийнхан атомын тухай тухайн үеийн философичдод хэлж байсан уу, эсвэл өөрсдөө бодож олдог уу гэдэг нь тодорхойгүй ч химичүүд энэ онолыг нэлээд хожуу буюу XVII зуунд л Европ тивийн гүнээс гарч ирэхэд туршилтаар баталж чадсан юм. Инквизиция ба Дундад зууны үе.
Удаан хугацааны туршид атомын бүтцийн талаархи зонхилох санаа нь түүнийг хуваагдашгүй бөөмс гэсэн санаа байв. Атомыг хувааж болно гэдэг нь 20-р зууны эхээр л тодорхой болсон. Рутерфорд альфа бөөмсийн хазайлттай хийсэн алдартай туршилтынхаа ачаар атом нь электронууд эргэдэг цөмөөс бүрддэг болохыг олж мэдсэн. Хүлээн авсан гаригийн загваратом, үүний дагуу электронууд манай гараг шиг цөмийг тойрон эргэдэг нарны системодны эргэн тойронд.
Атомын бүтцийн талаархи орчин үеийн санаанууд маш их хөгжсөн. Атомын цөм нь эргээд бүрддэг субатомын тоосонцор, эсвэл нуклонууд - протон ба нейтрон. Энэ нь атомын дийлэнх хэсгийг бүрдүүлдэг нуклонууд юм. Түүгээр ч барахгүй протон ба нейтронууд бас тийм биш юм хуваагдашгүй хэсгүүд, мөн үндсэн бөөмс - кваркуудаас бүрддэг.
Атомын цөм эерэг байдаг цахилгаан цэнэг, тойрог замд эргэлдэж буй электронууд сөрөг байна. Тиймээс атом нь цахилгааны хувьд төвийг сахисан байдаг.
Доор бид нүүрстөрөгчийн атомын бүтцийн үндсэн диаграммыг өгөв.
Атомын шинж чанарууд
Жин
Атомын массыг ихэвчлэн атомын массын нэгжээр хэмждэг - a.m.u. Атомын нэгжмасс гэдэг нь үндсэн төлөвт байгаа нүүрстөрөгчийн атомын 1/12-ийн масс юм.
Химийн шинжлэх ухаанд энэ ойлголтыг атомын массыг хэмжихэд ашигладаг "эрвээхэй". 1 моль нь атомын тоог агуулсан бодисын хэмжээ юм тоотой тэнцүү байнаАвогадро.
Хэмжээ
Атомын хэмжээ маш жижиг. Тиймээс хамгийн жижиг атом бол гелий атом бөгөөд түүний радиус нь 32 пикометр юм. Хамгийн том атом бол цезийн атом бөгөөд 225 пикометрийн радиустай. Пико угтвар нь араваас арван хоёр дахь хүчийг хасах гэсэн утгатай! Өөрөөр хэлбэл, бид 32 метрийг мянган тэрбум дахин багасгавал гелийн атомын радиусын хэмжээтэй тэнцэнэ.
Үүний зэрэгцээ, юмсын цар хүрээ нь үнэндээ атом 99% хоосон байна. Цөм ба электронууд түүний эзлэхүүний маш бага хэсгийг эзэлдэг. Тодорхой болгохын тулд энэ жишээг авч үзье. Хэрэв та атомыг Бээжингийн Олимпийн цэнгэлдэх хүрээлэнгийн хэлбэрээр төсөөлвөл (эсвэл Бээжинд биш, зүгээр л том цэнгэлдэх хүрээлэнг төсөөлөөд үз дээ) энэ атомын цөм нь талбайн төвд байрлах интоор байх болно. Электрон тойрог зам нь дээд тавцангийн түвшинд байх бөгөөд интоор нь 30 сая тонн жинтэй байх болно. Гайхалтай, тийм үү?
Атомууд хаанаас гардаг вэ?
Та бүхний мэдэж байгаагаар одоо янз бүрийн атомуудүечилсэн системд бүлэглэсэн. Үүнд 118 байгаа (мөн урьдчилан таамагласан хүмүүстэй бол, гэхдээ хараахан болоогүй байна нээлттэй элементүүд- 126) изотопуудыг тооцохгүй элементүүд. Гэхдээ энэ нь үргэлж тийм байсангүй.
Орчлон ертөнц үүсэх хамгийн эхэнд атомууд байгаагүй, тэр ч байтугай зөвхөн байдаг энгийн бөөмс, асар их температурын нөлөөн дор бие биетэйгээ харилцан үйлчилдэг. Яруу найрагчийн хэлснээр энэ бол бөөмсийн жинхэнэ апотеоз байсан юм. Орчлон ертөнц оршин тогтнох эхний гурван минутад температур буурч, бүхэл бүтэн хүчин зүйлүүд давхцсанаас болж анхдагч нуклеосинтезийн үйл явц эхэлж, анхдагч элементүүд нь устөрөгч, гели, лити, үндсэн хэсгүүдээс гарч ирэв. дейтерий (хүнд устөрөгч). Чухамхүү эдгээр элементүүдээс анхны одод үүссэн бөгөөд тэдгээрийн гүнд одууд үүссэн термоядролын урвалуудҮүний үр дүнд устөрөгч ба гели "шатаж" илүү ихийг үүсгэдэг хүнд элементүүд. Хэрэв од хангалттай том байсан бол энэ нь суперновагийн дэлбэрэлтээр амьдралаа дуусгасан бөгөөд үүний үр дүнд атомууд хүрээлэн буй орон зайд хаягджээ. Үелэх систем бүхэлдээ ийм болсон.
Тэгэхээр бидний бүтсэн бүх атомууд эртний оддын нэг хэсэг байсан гэж хэлж болно.
Атомын цөм яагаад задардаггүй вэ?
Физикт дөрвөн төрөл байдаг үндсэн харилцан үйлчлэлбөөмс ба тэдгээрийн бүрдүүлдэг биетүүдийн хооронд. Эдгээр нь хүчтэй, сул, цахилгаан соронзон, таталцлын харилцан үйлчлэл юм.
Баярлалаа хүчтэй харилцан үйлчлэл, энэ нь масштабаар илэрдэг атомын цөмүүднуклонуудын хоорондох таталцлыг хариуцдаг атом нь "хагарах хатуу самар" юм.
Атомын цөм хуваагдахад асар их энерги ялгардаг гэдгийг хүмүүс саяхан ойлгосон. Хүнд атомын цөмүүдийн хуваагдал нь энергийн эх үүсвэр болдог цөмийн реакторуудмөн цөмийн зэвсэг.
Найзууд аа, та бүхэнд атомын бүтэц, бүтцийн үндсийг танилцуулсны дараа бид танд ямар ч үед туслахад бэлэн гэдгээ сануулж байна. Энэ нь хамаагүй, та дипломоо бөглөх хэрэгтэй цөмийн физик, эсвэл хамгийн бага хяналт - нөхцөл байдал өөр өөр байдаг ч ямар ч нөхцөл байдлаас гарах арга зам байдаг. Орчлон ертөнцийн цар хүрээний талаар бодож, Заочникээс ажил захиалж, санаа зовох шалтгаан байхгүй.
"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 дөрвөн багцаар тодорхойлогддог квант тоо: үндсэн (n), тойрог зам (l), соронзон (м л) ба эргэлт (ms эсвэл s).
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 ямар ч бүхэл тоог хүлээн авдаг тоон утга(+л)-аас (-l) хүртэл, тэгийг оруулаад. Тоо боломжит утгуудсоронзон квант тоо (2л+1)-тэй тэнцүү байна.
Атомын цөмийн талбарт хөдөлж буй электрон нь тойрог замын өнцгийн импульсээс гадна өөрийн өнцгийн импульстэй байдаг бөгөөд энэ нь түүний эргэн тойрон дахь булны хэлбэртэй эргэлтийг тодорхойлдог. өөрийн тэнхлэг. 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 утгууднуруу 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 загвараар бол голын эргэн тойронд хангалттай зай бий хол зайэлектронууд хөдөлж, тэдгээрийн тоо нь атомыг бүхэлд нь цахилгаанаар саармагжуулдаг.
Резерфордын атомын бүтцийн загварыг Н.Бор боловсруулсан бөгөөд тэрээр судалгаандаа Эйнштейний гэрлийн квант ба квант онолПланкийн цацраг. Эхэлсэн ажлаа дуусгаж, дэлхийд танилцууллаа орчин үеийн загвархимийн элементийн атомын бүтэц Луис де Бройль ба Шредингер.
Асуудлыг шийдвэрлэх жишээ
ЖИШЭЭ 1
| Дасгал хийх | Азот (атомын дугаар 14), цахиур (атомын дугаар 28), барийн (атомын дугаар 137) цөмд агуулагдах протон, нейтроны тоог жагсаа. |
| Шийдэл | Химийн элементийн атомын цөм дэх протоны тоог түүний тоогоор тодорхойлно серийн дугаарҮелэх систем дэх ба нейтроны тоо нь массын тоо (M) ба цөмийн цэнэгийн (Z) хоорондын зөрүү юм. Азотын: n(N)= M -Z = 14-7 = 7. Цахиур: n(Si)= M -Z = 28-14 = 14. Бари: n (Ba)= M -Z = 137-56 = 81. |
| Хариулах | Азотын цөм дэх протоны тоо 7, нейтрон - 7; цахиурын атомын цөмд 14 протон, 14 нейтрон байдаг; Барийн атомын цөмд 56 протон, 81 нейтрон байдаг. |
ЖИШЭЭ 2
| Дасгал хийх | Эрчим хүчний дэд түвшнийг электроноор дүүргэх дарааллаар нь байрлуул. a) 3p, 3d, 4s, 4p; б) 4г , 5s, 5p, 6s; в) 4f , 5сек , 6r; 4d , 6с; d) 5d, 6s, 6p, 7s, 4f . |
|
| Шийдэл | Эрчим хүчний дэд түвшнийг Клечковскийн дүрмийн дагуу электроноор дүүргэдэг. Урьдчилсан нөхцөл хамгийн бага утгаүндсэн ба тойрог замын квант тоонуудын нийлбэр. s-дэд түвшин нь 0, p - 1, d - 2 ба f-3 тоогоор тодорхойлогддог. Хоёрдахь нөхцөл бол дэд түвшин нь хамгийн бага утгаүндсэн квант тоо. | |
| Хариулах | a) Орбитал 3p, 3d, 4s, 4p нь 4, 5, 4, 5 тоотой тохирч байна. Иймд электронуудаар дүүргэх нь дараах дарааллаар явагдана: 3p, 4s, 3d, 4p. б) 4d орбиталууд , 5s, 5p, 6s нь 7, 5, 6, 6 тоонуудтай тохирно. Тиймээс электронуудаар дүүргэх нь дараах дарааллаар явагдана: 5s, 5p, 6s, 4d. c) Орбиталууд 4f , 5сек , 6r; 4d , 6s нь 7, 5, 76, 6 гэсэн тоонуудтай тохирч байх болно. Тиймээс электроноор дүүргэх нь дараах дарааллаар явагдана: 5s, 4d. , 6s, 4f, 6r. d) Орбитал 5d, 6s, 6p, 7s, 4f нь 7, 6, 7, 7, 7 тоонуудтай тохирно. Үүний үр дүнд электронуудаар дүүргэх нь дараах дарааллаар явагдана: 6s, 4f, 5d, 6p, 7s. |
Атом - хамгийн жижиг бөөмсбодис, хуваагдашгүй химийн хувьд. 20-р зуунд үүнийг олж мэдсэн нарийн төвөгтэй бүтэцатом. Атомууд нь эерэг цэнэгүүдээс бүрддэг цөммөн сөрөг цэнэгтэй электронуудаас үүссэн бүрхүүл. Чөлөөт атомын нийт цэнэг тэгтэй тэнцүү, цөмийн цэнэгээс хойш болон электрон бүрхүүлбие биенээ тэнцвэржүүлэх. Энэ тохиолдолд цөмийн цэнэгийн хэмжээ нь доторх элементийн тоотой тэнцүү байна тогтмол хүснэгт (атомын дугаар ) ба тэнцүү нийт тооэлектрон (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 нь 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 тусам илүү тогтвортой байдаг (том уулын орой дээрх чулууны тогтвортой байдал багатай харьцуул. боломжит эрчим хүч, мөн ижил чулуун тэгш тал дээрх тогтвортой байрлал, түүний энерги нь хамаагүй бага байх үед) эхлээд бага электрон энергитэй түвшингүүд, дараа нь зөвхөн өндөрүүдийг дүүргэдэг.
Түвшинд багтах электроны хамгийн их тоог дараах томъёогоор тооцоолж болно.
N = 2n 2, энд N - хамгийн их тоотүвшинд электронууд
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 бүлгийн 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.
- Электроны нийт тоо 11 тул эхний түвшин дүүрсэн бөгөөд 2 e − ;
- Гурав дахь гадаад түвшин нь 1 e - (I бүлэг) -ийг агуулна.
- 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. нэгдлүүд, нэр томъёог санал болгох атомын бөөмс" Эдгээр нэр томъёоны хувь заяа юу болохыг цаг хугацаа харуулах болно. Бидний үзэж байгаагаар атом нь бөөмс гэж тооцогддог тул "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:
- Бид урвалын тэгшитгэлийг бичнэ: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
- Бид олдог молийн масс давсны хүчил: M (HCl) = 1 + 35.5 = 36.5 (г/моль)
(элемент бүрийн молийн масс, тоон хувьд харьцангуйтай тэнцүү). атомын масс, 35.5 гэж авсан хлорыг эс тооцвол элементийн тэмдгийн доор үечилсэн хүснэгтээс харж, бүхэл тоогоор дугуйлна уу) - Давсны хүчлийн хэмжээг ол: n (HCl) = м / M = 146 г / 36,5 г/моль = 4 моль
- 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 - Пропорцийг хийцгээе:
4 моль - xмэнгэ
2 моль - 1 моль
(эсвэл тайлбартай:
4 моль давсны хүчлээс та авна xустөрөгчийн моль,
ба 2 мэнгэээс - 1 мэнгэ) - Бид олдог х:
x= 4 моль 1 моль / 2 моль = 2 моль
Хариулт: 2 моль.
Химийн бодис бол бидний эргэн тойрон дахь ертөнцөөс бүрддэг зүйл юм.
Химийн бодис бүрийн шинж чанарыг хоёр төрөлд хуваадаг: бусад бодис үүсгэх чадварыг тодорхойлдог химийн болон объектив байдлаар ажиглагддаг физикийн шинж чанартай бөгөөд тэдгээрийг тусад нь авч үзэх боломжтой. химийн хувиргалт. Жишээлбэл, бодисын физик шинж чанар нь түүний нэгтгэх байдал(хатуу, шингэн эсвэл хий), дулаан дамжуулалт, дулаан багтаамж, уусах чадвар өөр өөр орчин(ус, спирт гэх мэт), нягтрал, өнгө, амт гэх мэт.
Зарим хүмүүсийн өөрчлөлтүүд химийн бодисуудбусад бодисуудад химийн үзэгдэл буюу химийн урвал гэж нэрлэдэг. Зарим өөрчлөлтүүд илт дагалддаг физик үзэгдлүүд бас байдаг гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. физик шинж чанарбусад бодис болгон хувиргахгүйгээр бодисууд. TO физик үзэгдлүүджишээлбэл, мөс хайлах, ус хөлдөх, уурших гэх мэт.
Үйл явцын явцад юу болдог талаар химийн үзэгдэл, бид ажигласнаар дүгнэж болно онцлог шинж чанарууд химийн урвалөнгөний өөрчлөлт, тунадасжилт, хийн хувьсал, дулаан ба/эсвэл гэрэл гэх мэт.
Жишээлбэл, химийн урвал явагдах тухай дүгнэлтийг дараахь байдлаар хийж болно.
Өдөр тутмын амьдралд масштаб гэж нэрлэгддэг усыг буцалгах үед тунадас үүсэх;
Гал шатаах үед дулаан, гэрэл ялгарах;
Агаар дахь шинэхэн алимны зүслэгийн өнгө өөрчлөгдөх;
Зуурмагийг исгэх явцад хийн бөмбөлөг үүсэх гэх мэт.
Химийн урвалын явцад бараг өөрчлөгддөггүй, зөвхөн өөр хоорондоо шинэ байдлаар холбогддог бодисын хамгийн жижиг хэсгүүдийг атом гэж нэрлэдэг.
Ийм материйн нэгжүүд оршин тогтнох тухай санаа эргээд гарч ирсэн эртний Грекоюун ухаанд эртний философичид, энэ нь "атом" гэсэн нэр томъёоны гарал үүслийг тайлбарладаг, учир нь "атомос" нь грек хэлнээс шууд орчуулбал "хуваагдах боломжгүй" гэсэн утгатай.
Гэсэн хэдий ч, эртний Грекийн философичдын санаанаас ялгаатай нь атомууд нь материйн үнэмлэхүй хамгийн бага хэмжээ биш юм. өөрсдөө нарийн төвөгтэй бүтэцтэй.
Атом бүр нь субатомын тоосонцор гэж нэрлэгддэг протон, нейтрон, электронуудаас бүрддэг бөгөөд тэдгээрийг p +, n o, e - тэмдгээр тэмдэглэдэг. Ашигласан тэмдэглэгээний дээд тэмдэг нь протон нэгжтэй болохыг харуулж байна эерэг цэнэг, электрон - ганц сөрөг цэнэг, гэхдээ нейтрон цэнэггүй.
Атомын чанарын бүтцийн хувьд атом бүрт бүх протон ба нейтрон нь цөм гэж нэрлэгддэг цөмд төвлөрч, түүний эргэн тойронд электронууд электрон бүрхүүл үүсгэдэг.
Протон ба нейтрон нь бараг ижил масстай, өөрөөр хэлбэл. m p ≈ m n, электроны масс нь тус бүрийн массаас бараг 2000 дахин бага, өөрөөр хэлбэл. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.
Учир нь үндсэн өмчатомын цахилгаан саармаг байдал ба нэг электроны цэнэг юм цэнэгтэй тэнцүүнэг протон, үүнээс бид аливаа атом дахь электронуудын тоо протоны тоотой тэнцүү байна гэж дүгнэж болно.
Жишээлбэл, доорх хүснэгтэд атомын боломжит найрлагыг харуулав.
Атомын төрөл тэнцүү цэнэгцөм, өөрөөр хэлбэл. -тай ижил тооТэдний цөм дэх протоныг химийн элемент гэж нэрлэдэг. Ингээд дээрх хүснэгтээс атом1 ба атом2 нь нэг химийн элементэд, атом3 ба атом4 нь өөр химийн элементэд харьяалагддаг гэж дүгнэж болно.
Химийн элемент бүр өөрийн гэсэн нэр, бие даасан тэмдэгтэй байдаг бөгөөд үүнийг тодорхой аргаар уншдаг. Жишээлбэл, атомууд нь цөмд зөвхөн нэг протон агуулдаг хамгийн энгийн химийн элементийг "устөрөгч" гэж нэрлэдэг бөгөөд үүнийг "үнс" гэж уншдаг "H" тэмдгээр, химийн элементийг "үнс" гэж нэрлэдэг. +7 цөмийн цэнэг (өөрөөр хэлбэл 7 протон агуулсан) - "азот" нь "en" гэж уншдаг "N" тэмдэгтэй.
Дээрх хүснэгтээс харахад нэг химийн элементийн атомууд цөм дэх нейтроны тоогоор ялгаатай байж болно.
Атомууд нь ижил химийн элементэд хамаарах боловч байдаг өөр өөр тоо хэмжээнейтрон ба үүний үр дүнд массыг изотоп гэж нэрлэдэг.
Жишээлбэл, устөрөгчийн химийн элемент нь гурван изотоптой - 1 H, 2 H, 3 H. H тэмдгийн дээрх 1, 2, 3 индексүүд нь нейтрон ба протоны нийт тоог илэрхийлдэг. Тэдгээр. Устөрөгч нь түүний атомын цөмд нэг протон байдгаараа онцлог шинж чанартай химийн элемент гэдгийг мэдэж байгаа тул 1 H изотопт нейтрон огт байдаггүй (1-1 = 0) гэж дүгнэж болно. 2 H изотоп - 1 нейтрон (2-1 = 1), 3 H изотопод - хоёр нейтрон (3-1 = 2). Өмнө дурьдсанчлан нейтрон ба протон нь ижил масстай бөгөөд электроны масс нь тэдэнтэй харьцуулахад өчүүхэн бага байдаг тул 2 H изотоп нь 1 H изотопоос бараг хоёр дахин хүнд, 3 нь H изотоп нь бүр гурав дахин хүнд байдаг. Устөрөгчийн изотопын массад ийм их хэмжээний тархалт үүссэн тул 2 H ба 3 H изотопуудад тусдаа нэр, тэмдэг өгсөн байсан бөгөөд энэ нь бусад химийн элементийн хувьд ердийн зүйл биш юм. 2Н изотопыг дейтерий гэж нэрлээд D тэмдэг, 3Н изотопыг тритий гэж нэрлээд T тэмдэгт өгсөн.
Хэрэв бид протон ба нейтроны массыг нэг болгон авч, электроны массыг үл тоомсорловол атом дахь протон ба нейтроны нийт тооноос гадна зүүн дээд индексийг түүний масс гэж үзэж болно. Иймээс энэ индексийг массын тоо гэж нэрлэдэг бөгөөд А тэмдгээр тэмдэглэгдсэн байдаг. Аливаа протоны цөмийн цэнэг атомтай тохирч, протон бүрийн цэнэгийг ердийн байдлаар +1-тэй тэнцүү гэж үздэг цөмийг цэнэгийн тоо (Z) гэж нэрлэдэг. Атом дахь нейтроны тоог N гэж тэмдэглэснээр массын тоо, цэнэгийн тоо, нейтроны тооны хоорондын хамаарлыг математикийн хувьд дараах байдлаар илэрхийлж болно.
дагуу орчин үеийн санаанууд, электрон нь давхар (бөөмийн долгион) шинж чанартай байдаг. Энэ нь бөөмс ба долгионы шинж чанартай байдаг. Бөөмийн нэгэн адил электрон нь масс ба цэнэгтэй боловч долгион шиг электронуудын урсгал нь дифракцийн чадвараараа тодорхойлогддог.
Атом дахь электроны төлөвийг тодорхойлохын тулд дүрслэлийг ашигладаг квант механик, үүний дагуу электрон нь тодорхой замналгүй бөгөөд сансар огторгуйн аль ч цэгт байрлаж болно, гэхдээ өөр өөр магадлалтай.
Цөмийг тойрсон орон зайн электрон хамгийн их байх магадлалтай бүсийг атомын орбитал гэж нэрлэдэг.
Атомын тойрог замд байж болно янз бүрийн хэлбэрүүд, хэмжээ, чиг баримжаа. Атомын орбиталыг мөн электрон үүл гэж нэрлэдэг.
Графикийн хувьд нэг атомын орбиталыг ихэвчлэн дөрвөлжин нүдээр тэмдэглэдэг.
Квант механик нь маш нарийн төвөгтэй математик аппараттай байдаг тул энэ хүрээнд сургуулийн курсхими, зөвхөн квант механик онолын үр дагаврыг авч үздэг.
Эдгээр үр дагаврын дагуу аливаа атомын орбитал ба түүнд байрлах электрон нь 4 квант тоогоор бүрэн тодорхойлогддог.
- Үндсэн квант тоо - n - тодорхойлно нийт эрчим хүчөгөгдсөн тойрог замд электрон. Үндсэн квант тооны утгын хүрээ - бүгд бүхэл тоо, өөрөөр хэлбэл n = 1,2,3,4, 5 гэх мэт.
- Орбитын квант тоо - l - атомын тойрог замын хэлбэрийг тодорхойлдог бөгөөд 0-ээс n-1 хүртэлх бүхэл тоон утгыг авч болно, энд n нь үндсэн квант тоо юм.
l = 0-тэй орбиталуудыг нэрлэдэг с- тойрог замууд. s-Орбиталууд нь бөмбөрцөг хэлбэртэй бөгөөд орон зайд чиглэлгүй байдаг.
l = 1-тэй орбиталуудыг нэрлэдэг х- тойрог замууд. Эдгээр тойрог замууд нь гурван хэмжээст найман дүрс хэлбэртэй, өөрөөр хэлбэл. Найман дүрсийг тэгш хэмийн тэнхлэгийн эргэн тойронд эргүүлснээр олж авсан хэлбэр бөгөөд гадна талаасаа дамббеллтэй төстэй.
l = 2-тэй орбиталуудыг дуудна г- тойрог замууд, мөн l = 3-тай - е- тойрог замууд. Тэдний бүтэц нь илүү төвөгтэй байдаг.
3) Соронзон квант тоо – m l – тодорхой атомын тойрог замын орон зайн чиг баримжааг тодорхойлж, тойрог замын өнцгийн импульсийн проекцийг чиглэл рүү илэрхийлнэ. соронзон орон. Соронзон квант тоо m l нь гадаад соронзон орны хүч чадлын векторын чиглэлтэй харьцуулахад тойрог замын чиглэлтэй тохирч, -l-ээс +l хүртэлх бүхэл тоон утгыг авч болно, үүнд 0 орно. нийтболомжит утгууд (2л+1). Жишээлбэл, l = 0 m l = 0 (нэг утга), l = 1 м l = -1, 0, +1 (гурван утга), l = 2 м l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (соронзон квант тооны таван утга) гэх мэт.
Тиймээс, жишээлбэл, p-орбиталууд, i.e. Орбитын квант тоо l = 1, "гурван хэмжээст найман дүрс" хэлбэртэй орбиталууд нь соронзон квант тооны гурван утгатай (-1, 0, +1) тохирдог бөгөөд энэ нь эргээд гурван чиглэлд тохирдог. орон зайд бие биедээ перпендикуляр.
4) Спин квант тоо (эсвэл зүгээр л спин) - m s - утгыг авч болох атом дахь электроны эргэлтийн чиглэлийг хариуцдаг гэж үзэж болно; Янз бүрийн эргэлттэй электронуудыг дотогшоо чиглэсэн босоо сумаар заана өөр өөр талууд: ↓ ба .
Ижил үндсэн квант тоотой атомын бүх орбиталуудын багцыг энергийн түвшин буюу электрон бүрхүүл. Аливаа дур зоргоороо эрчим хүчний түвшинзарим тоотой n нь n 2 орбиталаас бүрдэнэ.
Олон тооны тойрог замтай ижил утгуудүндсэн квант тоо ба тойрог замын квант тоо нь энергийн дэд түвшинг илэрхийлдэг.
Үндсэн квант тоо n-д тохирох энергийн түвшин бүр n дэд түвшнийг агуулна. Эргээд тойрог замын квант тоо l бүхий энергийн дэд түвшин бүр нь (2l+1) орбиталуудаас бүрдэнэ. Ийнхүү s дэд түвшин нь нэг s орбиталаас, p дэд түвшин нь гурван p орбиталаас, d дэд түвшин нь таван d орбиталаас, f дэд түвшин нь долоон f орбиталаас бүрдэнэ. Өмнө дурьдсанчлан нэг атомын тойрог зам нь ихэвчлэн нэгээр тодорхойлогддог дөрвөлжин нүд, дараа нь s-, p-, d- болон f-дэд түвшнийг дараах байдлаар графикаар дүрсэлж болно.
Орбитал бүр нь n, l, m l гэсэн гурван квант тооноос бүрдэх бие даасан нарийн тодорхойлогдсон багцтай тохирч байна.
Орбиталуудын хоорондох электронуудын тархалтыг электрон тохиргоо гэж нэрлэдэг.
Бөглөх атомын орбиталуудэлектронууд гурван нөхцлийн дагуу үүсдэг:
- Хамгийн бага эрчим хүчний зарчим: Электронууд хамгийн бага энергийн дэд түвшнээс эхлэн орбиталуудыг дүүргэдэг. Дэд түвшний энергийн өсөлтийн дараалал нь дараах байдалтай байна: 1с<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Цахим дэд түвшинг бөглөх энэ дарааллыг санахад хялбар болгохын тулд дараах график дүрслэл нь маш тохиромжтой.
- Паули зарчим: Орбитал бүр хоёроос илүүгүй электрон агуулж болно.
Хэрэв тойрог замд нэг электрон байвал түүнийг хосгүй, хоёр байвал электрон хос гэнэ.
- Хундын дүрэм: атомын хамгийн тогтвортой төлөв нь нэг дэд түвшинд атом нь хамгийн их хосгүй электронтой байх төлөв юм. Атомын энэ хамгийн тогтвортой төлөвийг үндсэн төлөв гэж нэрлэдэг.
Үнэн хэрэгтээ дээрх нь жишээлбэл, p-дэд түвшний гурван тойрог замд 1, 2, 3, 4-р электронуудыг байрлуулах ажлыг дараах байдлаар гүйцэтгэнэ гэсэн үг юм.
Цэнэгийн тоо 1-тэй устөрөгчөөс атомын орбиталуудыг 36 цэнэгийн дугаартай криптон (Kr) хүртэл дүүргэх ажлыг дараах байдлаар гүйцэтгэнэ.
Атомын орбиталуудыг дүүргэх дарааллын ийм дүрслэлийг энергийн диаграм гэж нэрлэдэг. Бие даасан элементүүдийн цахим диаграмм дээр үндэслэн тэдгээрийн электрон томьёо (тохиргоо) гэж нэрлэгддэг зүйлийг бичих боломжтой. Жишээлбэл, 15 протонтой элемент ба үүний үр дүнд 15 электрон, өөрөөр хэлбэл. фосфор (P) нь дараах энергийн диаграммтай байна.
Цахим томьёо болгон хувиргахад фосфорын атом дараах хэлбэртэй болно.
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Дэд түвшний тэмдгийн зүүн талд байгаа хэвийн хэмжээтэй тоонууд нь энергийн түвшний дугаарыг, дэд түвшний тэмдгийн баруун талд байгаа дээд тэмдэгтүүд нь харгалзах дэд түвшний электронуудын тоог харуулдаг.
Доорх үелэх системийн эхний 36 элементийн электрон томъёог Д.И. Менделеев.
| хугацаа | Барааны дугаар. | бэлэг тэмдэг | Нэр | цахим томъёо |
| I | 1 | Х | устөрөгч | 1с 1 |
| 2 | Тэр | гелий | 1с 2 | |
| II | 3 | Ли | лити | 1с 2 2с 1 |
| 4 | Бай | бериллий | 1с 2 2с 2 | |
| 5 | Б | бор | 1с 2 2с 2 2х 1 | |
| 6 | C | нүүрстөрөгч | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | Н | азотын | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | О | хүчилтөрөгч | 1с 2 2с 2 2х 4 | |
| 9 | Ф | фтор | 1с 2 2с 2 2х 5 | |
| 10 | Үгүй | неон | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | На | натри | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | магни | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Ал | хөнгөн цагаан | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Си | цахиур | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | П | фосфор | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | С | хүхэр | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | хлор | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ар | аргон | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | К | кали | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | кальци | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | скандиум | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ти | титан | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | В | ванади | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Кр | хром | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 энд бид нэг электроны үсрэлтийг ажиглаж байна. сдээр гдэд түвшин | |
| 25 | Mn | манган | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | төмөр | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Co | кобальт | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ни | никель | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | зэс | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 Энд бид нэг электроны үсрэлтийг ажиглаж байна. сдээр гдэд түвшин | |
| 30 | Zn | цайр | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Га | галлий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ге | германи | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | гэх мэт | хүнцэл | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Сэ | селен | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | бром | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Кр | криптон | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Өмнө дурьдсанчлан, үндсэн төлөвт атомын тойрог замд электронууд хамгийн бага энергийн зарчмын дагуу байрладаг. Гэсэн хэдий ч атомын үндсэн төлөвт хоосон p-орбитал байгаа тохиолдолд түүнд илүүдэл энергийг өгснөөр атомыг өдөөгдсөн төлөвт шилжүүлж болно. Жишээлбэл, үндсэн төлөвт байгаа борын атом нь дараах хэлбэрийн электрон тохиргоо, энергийн диаграммтай байдаг.
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
Мөн сэтгэл хөдөлсөн төлөвт (*), өөрөөр хэлбэл. Борын атомд тодорхой хэмжээний энерги өгөхөд түүний электрон тохиргоо болон энергийн диаграмм дараах байдалтай харагдана.
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
Атомын аль дэд түвшинг хамгийн сүүлд дүүргэж байгаагаас хамааран химийн элементүүдийг s, p, d, f гэж хуваадаг.
Хүснэгтээс s, p, d, f элементүүдийг олох D.I. Менделеев:
- s-элементүүд нь бөглөх сүүлчийн s-дэд түвшинтэй байна. Эдгээр элементүүдэд I ба II бүлгийн үндсэн (хүснэгтийн нүдний зүүн талд) дэд бүлгүүдийн элементүүд орно.
- p-элементүүдийн хувьд p-дэд түвшнийг дүүргэсэн байна. p-элементүүд нь эхний ба долдугаар хэсгээс бусад үе бүрийн сүүлийн зургаан элемент, түүнчлэн III-VIII бүлгийн үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүдийг агуулдаг.
- d-элементүүд нь s- болон p-элементүүдийн хооронд том хугацаанд байрладаг.
- f-элементүүдийг лантанид ба актинид гэж нэрлэдэг. Тэдгээрийг D.I хүснэгтийн доод хэсэгт жагсаасан болно. Менделеев.
Атомын тухай ойлголт нь бодисын бөөмсийг илэрхийлэхийн тулд эртний ертөнцөд үүссэн. Грек хэлнээс орчуулбал атом нь "хуваашгүй" гэсэн утгатай.
Электронууд
Ирландын физикч Стоуни туршилтын үндсэн дээр бүх химийн элементүүдийн атомуудад байдаг хамгийн жижиг тоосонцор цахилгааныг зөөдөг гэсэн дүгнэлтэд хүрчээ. 1891 долларт ноён Стоуни эдгээр бөөмсийг нэрлэхийг санал болгов электронууд, 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 шинжлэх ухаанд $(–1)$ нэгжээр авдаг хамгийн бага сөрөг цэнэг юм. Томсон бүр электроны хурд (энэ нь гэрлийн хурдтай тэнцүү - 300,000 км/с) болон электроны массыг (энэ нь устөрөгчийн атомын массаас 1836 доллар дахин бага) тодорхойлж чаджээ.
Томсон, Перрин нар гүйдлийн эх үүсвэрийн туйлуудыг хоёр металл хавтангаар холбосон - катод ба анод, агаарыг нүүлгэн шилжүүлсэн шилэн хоолойд гагнасан. Электродын ялтсуудад 10 мянга орчим вольтын хүчдэл хэрэглэх үед хоолойд гэрэлтдэг цэнэг анивчсан бөгөөд бөөмс катодоос (сөрөг туйл) анод (эерэг туйл) руу ниссэн бөгөөд үүнийг эрдэмтэд анх нэрлэжээ. катодын туяа, дараа нь энэ нь электронуудын урсгал болохыг олж мэдэв. Телевизийн дэлгэцэн дээрх электронууд гэх мэт тусгай бодисуудыг цохих нь гэрэлтэх шалтгаан болдог.
Дүгнэлт хийсэн: электронууд катод хийсэн материалын атомуудаас зугтдаг.
Чөлөөт электронууд эсвэл тэдгээрийн урсгалыг бусад аргаар, жишээлбэл, металл утсыг халаах эсвэл үелэх системийн I бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүдээс (жишээлбэл, цезий) үүсгэсэн металлууд дээр гэрэл тусгах замаар олж авч болно.
Атом дахь электронуудын төлөв байдал
Атом дахь электрон төлөвийг тухай мэдээллийн нийлбэр гэж ойлгодог эрчим хүчтодорхой электрон дотор орон зай, хаана байрладаг. Атом дахь электрон нь хөдөлгөөний замналгүй гэдгийг бид аль хэдийн мэдэж байсан, өөрөөр хэлбэл. бид зөвхөн ярьж болно магадлалцөмийн эргэн тойрон дахь орон зайд түүний байрлал. Энэ нь цөмийг тойрсон энэ орон зайн аль ч хэсэгт байрлаж болох бөгөөд янз бүрийн байрлалын багцыг тодорхой сөрөг цэнэгийн нягттай электрон үүл гэж үздэг. Зургийн хувьд үүнийг ингэж төсөөлж болно: хэрвээ атом дахь электроны байрлалыг секундын зуу, саяны нэгийн дараа гэрэл зургийн хальсанд буулгах 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 байдаг хамгийн их нягтралтай электрон үүл байх болно.
Зураг нь цөмөөр дамжин өнгөрөх устөрөгчийн атом дахь ийм электрон нягтын "зүсэлт" -ийг харуулсан бөгөөд тасархай шугам нь электрон илрүүлэх магадлал 90% $ байх бөмбөрцгийг тоймлон харуулав. Цөмд хамгийн ойр байгаа контур нь электрон илрүүлэх магадлал $10%$, цөмийн хоёр дахь контур доторх электроныг илрүүлэх магадлал $20%$, гурав дахь контурын дотор $≈30% байх орон зайн мужийг хамарна. доллар гэх мэт. Электрон төлөвт тодорхой бус байдал бий. Энэхүү онцгой төлөвийг тодорхойлохын тулд Германы физикч В.Гейзенберг гэсэн ойлголтыг нэвтрүүлсэн тодорхойгүй байдлын зарчим, өөрөөр хэлбэл электроны энерги, байршлыг нэгэн зэрэг, үнэн зөв тодорхойлох боломжгүй гэдгийг харуулсан. Электроны энергийг илүү нарийвчлалтай тодорхойлох тусам түүний байрлал тодорхойгүй байх ба эсрэгээр байрлалыг тодорхойлсны дараа электроны энергийг тодорхойлох боломжгүй юм. Электроныг илрүүлэх магадлалын мужид тодорхой хил хязгаар байдаггүй. Гэхдээ электроныг олох магадлал хамгийн их байх орон зайг сонгох боломжтой.
Атомын цөмийн эргэн тойрон дахь электрон хамгийн их байх магадлалтай орон зайг орбитал гэж нэрлэдэг.
Энэ нь электрон үүлний ойролцоогоор 90% долларыг агуулдаг бөгөөд энэ нь электрон орон зайн энэ хэсэгт байх хугацааны ойролцоогоор 90% доллар гэсэн үг юм. Тэдний хэлбэрээс хамааран 4 төрлийн тойрог зам байдаг бөгөөд эдгээрийг $s, p, d$, $f$ гэсэн латин үсгээр тэмдэглэдэг. Электрон орбиталуудын зарим хэлбэрийн график дүрслэлийг зурагт үзүүлэв.
Тодорхой тойрог замд электрон хөдөлгөөний хамгийн чухал шинж чанар нь түүний цөмтэй холбогдох энерги юм. Ижил энергийн утгатай электронууд нь дан үүсгэдэг электрон давхарга, эсвэл эрчим хүчний түвшин. Эрчим хүчний түвшинг цөмөөс эхлэн дугаарласан: $1, 2, 3, 4, 5, 6$, $7$.
Эрчим хүчний түвшний тоог илэрхийлдэг $n$ бүхэл тоог 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 хүчээр тодорхойлогддог. Тиймээс гаднах түвшний электронууд атомын цөмтэй хамгийн бага нягт холбоотой байдаг.
Атом дахь энергийн түвшний тоо (электрон давхаргууд) нь химийн элемент хамаарах Д.И.Менделеевийн системийн үеийн тоотой тэнцүү байна: эхний үеийн элементүүдийн атомууд нэг энергийн түвшинтэй; хоёр дахь үе - хоёр; долоо дахь үе - долоо.
Эрчим хүчний түвшний хамгийн олон тооны электроныг дараахь томъёогоор тодорхойлно.
Энд $N$ нь электронуудын хамгийн их тоо; $n$ нь түвшний тоо буюу үндсэн квант тоо юм. Үүний үр дүнд: цөмд хамгийн ойрхон энергийн эхний түвшинд хоёроос илүү электрон байж болохгүй; хоёр дахь нь - 8 доллараас ихгүй байна; гурав дахь нь - 18 доллараас ихгүй байна; дөрөвдүгээрт - 32 доллараас ихгүй байна. Мөн эргээд энергийн түвшин (цахим давхарга) хэрхэн зохион байгуулагдсан бэ?
$(n = 2)$ энергийн хоёр дахь түвшнээс 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 - дөрөв. Дэд түвшингүүд нь эргээд тойрог замд үүсдэг.
$n$-ийн утга бүр нь $n^2$-тэй тэнцүү тооны орбиталтай тохирч байна. Хүснэгтэд үзүүлсэн өгөгдлүүдийн дагуу үндсэн квант тоо $n$ ба дэд түвшний тоо, орбиталуудын төрөл, тоо, дэд түвшин ба түвшний электронуудын хамгийн их тоо хоорондын уялдаа холбоог ажиглаж болно.
Үндсэн квант тоо, орбиталуудын төрөл, тоо, дэд түвшин ба түвшний электронуудын хамгийн их тоо.
| Эрчим хүчний түвшин $(n)$ | $n$-тай тэнцэх дэд түвшний тоо | Орбитын төрөл | Орбиталуудын тоо | Электронуудын хамгийн их тоо | ||
| дэд түвшинд | $n^2$-тай тэнцүү түвшинд байна | дэд түвшинд | $n^2$-тай тэнцүү түвшинд байна | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| 4ф доллар | $7$ | $14$ | ||||
Дэд түвшнийг ихэвчлэн латин үсгээр, түүнчлэн тэдгээрийн бүрдэх тойрог замын хэлбэрийг тэмдэглэдэг: $s, p, d, f$. Тэгэхээр:
- $s$-дэд түвшин - атомын цөмд хамгийн ойр байдаг энергийн түвшин бүрийн эхний дэд түвшин нь нэг $s$-орбиталаас бүрдэнэ;
- $p$-дэд түвшин - эхний эрчим хүчний түвшингээс бусад хоёр дахь дэд түвшин нь гурван $p$-орбиталаас бүрдэнэ;
- $d$-дэд түвшин - эрчим хүчний түвшний гурав дахь шатнаас эхлэн тус бүрийн гурав дахь дэд түвшин нь таван $d$-орбиталаас бүрдэнэ;
- Дөрөв дэх энергийн түвшнээс эхлэн тус бүрийн $f$-дэд түвшин нь долоон $f$-орбиталаас бүрдэнэ.
Атомын цөм
Гэхдээ зөвхөн электронууд атомын нэг хэсэг биш юм. Физикч Анри Беккерел ураны давс агуулсан байгалийн эрдэс мөн үл мэдэгдэх цацраг ялгаруулж, гэрлээс хамгаалагдсан гэрэл зургийн хальсыг ил гаргадгийг олж илрүүлжээ. Энэ үзэгдлийг нэрлэсэн цацраг идэвхт байдал.
Гурван төрлийн цацраг идэвхт туяа байдаг.
- Электроны цэнэгээс $2$ дахин их цэнэгтэй боловч эерэг тэмдэгтэй, устөрөгчийн атомын массаас $4$ дахин их масстай $α$-бөөмүүдээс бүрдэх $α$-туяа;
- $β$-цацраг нь электронуудын урсгалыг илэрхийлдэг;
- $γ$-цацраг гэдэг нь цахилгаан цэнэг тээдэггүй, бага жинтэй, цахилгаан соронзон долгион юм.
Үүний үр дүнд атом нь нарийн төвөгтэй бүтэцтэй байдаг - энэ нь эерэг цэнэгтэй цөм ба электронуудаас бүрддэг.
Атом хэрхэн бүтэцтэй байдаг вэ?
1910 онд Лондонгийн ойролцоох Кембридж хотод Эрнест Рутерфорд болон түүний шавь нар, хамтран ажиллагсад нарийхан алтан тугалган цаасаар дамжин өнгөрч, дэлгэцэн дээр унах $α$ бөөмсийн тархалтыг судалжээ. Альфа бөөмс нь ихэвчлэн анхны чиглэлээсээ зөвхөн нэг градусаар хазайдаг байсан нь алтны атомуудын шинж чанаруудын нэгэн төрлийн, нэгэн төрлийн байдлыг баталж байгаа юм шиг санагддаг. Гэнэт судлаачид $α$ бөөмс ямар нэгэн саадтай тулгарах мэт замынхаа чиглэлийг огцом өөрчилж байгааг анзаарчээ.
Рутерфорд тугалган цаасны өмнө дэлгэц байрлуулснаар алтны атомаас ойсон $α$ бөөмс эсрэг чиглэлд нисдэг ховор тохиолдлыг ч илрүүлж чадсан.
Атомын бүх масс ба түүний эерэг цэнэгийг өчүүхэн төв цөмд төвлөрүүлсэн тохиолдолд ажиглагдсан үзэгдлүүд тохиолдож болохыг тооцоолсон. Цөмийн радиус нь сөрөг цэнэгтэй электронууд байрладаг бүх атомын радиусаас 100,000 дахин бага байна. Хэрэв бид дүрсэлсэн харьцуулалт хийвэл атомын эзлэхүүнийг бүхэлд нь Лужники дахь цэнгэлдэх хүрээлэнтэй, цөмийг талбайн төвд байрлах хөл бөмбөгийн бөмбөгтэй адилтгаж болно.
Аливаа химийн элементийн атомыг нарны жижиг системтэй харьцуулж болно. Тиймээс Рутерфордын санал болгосон атомын энэ загварыг гаригийн гэж нэрлэдэг.
Протон ба нейтрон
Атомын бүх масс төвлөрсөн жижиг атомын цөм нь протон ба нейтрон гэсэн хоёр төрлийн бөөмсөөс бүрддэг нь харагдаж байна.
Протонуудэлектронуудын цэнэгтэй тэнцэх цэнэгтэй, харин $(+1)$ тэмдгээр эсрэгээрээ, устөрөгчийн атомын масстай тэнцүү масстай (үүнийг химийн хувьд нэгдмэл гэж үздэг). Протонуудыг $↙(1)↖(1)p$ (эсвэл $p+$) тэмдгээр тэмдэглэнэ. Нейтронцэнэг авч явдаггүй, тэдгээр нь төвийг сахисан бөгөөд протоны масстай тэнцүү масстай, өөрөөр хэлбэл. $1$. Нейтроныг $↙(0)↖(1)n$ (эсвэл $n^0$) тэмдгээр тэмдэглэнэ.
Протон ба нейтроныг хамтдаа гэдэг нуклонууд(лат. цөм- үндсэн).
Атом дахь протон ба нейтроны тооны нийлбэрийг нэрлэдэг массын тоо. Жишээлбэл, хөнгөн цагааны атомын массын тоо нь:
Нэгэнт өчүүхэн бага электроны массыг үл тоомсорлож болох тул атомын бүх масс цөмд төвлөрч байгаа нь илт байна. Электронуудыг дараах байдлаар тэмдэглэв: $e↖(-)$.
Атом нь цахилгаан саармаг учраас энэ нь бас тодорхой юм атом дахь протон ба электронуудын тоо ижил байна. Энэ нь химийн элементийн атомын дугаартай тэнцүү байна, Үелэх Хүснэгтэнд түүнд хуваарилагдсан. Жишээлбэл, төмрийн атомын цөмд $26$ протон агуулагддаг ба 26$ электрон нь цөмийг тойрон эргэдэг. Нейтроны тоог хэрхэн тодорхойлох вэ?
Мэдэгдэж байгаагаар атомын масс нь протон ба нейтроны массаас бүрддэг. $(Z)$ элементийн серийн дугаарыг мэдэх, i.e. протоны тоо ба массын тоо $(A)$ нь протон ба нейтроны тооны нийлбэртэй тэнцүү, нейтроны тоог $(N)$ томъёогоор олно.
Жишээлбэл, төмрийн атом дахь нейтроны тоо нь:
$56 – 26 = 30$.
Хүснэгтэд энгийн бөөмсийн үндсэн шинж чанарыг харуулав.
Энгийн бөөмсийн үндсэн шинж чанарууд.
Изотопууд
Цөмийн цэнэг нь ижил боловч өөр өөр масстай ижил элементийн атомуудын сортуудыг изотоп гэж нэрлэдэг.
Үг изотопхоёр грек үгнээс бүрддэг: isos- ижил ба топос- газар гэдэг нь элементүүдийн үелэх систем дэх "нэг газар эзэлдэг" (эс) гэсэн утгатай.
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 изотоп.
Ихэвчлэн үечилсэн хүснэгтэд өгөгдсөн химийн элементийн харьцангуй атомын масс нь тухайн элементийн изотопуудын байгалийн хольцын атомын массын дундаж утга бөгөөд тэдгээрийн байгаль дээрх харьцангуй элбэг дэлбэг байдлыг харгалзан үздэг тул атомын утгыг масс нь ихэвчлэн бутархай байдаг. Жишээлбэл, байгалийн хлорын атомууд нь хоёр изотопын холимог юм - $35$ (байгаль дээр $75%$ байдаг) ба $37$ (байгальд $25%$ байдаг); Тиймээс хлорын харьцангуй атомын масс нь $35.5$ байна. Хлорын изотопуудыг дараах байдлаар бичнэ.
$↖(35)↙(17)(Cl)$ ба $↖(37)↙(17)(Cl)$
Хлорын изотопын химийн шинж чанар нь ихэнх химийн элементүүдийн изотопуудтай яг ижил байдаг, жишээлбэл кали, аргон:
$↖(39)↙(19)(K)$ ба $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ болон $↖(40)↙(18) )(Ar)$
Гэсэн хэдий ч устөрөгчийн изотопууд нь харьцангуй атомын массын огцом өсөлтөөс шалтгаалан шинж чанараараа ихээхэн ялгаатай байдаг; Тэдэнд бүр хувь хүний нэр, химийн тэмдэглэгээг өгсөн: протиум - $↖(1)↙(1)(H)$; дейтерий - $↖(2)↙(1)(H)$, эсвэл $↖(2)↙(1)(D)$; тритиум - $↖(3)↙(1)(H)$, эсвэл $↖(3)↙(1)(T)$.
Одоо бид химийн элементийн орчин үеийн, илүү нарийн, шинжлэх ухааны тодорхойлолтыг өгч чадна.
Химийн элемент гэдэг нь ижил цөмийн цэнэгтэй атомуудын цуглуулга юм.
Эхний дөрвөн үеийн элементүүдийн атомын электрон бүрхүүлийн бүтэц
Д.И.Менделеевийн системийн үеүүдийн дагуу элементүүдийн атомуудын электрон тохиргоог авч үзье.
Эхний үеийн элементүүд.
Атомын электрон бүтцийн диаграммууд нь электрон давхаргад (энергийн түвшин) электронуудын тархалтыг харуулдаг.
Атомын электрон томьёо нь энергийн түвшин болон дэд түвшний электронуудын тархалтыг харуулдаг.
Атомуудын график электрон томьёо нь электронуудын тархалтыг зөвхөн түвшин ба дэд түвшинд төдийгүй тойрог замд харуулдаг.
Гелийн атомын эхний электрон давхарга нь дуусч, 2$ электрон агуулдаг.
Устөрөгч ба гели нь $s$ элементүүд бөгөөд эдгээр атомуудын $s$ орбитал нь электроноор дүүрсэн байдаг.
Хоёр дахь үеийн элементүүд.
Хоёр дахь үеийн бүх элементүүдийн хувьд эхний электрон давхарга дүүрсэн бөгөөд электронууд хамгийн бага энергийн зарчмын дагуу хоёр дахь электрон давхаргын $s-$, $p$ орбиталуудыг дүүргэдэг (эхний $s$, дараа нь $p$). ) болон Паули ба Хунд дүрмүүд.
Неон атомын хоёр дахь электрон давхарга бүрэн дууссан - энэ нь $8 $ электрон агуулдаг.
Гурав дахь үеийн элементүүд.
Гурав дахь үеийн элементүүдийн атомуудын хувьд эхний болон хоёр дахь электрон давхаргууд дууссан тул гурав дахь электрон давхарга дүүрсэн бөгөөд электронууд 3s-, 3p-, 3d-дэд түвшнийг эзэлж чаддаг.
Гурав дахь үеийн элементүүдийн атомын электрон бүрхүүлийн бүтэц.
Магнийн атом нь 3.5 долларын электрон тойрог замаа дуусгадаг. $Na$ ба $Mg$ нь $s$-элементүүд юм.
Хөнгөн цагаан болон дараагийн элементүүдэд $3d$ дэд түвшин электроноор дүүрсэн байдаг.
| $↙(18)(Ar)$ Аргон |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$ |  |
Аргон атомын гаднах давхаргад (гурав дахь электрон давхарга) 8 доллар электрон байдаг. Гадна давхарга дууссан боловч гурав дахь электрон давхаргад нийтдээ 18 электрон байж болох бөгөөд энэ нь гуравдугаар үеийн элементүүдэд $3d$ орбитал дүүргэгдээгүй байна гэсэн үг юм.
$Al$-аас $Ar$ хүртэлх бүх элементүүд нь $р$ байна - элементүүд.
$s-$ ба $p$ - элементүүдхэлбэр үндсэн дэд бүлгүүдҮелэх системд.
Дөрөв дэх үеийн элементүүд.
Кали, кальцийн атомууд нь дөрөв дэх электрон давхаргатай бөгөөд 4s$ дэд түвшин дүүрсэн байдаг. Энэ нь $3d$ дэд түвшнээс бага энергитэй. Дөрөв дэх үеийн элементийн атомуудын график электрон томъёог хялбарчлахын тулд:
- Аргоны ердийн график электрон томъёог дараах байдлаар тэмдэглэе: $Ar$;
- Бид эдгээр атомуудаар дүүргэгдээгүй дэд түвшнийг дүрслэхгүй.
$K, Ca$ - $s$ - элементүүд,үндсэн дэд бүлгүүдэд багтсан болно. $Sc$-аас $Zn$ хүртэлх атомуудын хувьд 3d дэд түвшин нь электроноор дүүрдэг. Эдгээр нь $3d$ элемент юм. Тэд багтсан болно хажуугийн дэд бүлгүүд,тэдгээрийн гаднах электрон давхарга дүүрсэн тул тэдгээрийг ангилдаг шилжилтийн элементүүд.
Хром ба зэсийн атомын электрон бүрхүүлийн бүтцэд анхаарлаа хандуулаарай. Тэдгээрийн дотор нэг электрон $4s-$-аас $3d$ дэд түвшинд "бүтэлгүйтдэг" бөгөөд энэ нь $3d^5$ ба $3d^(10)$ гэсэн электрон тохиргооны энергийн тогтвортой байдалтай холбон тайлбарлаж байна:
$↙(24)(Cr)$ $1с^(2)2с^(2)2п^(6)3с^(2)3п^(6)3д^(4) 4с^(2)…$ 
$↙(29)(Cu)$ $1с^(2)2с^(2)2п^(6)3с^(2)3п^(6)3д^(9)4с^(2)…$ 
| Элементийн тэмдэг, серийн дугаар, нэр | Цахим бүтцийн диаграм | Цахим томъёо | График электрон томъёо |
| $↙(19)(K)$ Кали |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$ | |
| $↙(20)(C)$ Кальци |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$ | |
| $↙(21)(Sc)$ Скандиум |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ эсвэл $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)п^6(3)д^1(4)с^1$ |  |
| $↙(22)(Ti)$ Титан |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ эсвэл $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)п^6(3)д^2(4)с^2$ |  |
| $↙(23)(V)$ ванади |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ эсвэл $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)п^6(3)д^3(4)с^2$ |  |
| $↙(24)(Cr)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ эсвэл $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)п^6(3)д^5(4)с^1$ |  |
| $↙(29)(Cu)$ Chrome |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ эсвэл $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$ |  |
| $↙(30)(Zn)$ Цайр |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ эсвэл $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$ |  |
| $↙(31)(Га)$ Галли |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ эсвэл $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$ |  |
| $↙(36)(Kr)$ Криптон |  |
$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ эсвэл $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$ |  |
Цайрын атомын гурав дахь электрон давхарга бүрэн дүүрэн байна - бүх $3s, 3p$, $3d$ дэд түвшин, нийт 18$ электронтой.
Цайрыг дагасан элементүүдэд дөрөв дэх электрон давхарга буюу $4p$ дэд түвшин дүүрсээр байна. $Ga$-аас $Kr$ - $р$ хүртэлх элементүүд - элементүүд.
Криптон атомын гаднах (дөрөв дэх) давхарга нь бүрэн бөгөөд $8 $ электронтой. Гэхдээ дөрөв дэх электрон давхаргад нийтдээ 32$ электрон байж болохыг та мэдэж байгаа; криптоны атом $4d-$ болон $4f$ дэд түвшнийг дүүргээгүй хэвээр байна.
Тав дахь үеийн элементүүдийн хувьд дэд түвшнийг дараах дарааллаар бөглөнө: $5s → 4d → 5p$. Мөн $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) дахь электронуудын “бүтэлгүйтэлтэй” холбоотой үл хамаарах зүйлүүд бас байдаг. ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ зургаа, долдугаар үед гарч ирнэ - элементүүд, өөрөөр хэлбэл Гурав дахь гаднах электрон давхаргын $4f-$ ба $5f$ дэд түвшнийг дүүргэсэн элементүүд.
4ф доллар - элементүүддуудсан лантанидууд.
$5f$ - элементүүддуудсан актинид.
Зургаа дахь үеийн элементүүдийн атом дахь электрон дэд түвшинг дүүргэх дараалал: $↙(55)Cs$ ба $↙(56)Ba$ - $6s$ элементүүд; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-элемент; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-элементүүд; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-элементүүд; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-элементүүд. Гэхдээ энд бас электрон тойрог замыг дүүргэх дарааллыг зөрчсөн элементүүд байдаг бөгөөд энэ нь жишээлбэл, хагас болон бүрэн дүүрэн $f $-дэд түвшний эрчим хүчний тогтвортой байдал, өөрөөр хэлбэл. $nf^7$ ба $nf^(14)$.
Атомын аль дэд түвшинд хамгийн сүүлд электронууд дүүрч байгаагаас хамааран бүх элементүүдийг таны ойлгосноор дөрвөн электрон бүлэг буюу блокт хуваадаг.
- $s$ - элементүүд;атомын гаднах түвшний $s$-дэд түвшин электроноор дүүрсэн; $s$-элементүүдэд устөрөгч, гелий болон I ба II бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүд;
- $p$ - элементүүд;атомын гаднах түвшний $p$-дэд түвшин электроноор дүүрсэн; $p$-элементүүдэд III–VIII бүлгийн үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүд орно;
- $d$ - элементүүд;атомын өмнөх гадаад түвшний $d$-дэд түвшин электроноор дүүрсэн; $d$-элементүүд нь I–VIII бүлгийн хоёрдогч дэд бүлгүүдийн элементүүдийг агуулдаг, i.e. $s-$ болон $p-$элементүүдийн хооронд байрлах том хугацааны интеркаляр арван жилийн элементүүд. Тэднийг бас дууддаг шилжилтийн элементүүд;
- $f$ - элементүүд;электронууд атомын гурав дахь гадаад түвшний $f-$ дэд түвшинг дүүргэдэг; Эдгээрт лантанид ба актинид орно.
Атомын электрон тохиргоо. Атомын үндсэн ба өдөөгдсөн төлөв
1925 онд Швейцарийн физикч В.Паули үүнийг олж мэдсэн атом нь нэг тойрог замд хоёроос илүү электронтой байж болохгүй, эсрэг талын (эсрэг параллель) нуруутай байх (англи хэлнээс ээрэх гэж орчуулсан), i.e. электроныг цагийн зүүний дагуу эсвэл цагийн зүүний эсрэг эргүүлэх гэж уламжлалт байдлаар төсөөлж болох шинж чанаруудыг эзэмшдэг. Энэ зарчмыг нэрлэдэг Паули зарчим.
Хэрэв тойрог замд нэг электрон байвал түүнийг гэнэ хосгүй, хэрэв хоёр бол энэ хосолсон электронууд, өөрөөр хэлбэл эсрэг эргэлттэй электронууд.
Зураг дээр энергийн түвшинг дэд түвшинд хуваах диаграммыг үзүүлэв.
$s-$ Орбитал, та аль хэдийн мэдэж байгаачлан бөмбөрцөг хэлбэртэй байдаг. Устөрөгчийн атомын электрон $(n = 1)$ энэ тойрог замд байрладаг ба хосгүй байна. Энэ шалтгааны улмаас цахим томъёо, эсвэл цахим тохиргоо, дараах байдлаар бичигдсэн: $1s^1$. Цахим томьёонд энергийн түвшний тоог $(1...)$ үсгийн өмнөх тоогоор, латин үсэг нь дэд түвшнийг (орбиталийн төрөл), баруун талд бичсэн тоогоор илэрхийлнэ. үсэг (экпонент хэлбэрээр) нь дэд түвшний электронуудын тоог харуулдаг.
Нэг $s-$орбиталд хоёр хос электронтой Гелийн атом He-ийн хувьд энэ томъёо нь: $1s^2$ байна. Гелийн атомын электрон бүрхүүл нь бүрэн бөгөөд маш тогтвортой байдаг. Гели бол үнэт хий юм. Хоёр дахь энергийн түвшинд $(n = 2)$ дөрвөн орбитал, нэг $s$, гурван $p$ байна. Хоёр дахь түвшний $s$-орбитал ($2s$-орбитал)-ын электронууд илүү их энергитэй байдаг, учир нь $1s$ орбитал $(n = 2)$-ийн электронуудаас цөмөөс илүү хол зайд байна. Ерөнхийдөө $n$-ийн утга бүрт нэг $s-$орбитал байдаг, гэхдээ үүн дээр электрон энергийн харгалзах нийлүүлэлт байдаг тул $n$-ын утга өсөхөд харгалзах диаметртэй байдаг s-$Орбитал нь таны мэдэж байгаачлан бөмбөрцөг хэлбэртэй байдаг. Устөрөгчийн атомын электрон $(n = 1)$ энэ тойрог замд байрладаг ба хосгүй байна. Тиймээс түүний цахим томьёо буюу цахим тохиргоог дараах байдлаар бичнэ: $1s^1$. Цахим томьёонд энергийн түвшний тоог $(1...)$ үсгийн өмнөх тоогоор, латин үсэг нь дэд түвшнийг (орбиталийн төрөл), баруун талд бичсэн тоогоор илэрхийлнэ. үсэг (экпонент хэлбэрээр) нь дэд түвшний электронуудын тоог харуулдаг.
Нэг $s-$орбиталд хоёр хос электронтой $He$ гелийн атомын хувьд энэ томъёо нь: $1s^2$ байна. Гелийн атомын электрон бүрхүүл нь бүрэн бөгөөд маш тогтвортой байдаг. Гели бол үнэт хий юм. Хоёр дахь энергийн түвшинд $(n = 2)$ дөрвөн орбитал, нэг $s$, гурван $p$ байна. Хоёр дахь түвшний $s-$орбиталуудын электронууд ($2s$-орбиталууд) илүү их энергитэй байдаг, учир нь $1s$ орбитал $(n = 2)$-ийн электронуудаас цөмөөс илүү хол зайд байна. Ерөнхийдөө $n$-ийн утга бүрт нэг $s-$орбитал байдаг, гэхдээ үүн дээр электрон энергийн харгалзах нийлүүлэлттэй тул $n$-ийн утга өсөх тусам зохих диаметртэй байдаг. 
$p-$ Орбиталдамббелл хэлбэртэй, эсвэл их хэмжээний найм хэлбэртэй байдаг. Гурван $p$-орбитал нь атомын цөмөөр татсан орон зайн координатын дагуу харилцан перпендикуляр атомд байрладаг. $n= 2$-аас эхлэн энергийн түвшин (цахим давхарга) бүр гурван $p$-орбитальтай гэдгийг дахин онцлон тэмдэглэх нь зүйтэй. $n$-ийн утга өсөхөд электронууд цөмөөс хол зайд байрлах $x,y,z$ тэнхлэгийн дагуу чиглэсэн $p$-орбиталуудыг эзэлдэг.
$(n = 2)$ хоёр дахь үеийн элементүүдийн хувьд эхлээд нэг $s$-орбитал, дараа нь гурван $p$-орбитал; электрон томъёо $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$ электрон нь атомын цөмтэй илүү сул холбогддог тул литийн атом үүнийг амархан өгч чадна (энэ процессыг исэлдэлт гэж нэрлэдэг нь мэдээжийн хэрэг та санаж байгаа) литийн ион $Li^+$ болж хувирдаг. .
Бериллий Be атомын дөрөв дэх электрон нь мөн $2s$ орбиталд байрладаг: $1s^(2)2s^(2)$. Бериллий атомын хоёр гадаад электрон амархан салдаг - $B^0$ исэлдэж $Be^(2+)$ катион болдог.
Борын атомд тав дахь электрон $2p$ орбитал эзэлдэг: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Дараа нь $C, N, O, F$ атомууд нь $2p$-орбиталуудаар дүүрсэн бөгөөд энэ нь сайн хий неоноор төгсдөг: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.
Гурав дахь үеийн элементүүдийн хувьд $3s-$ болон $3p$ орбиталууд тус тус дүүрнэ. Гурав дахь түвшний таван $d$-орбиталь чөлөөтэй хэвээр байна:
$↙(11)Na 1с^(2)2с^(2)2п^(6)3с^(1)$,
$↙(17)Cl 1с^(2)2с^(2)2п^(6)3с^(2)3п^(5)$,
$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.
Заримдаа атом дахь электронуудын тархалтыг харуулсан диаграммд зөвхөн энергийн түвшин тус бүрийн электронуудын тоог зааж өгдөг, өөрөөр хэлбэл. Дээр өгөгдсөн бүрэн электрон томъёоноос ялгаатай нь химийн элементийн атомуудын товчилсон электрон томъёог бичих, жишээлбэл:
$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.
Том хугацааны (дөрөв ба тав дахь) элементүүдийн хувьд эхний хоёр электрон $4s-$ ба $5s$ орбитал эзэлдэг: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$$↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Гол үе бүрийн гурав дахь элементээс эхлэн дараагийн арван электрон өмнөх $3d-$ ба $4d-$орбиталууд руу (хажуугийн дэд бүлгийн элементүүдэд) очно: $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2 доллар. Дүрмээр бол өмнөх $d$-дэд түвшнийг бөглөхөд гаднах ($4р-$ ба $5р-$ тус тус) $р-$ дэд түвшинг дүүргэж эхэлнэ: $↙(33)2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.
Том хугацааны элементүүдийн хувьд - зургаа дахь ба бүрэн бус долоо дахь - электрон түвшин ба дэд түвшин нь дүрмээр бол электронуудаар дүүрдэг: эхний хоёр электрон гадаад $s-$ дэд түвшинд ордог: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; дараагийн нэг электрон ($La$ ба $Ca$ хувьд) өмнөх $d$-дэд түвшинд: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ ба $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.
Дараа нь дараагийн $14$ электронууд лантанид ба актинидын $4f$ ба $5f$ орбиталууд болох 3-р гадаад энергийн түвшинд очно: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.
Дараа нь хажуугийн дэд бүлгүүдийн элементүүдийн хоёр дахь гадаад энергийн түвшин ($d$-дэд түвшин) дахин нэмэгдэж эхэлнэ: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. Эцэст нь $d$-дэд түвшний арван электроноор бүрэн дүүрсний дараа л $p$-дэд түвшнийг дахин дүүргэх болно: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
Ихэнхдээ атомын электрон бүрхүүлийн бүтцийг энерги эсвэл квант эсийг ашиглан дүрсэлсэн байдаг. график электрон томъёо. 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. Паули зарчим, үүний дагуу эсэд (орбитал) хоёроос илүүгүй электрон байж болно, гэхдээ эсрэг параллель спинтэй, ба Ф.Хундын дүрэмҮүний дагуу электронууд чөлөөт эсүүдийг нэг нэгээр нь эзэлдэг бөгөөд ижил эргэлтийн утгатай байх ба дараа нь хосолсон боловч Паули зарчмын дагуу эргэлтүүд эсрэг чиглэлд байх болно.
