S atomunun elektronik yapısı. Atomik yapı diyagramı: çekirdek, elektron kabuğu

Periyodik tablo Mendeleev'in unsurları. Atomun yapısı.

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

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

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

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

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

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

Atom yapılarının özel yakınlığı ve kimyalarının benzerliği nedeniyle Z = 58 - 71 olan elementler. sv, bir parçası olan lantanit ailesini oluşturur III grubu ancak kolaylık olması açısından masanın altına yerleştirilmiştir. Z = 90 - 103 olan elementler genellikle aynı nedenlerden dolayı aktinit ailesinde sınıflandırılır. Bunları Z = 104 olan bir element - curchatovy ve Z = 105 olan bir element takip eder (bkz. Nilsborium). Temmuz 1974'te Baykuşlar. fizikçiler Z = 106 olan bir elementin keşfini Ocak ayında bildirdiler. 1976 - Z = 107 olan elementler. Daha sonra Z = 108 ve 109 olan elementler daha düşük sentezlendi. P. s sınırı e. M. biliniyor - nükleer yükü birden az olan bir element olamayacağı için hidrojen tarafından veriliyor. Soru şu: üst sınır Not: e. M., yani sanatın ulaşabileceği en uç değere kadar. elementlerin sentezi çözülmeden kalır. (Ağır çekirdekler kararsızdır, bu nedenle Z = 95 olan amerikanyum ve sonraki elementler doğada bulunmaz, ancak elde edilir. nükleer reaksiyonlar; ancak daha uzak bir bölgede uranyum ötesi elementler sözde ortaya çıkması bekleniyor. stabilite adacıkları, özellikle Z = 114 için.) Sanatta. periyodik olarak yeni elementlerin sentezi. hukuk ve P. s. e. M. birincil bir rol oynamaktadır. Mendeleev yasası ve sistemi doğa bilimlerinin en önemli genellemeleri arasında yer alır ve modern bilimin temelini oluşturur. adanın yapısı hakkında öğretiler.

Atomun elektronik yapısı.

Bu ve sonraki paragraflar bir atomun elektron kabuğu modellerinden bahsediyor. Bunu anlamak önemlidir Hakkında konuşuyoruz tam olarak hakkında modeller. Gerçek atomlar elbette daha karmaşıktır ve onlar hakkında hâlâ her şeyi bilmiyoruz. Ancak çağdaş teorik model elektronik yapı Atom, kimyasal elementlerin birçok özelliğini başarılı bir şekilde açıklamaya ve hatta tahmin etmeye izin verir, bu nedenle doğa bilimlerinde yaygın olarak kullanılır.

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

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

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

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

Pirinç. 2-6. Bohr'un hidrojen atomundan daha karmaşık atomlar için modeli. Çizim ölçekli değildir; aslında aynı seviyedeki alt seviyeler birbirine çok daha yakındır.

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

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

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

Kimyasallar etrafımızdaki dünyanın yapıldığı şeydir.

Her kimyasal maddenin özellikleri iki türe ayrılır: diğer maddeleri oluşturma yeteneğini karakterize eden kimyasal ve nesnel olarak gözlemlenen ve bağımsız olarak değerlendirilebilen fiziksel. kimyasal dönüşümler. Örneğin bir maddenin fiziksel özellikleri onun toplama durumu(katı, sıvı veya gaz), termal iletkenlik, ısı kapasitesi, çözünürlük farklı ortamlar(su, alkol vb.), yoğunluk, renk, tat vb.

Bazılarının dönüşümleri kimyasal maddeler diğer maddelerde kimyasal olaylar veya kimyasal reaksiyonlar denir. Bazı özelliklerdeki değişikliklerin açıkça eşlik ettiği fiziksel olayların da mevcut olduğu unutulmamalıdır. fiziki ozellikleri maddeler başka maddelere dönüşmeden İLE fiziksel olaylarörneğin buzun erimesi, suyun donması veya buharlaşması vb.

Bir süreçte neler olduğu hakkında kimyasal olay gözlemleyerek sonuca varabiliriz karakteristik özellikler kimyasal reaksiyonlar renk değişimi, çökelme, gaz oluşumu, ısı ve/veya ışık gibi.

Örneğin, aşağıdaki gözlemler yapılarak kimyasal reaksiyonların oluşumu hakkında bir sonuca varılabilir:

Günlük yaşamda kireç adı verilen suyun kaynatılması sırasında tortu oluşması;

Ateş yandığında ısı ve ışığın açığa çıkması;

Havada taze bir elma kesiminin renginin değişmesi;

Hamurun fermantasyonu vb. sırasında gaz kabarcıklarının oluşması.

Bir maddenin kimyasal reaksiyonlar sırasında hemen hemen hiçbir değişikliğe uğramayan, ancak birbirleriyle yalnızca yeni bir şekilde bağlanan en küçük parçacıklarına atom denir.

Bu tür madde birimlerinin varlığına dair fikir, eski zamanlarda ortaya çıktı. Antik Yunan akıllarda antik filozoflar Bu da aslında “atom” teriminin kökenini açıklıyor çünkü Yunancadan tercüme edilen “atomos”, “bölünemez” anlamına geliyor.

Ancak eski Yunan filozoflarının düşüncesinin aksine atomlar, maddenin mutlak minimumu değildir; kendileri de karmaşık bir yapıya sahiptir.

Her atom sözde oluşur atomaltı parçacıklar– sırasıyla p +, n o ve e – sembolleriyle gösterilen protonlar, nötronlar ve elektronlar. Kullanılan gösterimdeki üst simge, protonun bir birime sahip olduğunu gösterir. pozitif yük, elektron – tek negatif yük fakat nötronun yükü yoktur.

Bir atomun niteliksel yapısına gelince, her atomda tüm protonlar ve nötronlar, çevresinde elektronların bir elektron kabuğu oluşturduğu çekirdek adı verilen bölgede yoğunlaşmıştır.

Proton ve nötron hemen hemen aynı kütlelere sahiptir; m p ≈ m n ve elektronun kütlesi, her birinin kütlesinden neredeyse 2000 kat daha azdır, yani. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Çünkü temel özellik Bir atomun elektriksel nötrlüğü ve bir elektronun yükü şarja eşit Bir proton varsa, bundan herhangi bir atomdaki elektron sayısının proton sayısına eşit olduğu sonucuna varabiliriz.

Örneğin aşağıdaki tablo atomların olası bileşimini göstermektedir:

Atom türü eşit yükçekirdekler, yani İle aynı numaraÇekirdeklerindeki protonlara kimyasal element denir. Böylece yukarıdaki tablodan atom1 ve atom2'nin bir kimyasal elemente, atom3 ve atom4'ün ise başka bir kimyasal elemente ait olduğu sonucuna varabiliriz.

Her kimyasal elementin, belirli bir şekilde okunan kendi adı ve bireysel sembolü vardır. Yani örneğin atomları çekirdeğinde yalnızca bir proton içeren en basit kimyasal elemente "hidrojen" adı verilir ve "kül" olarak okunan "H" simgesiyle gösterilir ve bir kimyasal elementtir. +7 nükleer yük (yani 7 proton içeren) - “nitrojen”, “en” olarak okunan “N” sembolüne sahiptir.

Yukarıdaki tablodan görülebileceği gibi, bir atomun kimyasal elementçekirdeklerdeki nötron sayısında farklılık olabilir.

Aynı kimyasal elemente ait olan fakat sahip olan atomlar farklı miktarlar nötronlara ve dolayısıyla kütleye izotoplar denir.

Örneğin, hidrojen kimyasal elementinin üç izotopu vardır - 1 H, 2 H ve 3 H. H sembolünün üzerindeki 1, 2 ve 3 endeksleri, nötron ve protonların toplam sayısı anlamına gelir. Onlar. Hidrojenin, atomlarının çekirdeğinde bir proton bulunmasıyla karakterize edilen kimyasal bir element olduğunu bilerek, 1H izotopunda hiç nötron bulunmadığı (1-1 = 0) sonucuna varabiliriz. 2H izotopu - 1 nötron (2-1=1) ve 3H izotopunda - iki nötron (3-1=2). Daha önce de belirtildiği gibi, nötron ve proton aynı kütlelere sahip olduğundan ve elektronun kütlesi onlarla karşılaştırıldığında ihmal edilebilecek kadar küçük olduğundan, bu, 2H izotopunun 1H izotopundan neredeyse iki kat daha ağır olduğu ve 3'ün ise 1H izotopundan neredeyse iki kat daha ağır olduğu anlamına gelir. H izotopu üç kat daha ağırdır. Hidrojen izotoplarının kütlelerindeki bu kadar büyük bir dağılım nedeniyle, 2H ve 3H izotoplarına, başka hiçbir kimyasal element için tipik olmayan ayrı bireysel isimler ve semboller bile verilmiştir. 2H izotopuna döteryum adı verildi ve D sembolü verildi ve 3H izotopuna trityum adı verildi ve T sembolü verildi.

Proton ve nötronun kütlesini bir olarak alırsak ve elektronun kütlesini ihmal edersek, aslında atomdaki toplam proton ve nötron sayısına ek olarak sol üst indeks onun kütlesi olarak kabul edilebilir ve bu nedenle bu indeks kütle numarası olarak adlandırılır ve A sembolü ile gösterilir. Herhangi bir Protonun çekirdeğinin yükü atoma karşılık geldiğinden ve her protonun yükü geleneksel olarak +1'e eşit kabul edildiğinden, çekirdekteki protonların sayısı yük numarası (Z) olarak adlandırılır. Bir atomdaki nötron sayısı N olarak gösterilerek kütle numarası, yük sayısı ve nötron sayısı arasındaki ilişki matematiksel olarak şu şekilde ifade edilebilir:

Buna göre modern fikirler Elektronun ikili (parçacık-dalga) doğası vardır. Hem parçacık hem de dalga özelliklerine sahiptir. Bir parçacık gibi, bir elektronun da kütlesi ve yükü vardır, ancak aynı zamanda bir dalga gibi elektronların akışı da kırınım yeteneği ile karakterize edilir.

Bir atomdaki elektronun durumunu tanımlamak için temsiller kullanılır. Kuantum mekaniği Buna göre elektronun belirli bir yörüngesi yoktur ve uzayda herhangi bir noktaya yerleştirilebilir, ancak farklı olasılıklarla.

Çekirdeğin etrafındaki, elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu bölgeye atomik yörünge denir.

Bir atomik yörünge sahip olabilir çeşitli şekiller, boyut ve yön. Atomik yörüngeye elektron bulutu da denir.

Grafiksel olarak, bir atomik yörünge genellikle kare hücre olarak gösterilir:

Kuantum mekaniği bu nedenle son derece karmaşık bir matematiksel aygıta sahiptir. okul kursu kimyada yalnızca kuantum mekaniği teorisinin sonuçları dikkate alınır.

Bu sonuçlara göre herhangi bir atomik yörünge ve onun içinde yer alan elektron tamamen 4 kuantum sayısıyla karakterize edilir.

• Ana kuantum sayısı - n - belirler toplam enerji Belirli bir yörüngedeki elektron. Temel kuantum sayısının değer aralığı – hepsi tamsayılar, yani n = 1,2,3,4, 5 vb.
• Yörünge kuantum numarası - l - atomik yörüngenin şeklini karakterize eder ve 0'dan n-1'e kadar herhangi bir tamsayı değeri alabilir; burada n, hatırlayın, ana kuantum sayısıdır.

l = 0 olan yörüngelere denir S-orbitaller. s-Orbitallerin şekli küreseldir ve uzayda yönü yoktur:

l = 1 olan yörüngelere denir P-orbitaller. Bu yörüngeler üç boyutlu sekiz rakamı şeklindedir; sekiz rakamının bir simetri ekseni etrafında döndürülmesiyle elde edilen ve dışarıdan bir dambıla benzeyen bir şekil:

l = 2 olan yörüngelere denir D-orbitaller, ve l = 3 – F-orbitaller. Yapıları çok daha karmaşıktır.

3) Manyetik kuantum sayısı – ml – belirli bir atomik yörüngenin uzaysal yönelimini belirler ve yörüngesel açısal momentumun yön üzerine izdüşümünü ifade eder manyetik alan. Manyetik kuantum sayısı ml, dış manyetik alan kuvveti vektörünün yönüne göre yörüngenin yönelimine karşılık gelir ve 0 dahil olmak üzere –l ila +l arasında herhangi bir tam sayı değeri alabilir, yani. Toplam olası değerler(2l+1)'e eşittir. Yani örneğin l = 0 m için l = 0 (bir değer), l = 1 m için l = -1, 0, +1 (üç değer), l = 2 m için l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (manyetik kuantum sayısının beş değeri), vb.

Yani, örneğin p-orbitaller, yani. “üç boyutlu sekiz rakamı” şeklindeki yörünge kuantum numarası l = 1 olan yörüngeler, sırasıyla manyetik kuantum sayısının (-1, 0, +1) üç değerine karşılık gelir. uzayda birbirine dik üç yön.

4) Spin kuantum sayısı (veya basitçe spin) - ms - geleneksel olarak atomdaki elektronun dönme yönünden sorumlu olarak kabul edilebilir; Farklı spinlere sahip elektronlar, yönü gösteren dikey oklarla gösterilir. farklı taraflar: ↓ ve .

Bir atomdaki aynı temel kuantum sayısına sahip tüm yörüngelerin oluşturduğu kümeye enerji düzeyi veya elektron kabuğu. Herhangi bir keyfi enerji seviyesi bazı sayılarla n, n 2 yörüngeden oluşur.

Birçok yörünge ile aynı değerler temel kuantum sayısı ve yörünge kuantum sayısı bir enerji alt seviyesini temsil eder.

Temel kuantum sayısı n'ye karşılık gelen her enerji düzeyi, n alt düzey içerir. Buna karşılık, yörünge kuantum sayısı l olan her enerji alt düzeyi (2l+1) yörüngeden oluşur. Böylece, s alt düzeyi bir s yörüngesinden, p alt düzeyi üç p yörüngesinden, d alt düzeyi beş d yörüngesinden ve f alt düzeyi yedi f yörüngesinden oluşur. Daha önce de belirtildiği gibi, bir atomik yörünge genellikle bir tane ile gösterilir. kare hücre s-, p-, d- ve f-alt seviyeleri grafiksel olarak aşağıdaki gibi gösterilebilir:

Her yörünge, kesin olarak tanımlanmış bir üçlü kümeye karşılık gelir. Kuantum sayıları n, l ve m l.

Elektronların yörüngeler arasındaki dağılımına elektron konfigürasyonu denir.

dolgu atomik yörüngeler elektronlar üç koşula göre oluşur:

• Minimum enerji prensibi: Elektronlar en düşük enerji alt seviyesinden başlayarak yörüngeleri doldururlar. Enerjilerinin artan sırasına göre alt seviyelerin sırası aşağıdaki gibidir: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Elektronik alt seviyelerin doldurulma sırasını hatırlamayı kolaylaştırmak için aşağıdaki grafik gösterim çok kullanışlıdır:

• Pauli prensibi: Her yörünge ikiden fazla elektron içeremez.

Orbitalde bir elektron varsa buna eşlenmemiş, iki elektron varsa buna elektron çifti denir.

• Hund'un kuralı: Bir atomun en kararlı durumu, bir alt seviyede atomun mümkün olan maksimum sayıda eşleşmemiş elektrona sahip olduğu durumdur. Atomun bu en kararlı durumuna temel durum denir.

Aslında yukarıdakiler, örneğin 1., 2., 3. ve 4. elektronların p-alt seviyesinin üç yörüngesine yerleştirilmesinin şu şekilde gerçekleştirileceği anlamına gelir:

Atomik yörüngelerin yük sayısı 1 olan hidrojenden yük sayısı 36 olan kriptona (Kr) doldurulması şu şekilde gerçekleştirilecektir:

Atomik yörüngelerin doldurulma sırasının böyle bir temsiline enerji diyagramı denir. Bireysel elemanların elektronik diyagramlarına dayanarak, bunların sözde elektronik formüllerini (konfigürasyonlarını) yazmak mümkündür. Yani örneğin 15 protonlu ve bunun sonucunda 15 elektronlu bir element, yani. fosfor (P) aşağıdaki enerji diyagramına sahip olacaktır:

Elektronik formüle dönüştürüldüğünde fosfor atomu şu şekli alacaktır:

15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Alt seviye sembolünün solundaki normal büyüklükteki sayılar, enerji seviyesi numarasını gösterir ve alt seviye sembolünün sağındaki üst simgeler, karşılık gelen alt seviyedeki elektron sayısını gösterir.

Aşağıda periyodik tablonun ilk 36 elementinin D.I. tarafından elektronik formülleri bulunmaktadır. Mendeleev.

Daha önce de belirtildiği gibi, temel hallerinde atomik yörüngelerdeki elektronlar en az enerji ilkesine göre konumlandırılır. Bununla birlikte, atomun temel durumundaki boş p-orbitallerinin varlığında, çoğu zaman ona aşırı enerji verilerek atom uyarılmış duruma aktarılabilir. Örneğin, temel durumdaki bir bor atomunun elektronik konfigürasyonu ve enerji diyagramı aşağıdaki biçimdedir:

5 B = 1s 2 2s 2 2p 1

Ve heyecanlı bir durumda (*), yani. Bor atomuna bir miktar enerji verildiğinde elektron konfigürasyonu ve enerji diyagramı şu şekilde görünecektir:

5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2

Atomun hangi alt seviyesinin en son doldurulduğuna bağlı olarak kimyasal elementler s, p, d veya f olarak ayrılır.

Tablodaki s, p, d ve f elemanlarını bulma D.I. Mendeleev:

• S-elemanları doldurulacak son s-alt düzeyine sahiptir. Bu öğeler, grup I ve II'nin ana (tablo hücresinde solda) alt gruplarının öğelerini içerir.
• P elemanları için p alt seviyesi doldurulur. P-elementleri, birinci ve yedinci hariç her periyodun son altı elementini ve ayrıca III-VIII gruplarının ana alt gruplarının unsurlarını içerir.
• d-elementleri s- ve p-elementleri arasında geniş periyotlarda bulunur.
• f-Elementlere lantanit ve aktinit denir. Bunlar D.I. tablosunun altında listelenmiştir. Mendeleev.

Atom- pozitif yüklü bir çekirdek ve negatif yüklü elektronlardan oluşan elektriksel olarak nötr bir parçacık. Atomun merkezinde pozitif yüklü bir çekirdek bulunur. Atomun içindeki alanın önemsiz bir kısmını kaplar; tüm pozitif yük ve atomun neredeyse tüm kütlesi onun içinde yoğunlaşmıştır.

Çekirdek temel parçacıklardan oluşur - proton ve nötron; Elektronlar atom çekirdeği etrafında kapalı yörüngelerde hareket ederler.

Proton(p)- bağıl kütlesi 1,00728 atomik kütle birimi ve +1 konvansiyonel birim yükü olan temel bir parçacık. Atom çekirdeğindeki proton sayısı, D.I. Periyodik Sistemdeki elementin atom numarasına eşittir. Mendeleev.

Nötron (n)- bağıl kütlesi 1,00866 atomik kütle birimi (amu) olan temel bir nötr parçacık.

N çekirdeğindeki nötronların sayısı aşağıdaki formülle belirlenir:

burada A kütle numarasıdır, Z çekirdeğin proton sayısına (sıra numarası) eşit yüküdür.

Tipik olarak, bir atom çekirdeğinin parametreleri şu şekilde yazılır: çekirdeğin yükü, element sembolünün sol alt kısmına ve kütle numarası en üst kısmına yerleştirilir, örneğin:

Bu giriş, fosfor atomunun nükleer yükünün (ve dolayısıyla proton sayısının) 15, kütle numarasının 31 ve nötron sayısının 31 – 15 = 16 olduğunu göstermektedir. Proton ve nötronun kütleleri çok farklı olduğundan birbirlerinden çok az olan kütle sayısı, çekirdeğin bağıl atom kütlesine yaklaşık olarak eşittir.

Elektron (e –)- kütlesi 0,00055 a olan temel bir parçacık. e.m. ve koşullu ücret –1. Bir atomdaki elektronların sayısı, atom çekirdeğinin yüküne eşittir (D.I. Mendeleev'in Periyodik Tablosundaki elementin sıra numarası).

Elektronlar çekirdeğin etrafında kesin olarak tanımlanmış yörüngelerde hareket ederek elektron bulutu adı verilen bir yapı oluşturur.

Bir elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu (%90 veya daha fazla) atom çekirdeği etrafındaki uzay bölgesi, elektron bulutunun şeklini belirler.

Elektronun elektron bulutu küreseldir; S-enerji alt seviyesi maksimum iki elektron içerebilir.

p-elektronunun elektron bulutu dambıl şeklindedir; Üç p-orbitalinde maksimum altı elektron bulunabilir.

Yörüngeler, belirli bir yörüngeyi tanımlayan ana ve ikincil kuantum sayılarının değerlerinin yazıldığı, üstüne veya altına bir kare şeklinde gösterilir. Böyle bir kayda grafik elektronik formülü denir, örneğin:

Bu formülde oklar bir elektronu gösterir ve okun yönü dönüş yönüne, yani elektronun kendi manyetik momentine karşılık gelir. Zıt spinlere sahip ↓ elektronlara eşleştirilmiş elektronlar denir.

Elementlerin atomlarının elektronik konfigürasyonları, alt seviye sembollerinin belirtildiği, alt seviye sembolünün önündeki katsayının belirli bir seviyeye ait olduğunu ve sembolün derecesini gösteren elektronik formüller şeklinde temsil edilebilir. belirli bir alt seviyedeki elektronların sayısıdır.

Tablo 1, Kimyasal Elementler D.I.'nin Periyodik Tablosunun ilk 20 elementinin atomlarının elektron kabuklarının yapısını göstermektedir. Mendeleev.

Dış seviyenin s-alt seviyesinin bir veya iki elektronla doldurulduğu atomlardaki kimyasal elementlere s-elementler denir. P-alt düzeyi (bir ila altı elektron arası) dolu olan atomlardaki kimyasal elementlere p-elementler denir.

Bir kimyasal elementin atomundaki elektronik katmanların sayısı, periyot sayısına eşittir.

Uyarınca Hund'un kuralı Elektronlar, toplam spin maksimum olacak şekilde aynı enerji seviyesindeki benzer yörüngelere yerleştirilir. Sonuç olarak, bir enerji alt seviyesini doldururken, her elektron öncelikle ayrı bir hücreyi işgal eder ve ancak bundan sonra eşleşmeleri başlar. Örneğin, bir nitrojen atomunda tüm p-elektronlar ayrı hücrelerde olacak ve oksijende eşleşmeleri başlayacak ve bu tamamen neon ile bitecek.

İzotoplarÇekirdeklerinde aynı sayıda proton, ancak farklı sayıda nötron içeren aynı elementin atomlarına denir.

İzotoplar tüm elementler için bilinir. Bu nedenle periyodik tablodaki elementlerin atomik kütleleri, izotopların doğal karışımlarının kütle sayılarının ortalamasıdır ve tam sayı değerlerinden farklıdır. Bu nedenle, doğal bir izotop karışımının atom kütlesi, bir atomun ve dolayısıyla bir elementin temel özelliği olarak hizmet edemez. Bir atomun bu özelliği, atomun elektron kabuğundaki elektron sayısını ve yapısını belirleyen çekirdeğin yüküdür.

Bu bölümdeki birkaç tipik göreve bakalım.

Örnek 1. Hangi elementin atomu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 elektronik konfigürasyonuna sahiptir?

Bu elementin dış enerji seviyesinde bir adet 4s elektronu vardır. Sonuç olarak bu kimyasal element ana alt grubun birinci grubunun dördüncü periyodunda yer alır. Bu element potasyumdur.

Bu cevaba ulaşmanın başka bir yolu daha var. Tüm elektronların toplam sayısını topladığımızda 19 elde ederiz. Toplam elektron sayısı, elementin atom numarasına eşittir. Periyodik tablodaki 19 numara potasyumdur.

Örnek 2. Kimyasal element en yüksek oksit RO2'ye karşılık gelir. Bu elementin bir atomunun dış enerji seviyesinin elektronik konfigürasyonu elektronik formüle karşılık gelir:

1. ns 2 np 4
2. ns 2 np 2
3. ns 2 np 3
4. ns 2 np 6

Yüksek oksit formülünü kullanarak (Periyodik Tablodaki yüksek oksit formüllerine bakın), bu kimyasal elementin ana alt grubun dördüncü grubunda olduğunu tespit ediyoruz. Bu elementlerin dış enerji seviyelerinde iki s ve iki p olmak üzere dört elektron bulunur. Bu nedenle doğru cevap 2'dir.

Eğitim görevleri

1. Bir kalsiyum atomundaki toplam s-elektron sayısı

1) 20
2) 40
3) 8
4) 6

2. Bir nitrojen atomundaki eşleştirilmiş p-elektronlarının sayısı

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

3. Bir nitrojen atomundaki eşleşmemiş s-elektronlarının sayısı eşittir

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

4. Argon atomunun dış enerji seviyesindeki elektron sayısı

1) 18
2) 6
3) 4
4) 8

5. 9 4 Be atomundaki proton, nötron ve elektron sayısı eşittir

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. Elektronların elektronik katmanlar arasında dağılımı 2; 8; 4 - (içinde) bulunan bir atoma karşılık gelir

1) 3. periyot, IA grubu
2) 2. dönem IVA grubu
3) 3. dönem IVA grubu
4) 3. periyot, VA grubu

7. VA grubunun 3. periyodunda yer alan bir kimyasal element, atomun elektronik yapısının şemasına karşılık gelir.

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. Elektron konfigürasyonu 1s 2 2s 2 2p 4 olan bir kimyasal element, formülü şu şekilde olan uçucu bir hidrojen bileşiği oluşturur:

1) TR
2) TR 2
3) TR 3
4) TR 4

9. Bir kimyasal elementin atomundaki elektron katmanlarının sayısı eşittir

1) seri numarası
2) grup numarası
3) çekirdekteki nötronların sayısı
4) dönem numarası

10. Ana alt grupların kimyasal elementlerinin atomlarındaki dış elektron sayısı eşittir

1) elemanın seri numarası
2) grup numarası
3) çekirdekteki nötronların sayısı
4) dönem numarası

11. Serideki her kimyasal elementin atomlarının dış elektron katmanında iki elektron bulunur.

1) O, Ol, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B

12. Elektronik formülü 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 olan bir kimyasal element, bir bileşim oksidi oluşturur

1) Li20
2) MgO
3) K20
4) Na20

13. Bir kükürt atomundaki elektron katmanlarının sayısı ve p-elektronlarının sayısı eşittir

1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10

14. Elektronik konfigürasyon ns 2 np 4 atoma karşılık gelir

1) klor
2) kükürt
3) magnezyum
4) silikon

15. Temel durumdaki sodyum atomunun değerlik elektronları enerji alt seviyesinde bulunur.

1) 2 saniye
2) 2p
3) 3'lü
4) 3p

16. Azot ve fosfor atomları

1) aynı sayıda nötron
2) aynı sayıda proton
3) dış elektronik katmanın aynı konfigürasyonu

17. Kalsiyum ve kalsiyum atomları aynı sayıda değerlik elektronuna sahiptir.

1) potasyum
2) alüminyum
3) berilyum
4) bor

18. Karbon ve flor atomları

1) aynı sayıda nötron
2) aynı sayıda proton
3) aynı sayıda elektronik katman
4) aynı sayıda elektron

19. Temel durumdaki bir karbon atomu, eşlenmemiş elektron sayısına sahiptir

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. Temel durumdaki bir oksijen atomunda eşleştirilmiş elektronların sayısı eşittir

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 eşittir ve bir elektronun kütlesinin 1840 katıdır, yani 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 türdendir: 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, ancak 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 artan sıraya göre 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).

Öğelerin gruplar halinde birleştirilme şekline 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 ("metalik olmayan"; 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" konulu 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.

Kimyasal reaksiyonlar sırasında reaksiyona giren atomların çekirdekleri değişmeden kaldığından (radyoaktif dönüşümler hariç), atomların kimyasal özellikleri elektronik kabuklarının yapısına bağlıdır. Teori atomun elektronik yapısı kuantum mekaniği aparatı temel alınarak inşa edilmiştir. Böylece, atomik enerji seviyelerinin yapısı, atom çekirdeğinin etrafındaki boşlukta elektron bulma olasılıklarının kuantum mekaniksel hesaplamalarına dayanarak elde edilebilir ( pirinç. 4.5).

Pirinç. 4.5. Enerji seviyelerini alt seviyelere bölme şeması

Bir atomun elektronik yapısına ilişkin teorinin temelleri aşağıdaki hükümlere indirgenmiştir: bir atomdaki her elektronun durumu dört kuantum sayısıyla karakterize edilir: baş kuantum sayısı  n = 1, 2, 3,; yörünge (azimut) l=0,1,2, n–1;   manyetik M ben = –l, –1,0,1,  ben;   döndürmek M S = -1/2, 1/2 .

Buna göre Pauli prensibi Aynı atomda aynı dört kuantum sayısına sahip iki elektron olamaz. n, ben, m ben , M S; Aynı temel kuantum sayılarına (n) sahip elektron koleksiyonları, elektron katmanlarını veya atomun enerji seviyelerini oluşturur; çekirdekten itibaren numaralandırılır ve şu şekilde gösterilir: K, L, M, N, O, P, Q, ve verilen değere sahip enerji katmanında N en fazla olamaz 2n 2 elektronlar. Aynı kuantum sayılarına sahip elektron toplulukları N Ve ben, çekirdekten uzaklaştıkça belirlenen alt seviyeler oluştururlar s, p, d, f.

Elektronun atom çekirdeği etrafındaki uzaydaki konumunun olasılıksal olarak belirlenmesi Heisenberg belirsizlik ilkesine karşılık gelir. Kuantum mekaniği kavramlarına göre, bir atomdaki elektronun belirli bir hareket yörüngesi yoktur ve çekirdeğin etrafındaki uzayın herhangi bir yerinde bulunabilir ve çeşitli konumları, belirli bir negatif yük yoğunluğuna sahip bir elektron bulutu olarak kabul edilir. Çekirdeğin etrafındaki elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu boşluğa ne ad verilir? orbital. Elektron bulutunun yaklaşık %90'ını içerir. Her bir alt seviye 1'ler, 2'ler, 2p vesaire. belirli bir şekle sahip belirli sayıda yörüngeye karşılık gelir. Örneğin, 1s- Ve 2s- Orbitaller küreseldir ve 2p-orbitaller ( 2p X , 2p sen , 2p z-orbitaller) karşılıklı olarak dik yönlerde yönlendirilir ve dambıl şeklindedir ( pirinç. 4.6).

Pirinç. 4.6. Elektron yörüngelerinin şekli ve yönelimi.

Kimyasal reaksiyonlar sırasında atom çekirdeği değişikliğe uğramaz; yalnızca yapısı kimyasal elementlerin birçok özelliğini açıklayan atomların elektronik kabukları değişir. Atomun elektronik yapısı teorisine dayanarak, Mendeleev'in kimyasal elementlerin periyodik yasasının derin fiziksel anlamı oluşturulmuş ve kimyasal bağlanma teorisi oluşturulmuştur.

Periyodik kimyasal elementler sisteminin teorik gerekçesi, atomun yapısı hakkındaki verileri içerir; kimyasal elementlerin özelliklerindeki değişikliklerin periyodikliği ile atomlarının benzer türdeki elektronik konfigürasyonlarının periyodik tekrarı arasında bir bağlantının varlığını doğrular.

Atomun yapısı doktrini ışığında, Mendeleev'in tüm elementleri yedi döneme ayırması haklı çıkıyor: Dönem sayısı, elektronlarla dolu atomların enerji düzeylerinin sayısına karşılık geliyor. Küçük periyotlarda atom çekirdeğinin pozitif yükünün artmasıyla birlikte dış seviyedeki elektronların sayısı da artar (ilk periyotta 1'den 2'ye, ikinci ve üçüncü periyotlarda 1'den 8'e). Elementlerin özelliklerinde değişiklik: Dönemin başında (ilki hariç) alkali metal vardır, daha sonra metalik özelliklerde kademeli bir zayıflama ve metalik olmayan özelliklerde güçlenme gözlenir. Bu model ikinci dönemin unsurları için de izlenebilmektedir. tablo 4.2.

Tablo 4.2.

Büyük periyotlarda çekirdeklerin yükü arttıkça seviyelerin elektronlarla doldurulması daha zorlaşır, bu da elementlerin özelliklerinde küçük periyotlardaki elementlere göre daha karmaşık değişimi açıklar.

Alt gruplardaki kimyasal elementlerin özelliklerinin aynı doğası, şekilde gösterildiği gibi dış enerji seviyesinin benzer yapısıyla açıklanmaktadır. masa 4.3, alkali metallerin alt grupları için enerji seviyelerinin elektronlarla doldurulma sırasını göstermektedir.

Tablo 4.3.

Grup numarası genellikle bir atomdaki kimyasal bağların oluşumuna katılabilecek elektron sayısını gösterir. Bu, grup numarasının fiziksel anlamıdır. Periyodik tablonun dört yerinde elementler artan atom kütlelerine göre düzenlenmemiştir:   Ar Ve k,ortak Ve Ni,Te Ve BEN,Bu Ve Pa. Bu sapmalar, kimyasal elementlerin periyodik tablosunun eksiklikleri olarak kabul edildi. Atomun yapısı doktrini bu sapmaları açıklıyordu. Nükleer yüklerin deneysel olarak belirlenmesi, bu elemanların düzeninin çekirdeklerinin yüklerindeki bir artışa karşılık geldiğini gösterdi. Ek olarak, atom çekirdeğinin yüklerinin deneysel olarak belirlenmesi, hidrojen ile uranyum arasındaki elementlerin sayısının yanı sıra lantanitlerin sayısının da belirlenmesini mümkün kılmıştır. Artık periyodik tablodaki tüm yerler şu aralıkta doldurulmuştur: z=1önce Z=114 ancak periyodik sistem tamamlanmadı, yeni transuranyum elementlerinin keşfi mümkün.