Atomun elektronik yapısı c. Atomik Yapının Temelleri

TANIM

Atom– en küçük kimyasal parçacık.

Kimyasal bileşiklerin çeşitliliği, kimyasal elementlerin atomlarının moleküller ve moleküler olmayan maddeler halinde farklı kombinasyonlarından kaynaklanmaktadır. Bir atomun kimyasal bileşiklere girme yeteneği, kimyasal ve fiziksel özellikleri atomun yapısına göre belirlenir. Bu bakımdan kimya için atomun iç yapısı ve her şeyden önce elektronik kabuğunun yapısı büyük önem taşımaktadır.

Atomik yapı modelleri

19. yüzyılın başında D. Dalton, o zamana kadar bilinen kimyanın temel yasalarına (bileşimin sabitliği, çoklu oranlar ve eşdeğerler) dayanarak atom teorisini yeniden canlandırdı. İlk deneyler maddenin yapısını incelemek için yapıldı. Ancak yapılan keşiflere rağmen (aynı elementin atomları aynı özelliklere sahiptir ve diğer elementlerin atomları farklı özelliklere sahiptir, atom kütlesi kavramı ortaya atılmıştır) atomun bölünemez olduğu kabul edilmiştir.

Atomun yapısının karmaşıklığına (fotoelektrik etki, katot ve x-ışınları, radyoaktivite) ilişkin deneysel kanıtlar (19. yüzyılın sonu - 20. yüzyılın başı) elde edildikten sonra, atomun etkileşime giren negatif ve pozitif yüklü parçacıklardan oluştuğu bulundu. birbirine göre.

Bu keşifler atom yapısının ilk modellerinin oluşturulmasına ivme kazandırdı. İlk modellerden biri önerildi J. Thomson(1904) (Şekil 1): Atom, içinde salınan elektronların bulunduğu bir "pozitif elektrik denizi" olarak hayal edildi.

1911'de α parçacıklarıyla yapılan deneylerden sonra. Rutherford sözde önerdi gezegen modeli atom yapısı (Şekil 1), güneş sisteminin yapısına benzer. Gezegen modeline göre atomun merkezinde Z e yüküne sahip, boyutları atomun kendi boyutlarından yaklaşık 1.000.000 kat daha küçük olan çok küçük bir çekirdek vardır. Çekirdek atomun neredeyse tüm kütlesini içerir ve pozitif yüke sahiptir. Elektronlar çekirdeğin etrafında, sayısı çekirdeğin yüküne göre belirlenen yörüngelerde hareket eder. Elektronların dış yörüngesi atomun dış boyutlarını belirler. Bir atomun çapı 10 -8 cm iken çekirdeğin çapı -10 -12 cm'dir.

Pirinç. 1 Thomson ve Rutherford'a göre atom yapısı modelleri

Atomik spektrumların incelenmesi üzerine yapılan deneyler, atomun yapısının gezegensel modelinin kusurlu olduğunu göstermiştir, çünkü bu model atomik spektrumların çizgi yapısıyla çelişmektedir. Rutherford'un modeline, Einstein'ın ışık kuantumu doktrini ve Planck'ın kuantum radyasyon teorisine dayanmaktadır. Niels Bohr'un (1913) formüle edilmiş varsayımlar, oluşur atom yapısı teorisi(Şekil 2): ​​bir elektron çekirdeğin etrafında herhangi bir yerde değil, yalnızca bazı belirli yörüngelerde (sabit) dönebilir, böyle bir yörünge boyunca hareket ederek elektromanyetik enerji, radyasyon (bir kuantum elektromanyetik enerjinin emilmesi veya yayılması) yaymaz ) elektronun bir yörüngeden diğerine geçişi (atlama benzeri) sırasında meydana gelir.

Pirinç. 2. N. Bohr'a göre atomun yapısının modeli

Atomun yapısını karakterize eden birikmiş deneysel materyal, diğer mikro nesneler gibi elektronların özelliklerinin de klasik mekanik kavramları temelinde tanımlanamayacağını göstermiştir. Mikropartiküller, yaratılışın temeli haline gelen kuantum mekaniği yasalarına uyar atom yapısının modern modeli.

Kuantum mekaniğinin ana tezleri:

- enerji cisimler tarafından ayrı kısımlarda yayılır ve emilir - kuantum, dolayısıyla parçacıkların enerjisi aniden değişir;

- elektronlar ve diğer mikropartiküller ikili bir yapıya sahiptirler - hem partiküllerin hem de dalgaların özelliklerini sergilerler (dalga-partikül ikiliği);

— kuantum mekaniği, mikropartiküller için belirli yörüngelerin varlığını reddeder (hareket eden elektronlar için kesin konumu belirlemek imkansızdır, çünkü uzayda çekirdeğe yakın hareket ettikleri için, yalnızca uzayın farklı yerlerinde bir elektron bulma olasılığını belirleyebilirsiniz).

Elektron bulma olasılığının oldukça yüksek (%90) olduğu çekirdeğe yakın uzaya denir. orbital.

Kuantum sayıları. Pauli'nin ilkesi. Klechkovsky'nin kuralları

Bir atomdaki elektronun durumu dört kullanılarak tanımlanabilir. Kuantum sayıları.

N– ana kuantum sayısı. Bir atomdaki elektronun toplam enerji rezervini ve enerji seviyesi sayısını karakterize eder. n, 1'den ∞'a kadar tam sayı değerleri alır. Elektron n=1 olduğunda en düşük enerjiye sahiptir; artan n – enerji ile. Bir atomun elektronlarının toplam enerjisi minimum olacak enerji seviyelerinde olduğu duruma temel durum denir. Daha yüksek değerlere sahip durumlara heyecanlı denir. Enerji seviyeleri n değerine göre Arap rakamlarıyla gösterilir. Elektronlar yedi seviyede düzenlenebilir, dolayısıyla n aslında 1'den 7'ye kadar bulunur. Ana kuantum sayısı, elektron bulutunun boyutunu belirler ve bir atomdaki elektronun ortalama yarıçapını belirler.

ben– yörünge kuantum sayısı. Alt seviyedeki elektronların enerji rezervini ve yörüngenin şeklini karakterize eder (Tablo 1). 0'dan n-1'e kadar tam sayı değerlerini kabul eder. n'ye bağlıyım. Eğer n=1 ise l=0 yani 1. seviyede 1. alt seviye vardır.

Ben– manyetik kuantum sayısı. Yörüngenin uzaydaki yönelimini karakterize eder. –l ile 0 ila +l arasındaki tamsayı değerlerini kabul eder. Böylece l=1 (p-orbital) olduğunda m e -1, 0, 1 değerlerini alır ve yörüngenin yönelimi farklı olabilir (Şekil 3).

Pirinç. 3. P-orbitalinin uzayındaki olası yönelimlerden biri

S– spin kuantum sayısı. Elektronun kendi ekseni etrafındaki dönüşünü karakterize eder. -1/2(↓) ve +1/2() değerlerini kabul eder. Aynı yörüngedeki iki elektron antiparalel spinlere sahiptir.

Atomlardaki elektronların durumu belirlenir Pauli ilkesi: Bir atomun tüm kuantum sayıları aynı kümeye sahip iki elektronu olamaz. Yörüngelerin elektronlarla doldurulma sırası belirlenir Klechkovsky kuralları: Bu yörüngelerin toplamı (n+l) artan sırada yörüngeler elektronlarla doldurulur, eğer toplam (n+l) aynı ise, önce n değeri daha küçük olan yörünge doldurulur.

Bununla birlikte, bir atom genellikle bir değil birkaç elektron içerir ve bunların birbirleriyle etkileşimlerini hesaba katmak için etkili nükleer yük kavramı kullanılır - dış seviyedeki bir elektron, yükten daha az bir yüke tabidir. çekirdeğin iç elektronlarının dış elektronları perdelemesinin bir sonucu olarak.

Bir atomun temel özellikleri: atom yarıçapı (kovalent, metalik, van der Waals, iyonik), elektron ilgisi, iyonlaşma potansiyeli, manyetik moment.

Atomların elektronik formülleri

Bir atomun tüm elektronları onun elektron kabuğunu oluşturur. Elektron kabuğunun yapısı tasvir edilmiştir elektronik formül, elektronların enerji seviyeleri ve alt seviyeler arasındaki dağılımını gösterir. Bir alt seviyedeki elektronların sayısı, alt seviyeyi belirten harfin sağ üst kısmına yazılan bir sayı ile gösterilir. Örneğin, bir hidrojen atomunun 1. enerji seviyesinin s-alt seviyesinde bulunan bir elektronu vardır: 1s 1. İki elektron içeren helyumun elektronik formülü şu şekilde yazılır: 1s 2.

İkinci periyodun elemanları için elektronlar, 8'den fazla elektron içeremeyen 2. enerji seviyesini doldurur. İlk önce elektronlar s-alt seviyesini, ardından p-alt seviyesini doldurur. Örneğin:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Atomun elektronik yapısı ile elementin Periyodik Tablodaki konumu arasındaki ilişki

Bir elementin elektronik formülü, Periyodik Tablo D.I'deki konumuna göre belirlenir. Mendeleev. Böylece periyot numarası karşılık gelir. İkinci periyodun elemanlarında elektronlar, en fazla 8 elektron içerebilen 2. enerji seviyesini doldurur. Birincisi elektronlar doluyor İkinci periyodun elemanlarında elektronlar 8'den fazla elektron içeremeyen 2. enerji seviyesini dolduruyor. İlk önce elektronlar s-alt seviyesini, ardından p-alt seviyesini doldurur. Örneğin:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Bazı elementlerin atomlarında, elektronun dış enerji seviyesinden sondan bir önceki seviyeye “sıçraması” olgusu gözlenir. Bakır, krom, paladyum ve diğer bazı elementlerin atomlarında elektron kaçağı meydana gelir. Örneğin:

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

8'den fazla elektron içeremeyen bir enerji seviyesi. İlk önce elektronlar s-alt seviyesini, ardından p-alt seviyesini doldurur. Örneğin:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Ana alt grupların elementlerinin grup sayısı, dış enerji seviyesindeki elektron sayısına eşittir; bu tür elektronlara değerlik elektronları denir (kimyasal bir bağın oluşumuna katılırlar). Yan alt grupların elemanları için değerlik elektronları, dış enerji seviyesinin elektronları ve sondan bir önceki seviyenin d-alt seviyesi olabilir. İkincil alt grup III-VII gruplarının yanı sıra Fe, Ru, Os için grup elemanlarının grup sayısı, dış enerji seviyesinin s-alt seviyesindeki ve sondan bir önceki seviyenin d-alt seviyesindeki toplam elektron sayısına karşılık gelir.

Görevler:

Fosfor, rubidyum ve zirkonyum atomlarının elektronik formüllerini çizin. Değerlik elektronlarını belirtin.

Cevap:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Değerlik elektronları 3s 2 3p 3

37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 Değerlik elektronları 5s 1

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 Değerlik elektronları 4d 2 5s 2

Ders atomun karmaşık yapısı hakkında fikirlerin oluşumuna ayrılmıştır. Bir atomdaki elektronların durumu ele alınır, “atomik yörünge ve elektron bulutu” kavramları ve yörüngelerin şekilleri (s--, p-, d-orbitaller) tanıtılır. Enerji seviyeleri ve alt seviyelerdeki maksimum elektron sayısı, ilk dört periyodun elementlerinin atomlarındaki enerji seviyeleri ve alt seviyeler boyunca elektronların dağılımı ve s-, p- ve d-elementlerinin değerlik elektronları gibi hususlar da bu kapsamdadır. dikkate alınan. Atomların elektronik katmanlarının yapısının grafik diyagramı (elektron grafik formülü) verilmiştir.

Konu: Atomun yapısı. Periyodik yasa D.I. Mendeleev

Ders: Atomik yapı

Yunancadan çevrilmiş, "kelimesi atom""bölünmez" anlamına gelir. Ancak bölünme olasılığını gösteren olaylar keşfedildi. Bunlar X ışınlarının yayılması, katot ışınlarının yayılması, fotoelektrik etki olgusu, radyoaktivite olgusudur. Elektronlar, protonlar ve nötronlar atomu oluşturan parçacıklardır. Onlar aranmaktadır atomaltı parçacıklar.

Masa 1

Protonlara ek olarak çoğu atomun çekirdeği şunları içerir: nötronlar herhangi bir ücret taşımayanlar. Tablodan da anlaşılacağı üzere. Şekil 1'de bir nötronun kütlesi pratikte bir protonun kütlesinden farklı değildir. Proton ve nötronlar atomun çekirdeğini oluşturur ve bunlara denir. nükleonlar (çekirdek - çekirdek). Yükleri ve kütleleri atomik kütle birimleri (amu) cinsinden Tablo 1'de gösterilmektedir. Bir atomun kütlesi hesaplanırken elektronun kütlesi ihmal edilebilir.

Atom kütlesi ( kütle Numarası)çekirdeğini oluşturan proton ve nötronların kütlelerinin toplamına eşittir. Kütle numarası harfle gösterilir A. Bu miktarın adından, elementin en yakın tam sayıya yuvarlanmış atom kütlesi ile yakından ilişkili olduğu açıktır. bir = Z + N

Burada A- bir atomun kütle numarası (proton ve nötronların toplamı), Z- nükleer yük (çekirdekteki proton sayısı), N- çekirdekteki nötron sayısı. İzotop doktrinine göre “kimyasal element” kavramı şu şekilde tanımlanabilir:

Kimyasal element aynı nükleer yüke sahip atomların topluluğudur.

Bazı öğeler birden fazla olarak mevcuttur izotoplar. "İzotoplar" "aynı yerde bulunan" anlamına gelir. İzotoplar aynı sayıda protona sahiptir, ancak kütle bakımından, yani çekirdekteki nötron sayısında (N sayısı) farklılık gösterir. Nötronların elementlerin kimyasal özellikleri üzerinde çok az etkisi olduğundan, aynı elementin tüm izotopları kimyasal olarak ayırt edilemez.

İzotoplar, aynı nükleer yüke (yani aynı sayıda protona) sahip, ancak çekirdekte farklı sayıda nötron bulunan aynı kimyasal elementin atom çeşitleridir.

İzotoplar birbirlerinden yalnızca kütle numarası bakımından farklılık gösterir. Bu, sağ köşedeki bir üst simgeyle veya bir çizgiyle gösterilir: 12 C veya S-12 . Bir element birkaç doğal izotop içeriyorsa, periyodik tabloda D.I. Mendeleev'in ortalama atom kütlesi, bolluğu dikkate alınarak belirtilmiştir. Örneğin klor, içeriği sırasıyla %75 ve %25 olan 2 doğal izotop 35 Cl ve 37 Cl içerir. Böylece klorun atom kütlesi şuna eşit olacaktır:

AR(Cl)=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5

Yapay olarak sentezlenen ağır atomlar için, köşeli parantez içinde bir atomik kütle değeri verilmiştir. Bu, belirli bir elementin en kararlı izotopunun atom kütlesidir.

Atom yapısının temel modelleri

Tarihsel olarak ilki Thomson'un 1897'deki atom modeliydi.

Pirinç. 1. J. Thomson'ın atom yapısının modeli

İngiliz fizikçi J. J. Thomson, atomların, içine elektronların gömülü olduğu pozitif yüklü bir küreden oluştuğunu öne sürdü (Şekil 1). Bu model mecazi olarak "erik pudingi", kuru üzümlü çörek ("kuru üzümlerin" elektron olduğu) veya "tohum" - elektronlu "karpuz" olarak adlandırılır. Ancak bu modelle çelişen deneysel veriler elde edildiğinden terk edildi.

Pirinç. 2. E. Rutherford'un atom yapısının modeli

1910'da İngiliz fizikçi Ernst Rutherford ve öğrencileri Geiger ve Marsden, Thomson modeli açısından açıklanamayan çarpıcı sonuçlar veren bir deney gerçekleştirdiler. Ernst Rutherford deneysel olarak atomun merkezinde pozitif yüklü bir çekirdeğin bulunduğunu (Şekil 2) kanıtladı; bunun etrafında, Güneş çevresindeki gezegenler gibi elektronlar dönüyordu. Atom bir bütün olarak elektriksel olarak nötrdür ve elektrostatik çekim kuvvetleri (Coulomb kuvvetleri) nedeniyle elektronlar atomda tutulur. Bu modelin pek çok çelişkisi vardı ve en önemlisi, elektronların neden çekirdeğe düşmediğini ve onun tarafından enerji emilimi ve emisyonu olasılığını açıklamıyordu.

Danimarkalı fizikçi N. Bohr, 1913'te Rutherford'un atom modelini temel alarak, elektron parçacıklarının atom çekirdeği etrafında, gezegenlerin Güneş etrafında dönmesiyle yaklaşık olarak aynı şekilde döndüğü bir atom modeli önerdi.

Pirinç. 3. N. Bohr'un gezegen modeli

Bohr, bir atomdaki elektronların yalnızca çekirdekten kesin olarak belirli mesafelerdeki yörüngelerde kararlı bir şekilde var olabileceğini öne sürdü. Bu yörüngelere sabit adını verdi. Sabit yörüngelerin dışında bir elektron var olamaz. Bohr o zaman bunun neden böyle olduğunu açıklayamamıştı. Ancak böyle bir modelin (Şekil 3) birçok deneysel gerçeğin açıklanmasına olanak sağladığını gösterdi.

Şu anda atomun yapısını tanımlamak için kullanılıyor Kuantum mekaniği. Bu, temel yönü elektronun hem parçacık hem de dalga özelliklerine yani dalga-parçacık ikiliğine sahip olduğu bir bilimdir. Kuantum mekaniğine göre, Uzayda elektron bulma olasılığının en yüksek olduğu bölgeye ne ad verilir?orbital. Elektron çekirdeğe ne kadar uzaksa, çekirdekle etkileşim enerjisi o kadar düşük olur. Benzer enerjilere sahip elektronlar oluşur enerji seviyesi. Enerji seviyesi sayısı eşittir dönem numarası Bu elemanın D.I. tablosunda bulunduğu yer. Mendeleev. Atomik yörüngelerin farklı şekilleri vardır. (Şekil 4). D yörüngesi ve f yörüngesi daha karmaşık bir şekle sahiptir.

Pirinç. 4. Atomik yörüngelerin şekilleri

Herhangi bir atomun elektron kabuğunda, çekirdeğindeki proton sayısı kadar elektron vardır, dolayısıyla atom bir bütün olarak elektriksel olarak nötrdür. Bir atomdaki elektronlar enerjileri minimum olacak şekilde yerleştirilir. Elektron çekirdekten ne kadar uzaktaysa, o kadar çok yörünge vardır ve şekilleri de o kadar karmaşıktır. Her seviye ve alt seviye yalnızca belirli sayıda elektronu tutabilir. Alt seviyeler ise eşit enerjiden oluşur yörüngeler.

Çekirdeğe en yakın olan birinci enerji seviyesinde küresel bir yörünge bulunabilir ( 1 S). İkinci enerji seviyesinde, büyük boyutlu küresel bir yörünge ve üç p-orbital vardır: 2 S2 ppp. Üçüncü seviyede: 3 S3 ppp3 ddddd.

Elektronların çekirdeğin etrafında hareket etmelerinin yanı sıra kendi eksenleri etrafındaki hareketleri gibi düşünebileceğimiz hareketleri de vardır. Bu rotasyona denir döndürmek (şeritte İngilizceden "mil"). Bir yörünge yalnızca zıt (antiparalel) dönüşlere sahip iki elektron içerebilir.

Maksimum başına elektron sayısı enerji seviyesi formülle belirlenir N=2 N 2.

Burada n, temel kuantum sayısıdır (enerji seviyesi numarası). Tabloya bakın. 2

Masa 2

Son elektronun hangi yörüngede olduğuna bağlı olarak S-, P-, D-elementler. Ana alt grupların elemanları aşağıdakilerle ilgilidir: S-, P-elementler.İkincil alt gruplarda ise D-elementler

Atomların elektronik katmanlarının yapısının grafik diyagramı (elektron grafik formülü).

Elektronik konfigürasyon, elektronların atomik yörüngelerdeki düzenini tanımlamak için kullanılır. Bunu yazmak için yörüngeler sembollerle bir çizgiye yazılır ( S--, P-, D-,F-orbitaller) ve önlerinde enerji seviyesinin sayısını gösteren sayılar vardır. Sayı ne kadar yüksek olursa elektron çekirdeğe o kadar uzak olur. Büyük harfle, yörünge tanımının üzerine, belirli bir yörüngede bulunan elektronların sayısı yazılır (Şekil 5).

Pirinç. 5

Grafiksel olarak elektronların atomik yörüngelerdeki dağılımı hücreler şeklinde gösterilebilir. Her hücre bir yörüngeye karşılık gelir. Bir p-orbital için bu tür üç hücre olacaktır, bir d-orbital için - beş, bir f-orbital için - yedi. Bir hücre 1 veya 2 elektron içerebilir. Buna göre Hund'un kuralı, elektronlar eşit enerjili yörüngelere (örneğin, üç p-orbitalinde) ilk önce birer birer dağıtılır ve yalnızca bu tür yörüngelerin her biri zaten bir elektron içerdiğinde, bu yörüngelerin ikinci elektronlarla doldurulması başlar. Bu tür elektronlara denir eşleştirilmiş. Bu, komşu hücrelerde elektronların, benzer yüklü parçacıklar gibi birbirini daha az itmesiyle açıklanmaktadır.

Bkz. 7 N atomu için 6.

Pirinç. 6

Skandiyum atomunun elektronik konfigürasyonu

21 Sc: 1 S 2 2 S 2 2 P 6 3 S 2 3 P 6 4 S 2 3 D 1

Dış enerji seviyesindeki elektronlara değerlik elektronları denir. 21 Sc kastediyor D-elementler.

Dersi özetlemek

Derste atomun yapısı, atomdaki elektronların durumu incelendi ve "atom yörüngesi ve elektron bulutu" kavramı tanıtıldı. Öğrenciler yörüngelerin şeklinin ne olduğunu öğrendiler ( S-, P-, D-orbitaller), enerji seviyelerinde ve alt seviyelerdeki maksimum elektron sayısı nedir, elektronların enerji seviyeleri arasındaki dağılımı, nedir? S-, P- Ve D-elementler. Atomların elektronik katmanlarının yapısının grafik diyagramı (elektron grafik formülü) verilmiştir.

Kaynakça

1. Rudzitis G.E. Kimya. Genel kimyanın temelleri. 11. sınıf: genel eğitim kurumları için ders kitabı: temel seviye / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. baskı. - M.: Eğitim, 2012.

2. Popel P.P. Kimya: 8. sınıf: genel eğitim kurumları için ders kitabı / P.P. Popel, L.S. - K.: IC "Akademi", 2008. - 240 s.: hasta.

3.A.V. Manuilov, V.I. Rodionov. Kimyanın temelleri. Çevrimiçi ders kitabı.

Ev ödevi

1. Sayı 5-7 (s. 22) Rudzitis G.E. Kimya. Genel kimyanın temelleri. 11. sınıf: genel eğitim kurumları için ders kitabı: temel seviye / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. baskı. - M.: Eğitim, 2012.

2. Aşağıdaki elementlerin elektronik formüllerini yazın: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Elementler aşağıdaki elektronik formüllere sahiptir: a) 1s 2 2s 2 2p 4.b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2. Bu unsurlar nelerdir?

Atomun bileşimi.

Bir atom oluşur atom çekirdeği Ve elektron kabuğu.

Bir atomun çekirdeği protonlardan oluşur ( p+) ve nötronlar ( N 0). Çoğu hidrojen atomunun bir protondan oluşan bir çekirdeği vardır.

Proton sayısı N(p+) nükleer yüke eşittir ( Z) ve doğal element serisindeki (ve elementlerin periyodik tablosundaki) elementin sıra numarası.

N(P +) = Z

Nötronların toplamı N(N 0), yalnızca harfle gösterilir N ve proton sayısı Z isminde kütle Numarası ve harfle belirtilir A.

A = Z + N

Bir atomun elektron kabuğu, çekirdeğin etrafında hareket eden elektronlardan oluşur ( e -).

Elektron sayısı N(e-) nötr bir atomun elektron kabuğundaki proton sayısına eşittir Z onun çekirdeğinde.

Bir protonun kütlesi yaklaşık olarak bir nötronun kütlesine ve bir elektronun kütlesinin 1840 katına eşittir; dolayısıyla bir atomun kütlesi neredeyse çekirdeğin kütlesine eşittir.

Atomun şekli küreseldir. Çekirdeğin yarıçapı atomun yarıçapından yaklaşık 100.000 kat daha küçüktür.

Kimyasal element- aynı nükleer yüke sahip (çekirdeğinde aynı sayıda proton bulunan) atom türü (atom topluluğu).

İzotop- Çekirdeğinde aynı sayıda nötron bulunan aynı elementin atomlarından oluşan bir koleksiyon (veya çekirdeğinde aynı sayıda proton ve aynı sayıda nötron bulunan bir atom türü).

Farklı izotoplar, atomlarının çekirdeğindeki nötron sayısında birbirinden farklılık gösterir.

Tek bir atomun veya izotopun tanımı: (E - element sembolü), örneğin: .

Bir atomun elektron kabuğunun yapısı

Atomik yörünge- Bir atomdaki elektronun durumu. Yörüngenin simgesidir. Her yörüngenin karşılık gelen bir elektron bulutu vardır.

Temel (uyarılmamış) durumdaki gerçek atomların yörüngeleri dört türden oluşur: S, P, D Ve F.

Elektronik bulut- yüzde 90 (veya daha fazla) olasılıkla bir elektronun bulunabileceği uzay kısmı.

Not: Bazen “atomik yörünge” ve “elektron bulutu” kavramları birbirinden ayırt edilmez ve her ikisine de “atomik yörünge” denir.

Bir atomun elektron kabuğu katmanlıdır. Elektronik katman aynı büyüklükteki elektron bulutlarından oluşur. Bir katman formunun yörüngeleri elektronik ("enerji") seviyesi enerjileri hidrojen atomu için aynı, diğer atomlar için farklıdır.

Aynı türdeki yörüngeler gruplandırılır. elektronik (enerji) alt seviyeler:
S-alt düzey (birinden oluşur S-orbitaller), sembol - .
P-alt düzey (üçten oluşur) P
D-alt seviye (beşten oluşur) D-orbitaller), sembol - .
F-alt düzey (yediden oluşur) F-orbitaller), sembol - .

Aynı alt seviyedeki yörüngelerin enerjileri aynıdır.

Alt seviyeleri belirlerken, alt seviye sembolüne katman numarası (elektronik seviye) eklenir, örneğin: 2 S, 3P, 5D araç S-ikinci seviyenin alt seviyesi, P-üçüncü seviyenin alt seviyesi, D-beşinci seviyenin alt seviyesi.

Bir seviyedeki alt seviyelerin toplam sayısı seviye numarasına eşittir N. Bir seviyedeki toplam yörünge sayısı eşittir N 2. Buna göre bir katmandaki toplam bulut sayısı da şuna eşittir: N 2 .

Tanımlar: - serbest yörünge (elektronsuz), - eşlenmemiş elektronlu yörünge, - elektron çiftli yörünge (iki elektronlu).

Elektronların bir atomun yörüngelerini doldurma sırası üç doğa kanunu tarafından belirlenir (formülasyonlar basitleştirilmiş terimlerle verilmiştir):

1. En az enerji ilkesi: Elektronlar, yörüngelerin enerjisini arttıracak şekilde yörüngeleri doldurur.

2. Pauli ilkesi: Bir yörüngede ikiden fazla elektron bulunamaz.

3. Hund kuralı - bir alt seviyede, elektronlar önce boş yörüngeleri doldurur (birer birer) ve ancak bundan sonra elektron çiftleri oluştururlar.

Elektronik seviyedeki (veya elektron katmanındaki) toplam elektron sayısı 2'dir N 2 .

Alt seviyelerin enerjiye göre dağılımı şu şekilde ifade edilir (artan enerji sırasına göre):

1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S, 5F, 6D, 7P ...

Bu dizi bir enerji diyagramıyla açıkça ifade edilir:

Bir atomun elektronlarının seviyeler, alt seviyeler ve yörüngeler arasındaki dağılımı (bir atomun elektronik konfigürasyonu), bir elektron formülü, bir enerji diyagramı veya daha basit bir şekilde elektron katmanlarının bir diyagramı ("elektron diyagramı") olarak gösterilebilir.

Atomların elektronik yapısına örnekler:

Değerlik elektronları- kimyasal bağların oluşumunda rol alabilen bir atomun elektronları. Herhangi bir atom için, bunların tümü dış elektronlar artı enerjisi dıştakilerden daha büyük olan ön-dış elektronlardır. Örneğin: Ca atomunun 4 dış elektronu vardır S 2, bunlar aynı zamanda değerliktir; Fe atomunun 4 dış elektronu vardır S 2 ama 3'ü var D 6, dolayısıyla demir atomunun 8 değerlik elektronu vardır. Kalsiyum atomunun değerlik elektronik formülü 4'tür S 2 ve demir atomları - 4 S 2 3D 6 .

D. I. Mendeleev'in kimyasal elementlerin periyodik tablosu
(kimyasal elementlerin doğal sistemi)

Kimyasal elementlerin periyodik kanunu(modern formülasyon): kimyasal elementlerin özellikleri ve bunların oluşturduğu basit ve karmaşık maddeler periyodik olarak atom çekirdeğinin yükünün değerine bağlıdır.

Periyodik tablo- periyodik yasanın grafik ifadesi.

Doğal dizi kimyasal elementler- Atomlarının çekirdeklerindeki artan proton sayısına göre veya aynı şekilde bu atomların çekirdeklerinin artan yüklerine göre düzenlenmiş bir dizi kimyasal element. Bu serideki bir elementin atom numarası, bu elementin herhangi bir atomunun çekirdeğindeki proton sayısına eşittir.

Kimyasal elementler tablosu, doğal kimyasal element serilerinin "kesilmesiyle" oluşturulur. dönemler(tablonun yatay satırları) ve benzer elektronik atom yapısına sahip elementlerin gruplandırılması (tablonun dikey sütunları).

Öğeleri gruplar halinde birleştirme şeklinize bağlı olarak tablo şu şekilde olabilir: uzun dönem(aynı sayıda ve türde değerlik elektronuna sahip elementler gruplar halinde toplanır) ve kısa süre(aynı sayıda değerlik elektronuna sahip elementler gruplar halinde toplanır).

Kısa dönem tablosu grupları alt gruplara ayrılmıştır ( ana Ve taraf), uzun dönem tablosundaki gruplarla çakışıyor.

Aynı periyoda ait elementlerin tüm atomları, periyot sayısına eşit, aynı sayıda elektron katmanına sahiptir.

Periyotlardaki element sayısı: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Sekizinci periyodun elementlerinin çoğu yapay olarak elde edildi; bu periyodun son elementleri henüz sentezlenmedi. İlki dışındaki tüm periyotlar alkali metal oluşturan bir elementle (Li, Na, K, vb.) başlar ve soy gaz oluşturan bir elementle (He, Ne, Ar, Kr, vb.) biter.

Kısa dönem tablosunda her biri iki alt gruba (ana ve ikincil) ayrılan sekiz grup vardır; uzun dönem tablosunda ise Romen rakamlarıyla A veya B harfleriyle numaralandırılmış on altı grup vardır. örnek: IA, IIIB, VIA, VIIB. Uzun dönem tablosunun IA grubu, kısa dönem tablosunun birinci grubunun ana alt grubuna karşılık gelir; grup VIIB - yedinci grubun ikincil alt grubu: geri kalanı - benzer şekilde.

Kimyasal elementlerin özellikleri doğal olarak gruplara ve periyotlara göre değişir.

Dönemler halinde (seri numarası arttıkça)

• nükleer yük artar
• dış elektronların sayısı artar,
• atomların yarıçapı azalır,
• elektronlar ile çekirdek arasındaki bağın gücü artar (iyonlaşma enerjisi),
• elektronegatiflik artar,
• basit maddelerin oksitleyici özellikleri arttırılır ("metaliklik"),
• basit maddelerin indirgeyici özellikleri zayıflar ("metallik"),
• Hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin temel karakterini zayıflatır,
• hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin asidik karakteri artar.

Gruplar halinde (artan seri numarasıyla)

• nükleer yük artar
• atomların yarıçapı artar (yalnızca A gruplarında),
• elektronlar ve çekirdek arasındaki bağın gücü azalır (iyonlaşma enerjisi; yalnızca A gruplarında),
• elektronegatiflik azalır (yalnızca A gruplarında),
• basit maddelerin oksitleyici özellikleri zayıflar ("metaliklik"; yalnızca A gruplarında),
• basit maddelerin indirgeyici özellikleri artar ("metallik"; yalnızca A gruplarında),
• Hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin temel karakteri artar (yalnızca A gruplarında),
• Hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin asidik karakterini zayıflatır (sadece A gruplarında),
• hidrojen bileşiklerinin stabilitesi azalır (indirgeme aktiviteleri artar; yalnızca A gruplarında).

"Konu 9. "konuyla ilgili görevler ve testler. Atomun yapısı. Periyodik yasa ve kimyasal elementlerin periyodik sistemi, D. I. Mendeleev (PSHE) "."

• Periyodik yasa - Periyodik yasa ve atomların yapısı 8-9. Sınıflar
  Bilmeniz gerekenler: Orbitalleri elektronlarla doldurma yasaları (en az enerji ilkesi, Pauli ilkesi, Hund kuralı), periyodik element tablosunun yapısı.

  Şunları yapabilmeniz gerekir: elementin periyodik tablodaki konumuna göre bir atomun bileşimini belirlemek ve bunun tersine, bileşimini bilerek periyodik sistemde bir element bulmak; yapı diyagramını, bir atomun, iyonun elektronik konfigürasyonunu tasvir edin ve tersine, diyagramdan ve elektronik konfigürasyondan PSCE'deki bir kimyasal elementin konumunu belirleyin; PSCE'deki konumuna göre elementi ve oluşturduğu maddeleri karakterize etmek; Periyodik sistemin bir periyodunda ve bir ana alt grubunda atomların yarıçapındaki değişiklikleri, kimyasal elementlerin özelliklerini ve oluşturdukları maddeleri belirler.

  Örnek 1.Üçüncü elektron seviyesindeki yörünge sayısını belirleyin. Bu yörüngeler nelerdir?
  Yörünge sayısını belirlemek için formülü kullanırız N yörüngeler = N 2 nerede N- seviye numarası. N yörüngeler = 3 2 = 9. Bir 3 S-, üç 3 P- ve beş 3 D-orbitaller.

  Örnek 2. Hangi elementin atomunun elektronik formül 1'e sahip olduğunu belirleyin S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 .
  Hangi element olduğunu belirlemek için atomun toplam elektron sayısına eşit olan atom numarasını bulmanız gerekir. Bu durumda: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Bu alüminyumdur.

  İhtiyacınız olan her şeyin öğrenildiğinden emin olduktan sonra görevleri tamamlamaya devam edin. Başarılar dileriz.

  
  Önerilen Kaynaklar:
  • O. S. Gabrielyan ve diğerleri Kimya 11. sınıf. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kimya 11. sınıf. M., Eğitim, 2001.

Elektronlar

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

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

Bir atomdaki elektronların durumu

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

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

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

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

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

Bir enerji seviyesindeki en fazla elektron sayısı aşağıdaki formülle belirlenir:

N = 2n 2 ,

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

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

Alt seviyeler genellikle Latin harfleriyle ve oluştukları yörüngelerin şekliyle gösterilir: s, p, d, f.

Protonlar ve Nötronlar

Herhangi bir kimyasal elementin bir atomu küçük bir güneş sistemiyle karşılaştırılabilir. Bu nedenle E. Rutherford tarafından önerilen bu atom modeline denir. gezegensel.

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

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

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

13 + 14 = 27

proton sayısı 13, nötron sayısı 14, kütle numarası 27

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

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

N = A - Z

Örneğin bir demir atomundaki nötron sayısı:

56 — 26 = 30

İzotoplar

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

İlk dönemin unsurları

Hidrojen atomunun elektronik yapısının şeması:

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

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

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

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

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

Neon atomunda ikinci elektron katmanı tamamlandı - 8 elektronu var.

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

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

Alüminyum ve sonraki elementlerde 3p alt seviyesi elektronlarla doludur.

Üçüncü periyodun elemanları doldurulmamış 3 boyutlu yörüngelere sahiptir.

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

Dördüncü - yedinci dönemlerin unsurları

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

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

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

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

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

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

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

4f elementlerine lantanitler denir.

5f elementlerine aktinit denir.

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

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

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

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

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

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

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

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

Hund kuralı ve Pauli ilkesi

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

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

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

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

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

Klechkovsky'nin kuralı

Klechkovsky'nin kuralı - atomlardaki toplam elektron sayısı arttıkça (çekirdeklerinin yüklerinde veya kimyasal elementlerin seri numaralarında bir artışla), atomik yörüngeler, elektronların daha yüksek enerjili bir yörüngedeki görünümü değişecek şekilde doldurulur. yalnızca ana kuantum numarası n'ye bağlıdır ve l'den itibaren dahil olmak üzere diğer tüm kuantum sayılarına bağlı değildir. Fiziksel olarak bu, hidrojen benzeri bir atomda (elektronlar arası itme olmadığında), bir elektronun yörünge enerjisinin yalnızca elektron yük yoğunluğunun çekirdekten uzaysal mesafesi ile belirlendiği ve onun özelliklerine bağlı olmadığı anlamına gelir. çekirdeğin alanında hareket.

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

(Ders Notları)

Atomun yapısı. Giriiş.

Kimyada çalışmanın amacı kimyasal elementler ve bunların bileşikleridir. Kimyasal element aynı pozitif yüke sahip atomların toplamına denir. Atom- bir kimyasal elementin onu koruyan en küçük parçacığıdır Kimyasal özellikler. Aynı veya farklı elementlerin atomları birbirlerine bağlanarak daha karmaşık parçacıklar oluştururlar. moleküller. Bir atom veya molekül topluluğu kimyasal maddeleri oluşturur. Her bir kimyasal madde, kaynama ve erime noktaları, yoğunluk, elektriksel ve termal iletkenlik vb. gibi bir dizi bireysel fiziksel özellik ile karakterize edilir.

1. Atomun yapısı ve Periyodik Element Tablosu

DI. Mendeleev.

Periyodik Elementler Tablosunu doldurma sırasının yasalarının bilgisi ve anlaşılması D.I. Mendeleev aşağıdakileri anlamamızı sağlar:

1. Doğadaki belirli elementlerin varlığının fiziksel özü,

2. Elementin kimyasal değerinin doğası,

3. Bir elementin başka bir elementle etkileşime girdiğinde elektron verme veya alma yeteneği ve "hafifliği",

4. Belirli bir elementin diğer elementlerle etkileşime girdiğinde oluşturabileceği kimyasal bağların doğası, basit ve karmaşık moleküllerin uzaysal yapısı vb.

Atomun yapısı.

Bir atom, hareket halindeki ve birbirleriyle etkileşime giren temel parçacıkların karmaşık bir mikro sistemidir.

19. yüzyılın sonlarında ve 20. yüzyılın başlarında atomların daha küçük parçacıklardan oluştuğu keşfedildi: nötronlar, protonlar ve elektronlar. Son iki parçacık yüklü parçacıklardır, proton pozitif yük taşır, elektron ise negatif yük taşır. Temel durumdaki bir elementin atomları elektriksel olarak nötr olduğundan, bu, herhangi bir elementin atomundaki proton sayısının elektron sayısına eşit olduğu anlamına gelir. Atomların kütlesi, proton ve nötronların kütlelerinin toplamı ile belirlenir; bunların sayısı, atomların kütlesi ile periyodik sistem D.I.'deki seri numarası arasındaki farka eşittir. Mendeleev.

1926'da Schrödinger, türettiği dalga denklemini kullanarak bir elementin atomundaki mikropartiküllerin hareketini tanımlamayı önerdi. Hidrojen atomu için Schrödinger dalga denklemini çözerken üç tamsayı kuantum sayısı ortaya çıkar: N, ℓ Ve M ℓ Çekirdeğin merkezi alanındaki üç boyutlu uzayda elektronun durumunu karakterize eden. Kuantum sayıları N, ℓ Ve M ℓ tam sayı değerleri alın. Üç kuantum sayısıyla tanımlanan dalga fonksiyonu N, ℓ Ve M ℓ Schrödinger denkleminin çözülmesi sonucu elde edilen yörüngeye yörünge denir. Yörünge, bir elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu uzay bölgesidir, bir kimyasal elementin atomuna ait. Böylece, hidrojen atomu için Schrödinger denkleminin çözülmesi, üç kuantum sayısının ortaya çıkmasına yol açar; bunun fiziksel anlamı, atomun sahip olabileceği üç farklı yörünge tipini karakterize etmesidir. Her kuantum sayısına daha yakından bakalım.

Ana kuantum sayısı n herhangi bir pozitif tamsayı değerini alabilir: n = 1,2,3,4,5,6,7...Elektron seviyesinin enerjisini ve elektron “bulutunun” boyutunu karakterize eder. Ana kuantum sayısının sayısının, elementin bulunduğu periyodun numarasıyla çakışması karakteristiktir.

Azimut veya yörünge kuantum numarasıℓ tam sayı değerlerini alabilir ℓ = 0….to n – 1 ve elektron hareketinin momentini belirler, yani. yörünge şekli. ℓ'nin çeşitli sayısal değerleri için aşağıdaki gösterim kullanılır: ℓ = 0, 1, 2, 3 ve sembollerle gösterilir S, P, D, F, sırasıyla ℓ = 0, 1, 2 ve 3. Periyodik element tablosunda spin numarası olan element yoktur ℓ = 4.

Manyetik kuantum sayısıM ℓ Elektron yörüngelerinin uzaysal düzenini ve dolayısıyla elektronun elektromanyetik özelliklerini karakterize eder. Değerleri alabilir – ℓ + ℓ sıfır dahil.

Atomik yörüngelerin şekli veya daha doğrusu simetri özellikleri kuantum sayılarına bağlıdır. ℓ Ve M ℓ . "Elektronik bulut"a karşılık gelen S- yörüngeler top şeklindedir (aynı zamanda ℓ = 0).

Şekil 1. 1s yörünge

Kuantum sayıları ℓ = 1 ve m ℓ = -1, 0 ve +1 ile tanımlanan yörüngelere p-orbitalleri denir. mℓ üç farklı değere sahip olduğundan, atomun enerji açısından eşdeğer üç p-orbitalleri vardır (bunlar için ana kuantum sayısı aynıdır ve n = 2,3,4,5,6 veya 7 değerine sahip olabilir). p-Orbitaller eksenel simetriye sahiptir ve harici bir alanda x, y ve z eksenleri boyunca yönlendirilmiş üç boyutlu sekiz rakamına benzerler (Şekil 1.2). p x , p y ve p z sembolizminin kökeni buradan gelir.

İncir. 2. p x, p y ve p z yörüngeleri

Ek olarak, ilk ℓ = 2 ve m ℓ = -2, -1, 0, +1 ve +2 için d- ve f- atomik yörüngeleri vardır, yani. beş AO, ikincisi için ℓ = 3 ve m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 ve +3, yani. 7 JSC.

Dördüncü kuantum M S Spin kuantum sayısı adı verilen bu sayı, 1925'te Goudsmit ve Uhlenbeck tarafından hidrojen atomunun spektrumundaki bazı ince etkileri açıklamak için tanıtıldı. Bir elektronun dönüşü, yönelimi kuantize edilmiş bir elektronun yüklü temel parçacığının açısal momentumudur; kesinlikle belirli açılarla sınırlıdır. Bu yönelim, elektron için şuna eşit olan spin manyetik kuantum sayısının (s) değeriyle belirlenir: ½ , dolayısıyla kuantizasyon kurallarına göre elektron için M S = ± ½. Bu bağlamda, üç kuantum sayısı kümesine kuantum sayısını eklemeliyiz. M S . Mendeleev'in periyodik element tablosunun yapım sırasını dört kuantum sayısının belirlediğini bir kez daha vurgulayalım ve neden ilk periyotta yalnızca iki elementin, ikinci ve üçüncü periyotta sekiz, dördüncü periyotta 18 vb. olduğunu açıklayalım. Çok elektronlu atomların yapısını açıklamak için, atomun pozitif yükü arttıkça elektronik seviyelerin dolma sırası, elektronların davranışını “kontrol eden” dört kuantum sayısı hakkında fikir sahibi olmak yeterli değildir. Elektron yörüngelerini doldurmak, ancak bazı daha basit kuralları bilmeniz gerekir, yani: Pauli ilkesi, Hund kuralı ve Kleczkowski kuralı.

Pauli prensibine göre Dört kuantum sayısının belirli değerleri ile karakterize edilen aynı kuantum durumunda birden fazla elektron olamaz. Bu, prensipte bir elektronun herhangi bir atomik yörüngeye yerleştirilebileceği anlamına gelir. İki elektron ancak spin kuantum sayıları farklıysa aynı atomik yörüngede bulunabilir.

Üç p-AO'yu, beş d-AO'yu ve yedi f-AO'yu elektronlarla doldururken, Pauli ilkesine ek olarak Hund kuralına göre yönlendirilmelidir: Temel durumdaki bir alt kabuğun yörüngelerinin doldurulması, aynı dönüşlere sahip elektronlarla gerçekleşir.

Alt kabukları doldururken (P, D, F)Spinlerin toplamının mutlak değeri maksimum olmalıdır.

Klechkovsky'nin kuralı. Klechkovsky kuralına göre doldururkenD Ve FElektron yörüngesine saygı gösterilmelidirMinimum enerji prensibi. Bu prensibe göre temel durumdaki elektronlar minimum enerji seviyesine sahip yörüngelerde bulunur. Bir alt seviyenin enerjisi kuantum sayılarının toplamı ile belirlenir.N + ℓ = E .

Klechkovsky'nin ilk kuralı: İlk olarak, bu alt seviyelerN + ℓ = E en az.

Klechkovsky'nin ikinci kuralı: eşitlik durumundaN + ℓ birkaç alt seviye için, alt seviye doldurulmuşturN en az .

Şu anda 109 element bilinmektedir.

2. İyonlaşma enerjisi, elektron ilgisi ve elektronegatiflik.

Bir atomun elektronik konfigürasyonunun en önemli özellikleri iyonlaşma enerjisi (IE) veya iyonlaşma potansiyeli (IP) ve atomun elektron ilgisidir (EA). İyonlaşma enerjisi, 0 K'da serbest bir atomdan bir elektronun uzaklaştırılması sırasında meydana gelen enerji değişimidir: A = + + ē . İyonlaşma enerjisinin bir elementin atom numarası Z'ye ve atom yarıçapının boyutuna bağımlılığı belirgin bir periyodik karaktere sahiptir.

Elektron ilgisi (EA), 0 K'da negatif bir iyon oluşturmak üzere izole edilmiş bir atoma bir elektronun eklenmesiyle ortaya çıkan enerji değişimidir: A + ē = A - (atom ve iyon temel durumlarındadır). Bu durumda, eğer VZAO iki elektron tarafından doldurulmuşsa, elektron en düşük boş atomik yörüngeyi (LUAO) işgal eder. SE güçlü bir şekilde yörüngesel elektronik konfigürasyonuna bağlıdır.

EI ve SE'deki değişiklikler, elementlerin ve bunların bileşiklerinin birçok özelliğindeki değişikliklerle ilişkilidir ve bu, bu özellikleri EI ve SE değerlerinden tahmin etmek için kullanılır. Halojenler en yüksek mutlak elektron ilgisine sahiptir. Periyodik element tablosunun her grubunda iyonlaşma potansiyeli veya EI, element sayısının artmasıyla azalır; bu, atom yarıçapındaki bir artışla ve elektronik katmanların sayısındaki bir artışla ilişkilidir ve indirgenmedeki bir artışla iyi bir şekilde ilişkilidir. elementin gücü.

Periyodik Element Tablosu Tablo 1'de eV/atom başına EI ve SE değerleri gösterilmektedir. Kesin SE değerlerinin yalnızca birkaç atom için bilindiğine dikkat edin; bunların değerleri Tablo 1'de vurgulanmıştır.

tablo 1

Periyodik tablodaki atomların birinci iyonlaşma enerjisi (EI), elektron ilgisi (EA) ve elektronegatifliği χ).

χ – Pauling'e göre elektronegatiflik

R- atom yarıçapı, (“Genel ve inorganik kimyada laboratuvar ve seminer dersleri”nden, N.S. Akhmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)