Atom tablosunun elektronik yapısı. Atomun yapısı ve ilkeleri

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 Zözünde.

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 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 (enerji artış 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 dönem(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 numarasına 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" 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: Yörüngeleri 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 okuma:
  • O. S. Gabrielyan ve diğerleri Kimya 11. sınıf. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kimya 11. sınıf M., Eğitim, 2001.

Atom- Bir maddenin kimyasal yollarla bölünemeyen en küçük parçacığı. 20. yüzyılda atomun karmaşık yapısı keşfedildi. Atomlar pozitif yüklü atomlardan oluşur çekirdekler ve negatif yüklü elektronların oluşturduğu bir kabuk. Serbest bir atomun toplam yükü sıfırdır, çünkü çekirdeğin yükleri ve elektron kabuğu birbirini dengeleyin. Bu durumda nükleer yük, periyodik tablodaki elementin sayısına eşittir ( atom numarası) ve toplam elektron sayısına eşittir (elektron yükü -1'dir).

Atom çekirdeği pozitif yüklü parçalardan oluşur protonlar ve nötr parçacıklar - nötronlar, hiçbir ücret ödemeden. Bir atomdaki temel parçacıkların genelleştirilmiş özellikleri bir tablo şeklinde sunulabilir:

Proton sayısı çekirdeğin yüküne, dolayısıyla atom numarasına eşittir. Bir atomdaki nötron sayısını bulmak için çekirdeğin yükünü (proton sayısı) atom kütlesinden (proton ve nötron kütlelerinden oluşan) çıkarmanız gerekir.

Örneğin sodyum atomu 23 Na'da proton sayısı p = 11, nötron sayısı ise n = 23 − 11 = 12'dir.

Aynı elementin atomlarındaki nötron sayısı farklı olabilir. Bu tür atomlara denir izotoplar .

Bir atomun elektron kabuğu da karmaşık bir yapıya sahiptir. Elektronlar enerji seviyelerinde (elektronik katmanlar) bulunur.

Seviye numarası elektronun enerjisini karakterize eder. Bunun nedeni, temel parçacıkların enerjiyi keyfi olarak küçük miktarlarda değil, belirli porsiyonlarda - kuantum olarak iletebilmesi ve alabilmesidir. Seviye ne kadar yüksek olursa elektronun enerjisi de o kadar fazla olur. Sistemin enerjisi ne kadar düşük olursa, o kadar kararlı olur (potansiyel enerjisi yüksek olan bir dağın tepesindeki bir taşın düşük stabilitesi ile aynı taşın enerjisi azaldığında ovadaki aşağıdaki sabit konumunu karşılaştırın). çok daha düşüktür), önce düşük elektron enerjisine sahip seviyeler doldurulur ve ancak o zaman yüksek olur.

Bir seviyenin barındırabileceği maksimum elektron sayısı aşağıdaki formül kullanılarak hesaplanabilir:
N = 2n 2, burada N, seviyedeki maksimum elektron sayısıdır,
n - seviye numarası.

O halde birinci seviye için N = 2 1 2 = 2,

ikinci için N = 2 2 2 = 8, vb.

Ana (A) alt gruplarının elemanları için dış seviyedeki elektron sayısı grup numarasına eşittir.

Modern periyodik tabloların çoğunda, elektronların seviyeye göre düzenlenmesi elementin bulunduğu hücrede gösterilir. Çok önemli seviyelerin okunabilir olduğunu anlayın aşağıdan yukarıya, bu da onların enerjisine karşılık gelir. Bu nedenle sodyum içeren hücredeki sayı sütunu:
1
8
2

1. seviyede - 2 elektron,

2. seviyede - 8 elektron,

3. seviyede - 1 elektron
Dikkatli olun, bu çok yaygın bir hatadır!

Elektron seviyesi dağılımı bir diyagram olarak gösterilebilir:
11 Hayır)))
2 8 1

Periyodik tablo elektronların seviyeye göre dağılımını göstermiyorsa şunları kullanabilirsiniz:

• maksimum elektron sayısı: 1. seviyede en fazla 2 e − ,
  2. - 8 e -'de,
  dış düzeyde - 8 e - ;
• dış seviyedeki elektron sayısı (ilk 20 element için grup numarasına denk gelir)

O zaman sodyum için mantık şu şekilde olacaktır:

1. Toplam elektron sayısı 11'dir, bu nedenle ilk seviye doludur ve 2 e - içerir;
2. Üçüncü, dış seviye 1 e - (I grubu) içerir
3. İkinci seviye kalan elektronları içerir: 11 − (2 + 1) = 8 (tamamen dolu)

* Bazı yazarlar, serbest bir atom ile bir bileşiğin parçası olan bir atom arasında daha net bir ayrım yapabilmek için, "atom" teriminin yalnızca serbest (nötr) bir atomu belirtmek ve bunlar da dahil olmak üzere tüm atomları belirtmek için kullanılmasını önermektedir. Bileşiklerde “atomik parçacıklar” terimini önerin. Bu terimlerin akıbetinin ne olacağını zaman gösterecek. Bizim bakış açımıza göre atom, tanımı gereği bir parçacıktır, dolayısıyla “atomik parçacıklar” ifadesi bir totoloji (“yağ”) olarak düşünülebilir.

2. Görev. Başlangıç ​​maddesinin kütlesi biliniyorsa reaksiyon ürünlerinden birinin madde miktarının hesaplanması.
Örnek:

Çinko, 146 g ağırlığındaki hidroklorik asitle reaksiyona girdiğinde ne miktarda hidrojen maddesi açığa çıkacak?

Çözüm:

1. Reaksiyon denklemini yazıyoruz: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
2. Hidroklorik asidin molar kütlesini bulun: M (HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 (g/mol)
   (Her bir elementin molar kütlesi, göreceli atom kütlesine sayısal olarak eşit olup, periyodik tabloda elementin işareti altında bakılır ve 35,5 olarak alınan klor hariç tam sayılara yuvarlanır)
3. Hidroklorik asit miktarını bulun: n (HCl) = m / M = 146 g / 36,5 g/mol = 4 mol
4. Mevcut verileri reaksiyon denkleminin üstüne ve denklemin altına - denkleme göre mol sayısını (maddenin önündeki katsayıya eşit) yazıyoruz:
   4 mol x mol
   Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
   2 mol 1 mol
5. Orantı kuralım:
   4 mol - X mol
   2 mol - 1 mol
   (veya bir açıklamayla:
   4 mol hidroklorik asitten elde ettiğiniz X mol hidrojen,
   ve 2 mol - 1 mol)
6. Buluyoruz X:
   X= 4 mol 1 mol / 2 mol = 2 mol

Cevap: 2 mol.

Molekülün bileşimi. Yani molekülü hangi atomlar oluşturur, ne miktarda ve bu atomlar hangi bağlarla bağlanır. Bütün bunlar molekülün özelliğini ve dolayısıyla bu moleküllerin oluşturduğu maddenin özelliğini belirler.

Örneğin suyun özellikleri: şeffaflık, akışkanlık ve paslanma yeteneği, tam olarak iki hidrojen atomu ve bir oksijen atomunun varlığından kaynaklanmaktadır.

Bu nedenle moleküllerin özelliklerini (yani maddelerin özelliklerini) incelemeye başlamadan önce, bu moleküllerin oluşturulduğu "yapı taşlarını" dikkate almamız gerekir. Atomun yapısını anlayın.

Bir atomun yapısı nasıldır?

Atomlar birbirleriyle birleşerek molekülleri oluşturan parçacıklardır.

Atomun kendisi oluşur pozitif yüklü çekirdek (+) Ve negatif yüklü elektron kabuğu (-). Genel olarak atom elektriksel olarak nötrdür. Yani çekirdeğin yükü mutlak değer olarak elektron kabuğunun yüküne eşittir.

Çekirdek aşağıdaki parçacıklardan oluşur:

• Protonlar. Bir proton +1 yük taşır. Kütlesi 1 amu'dur (atom kütle birimi). Bu parçacıkların çekirdekte mutlaka bulunması gerekir.

• Nötronlar. Nötronun yükü yoktur (yük = 0). Kütlesi 1 amu'dur. Çekirdekte nötron bulunmayabilir. Atom çekirdeğinin önemli bir bileşeni değildir.

Böylece protonlar çekirdeğin genel yükünden sorumludur. Bir nötronun yükü +1 olduğundan çekirdeğin yükü proton sayısına eşittir.

Adından da anlaşılacağı gibi elektron kabuğu, elektron adı verilen parçacıklardan oluşur. Bir atomun çekirdeğini bir gezegenle karşılaştırırsak, elektronlar onun uydularıdır. Çekirdeğin etrafında dönerek (şimdilik yörüngelerde ama aslında yörüngelerde olduğunu düşünelim) bir elektron kabuğu oluştururlar.

• Elektron- Bu çok küçük bir parçacık. Kütlesi o kadar küçüktür ki 0 alınır. Ancak elektronun yükü -1'dir. Yani modül bir protonun yüküne eşittir ancak işareti farklıdır. Bir elektron -1 yükü taşıdığından, elektron kabuğunun toplam yükü içindeki elektron sayısına eşittir.

Önemli bir sonuç, atomun yüksüz bir parçacık olması (çekirdeğin yükü ile elektron kabuğunun yükü büyüklük bakımından eşit, fakat işaret bakımından zıttır), yani elektriksel olarak nötr olması dolayısıyla, Atomdaki elektron sayısı proton sayısına eşittir.

Farklı kimyasal elementlerin atomları birbirinden nasıl farklıdır?

Farklı kimyasal elementlerin atomları, çekirdeğin yükünde (yani proton sayısı ve dolayısıyla elektron sayısı) birbirinden farklıdır.

Bir elementin atomunun çekirdeğinin yükü nasıl bulunur? Periyodik yasayı keşfeden ve kendi adını taşıyan tabloyu geliştiren parlak Rus kimyager D.I. Mendeleev, bize bunu yapma fırsatı verdi. Onun keşfi çok ilerideydi. Henüz atomun yapısı bilinmediğinde Mendeleev tablodaki elementleri artan nükleer yüke göre sıraladı.

Yani periyodik tablodaki bir elementin seri numarası, o elementin atomunun çekirdeğinin yüküdür. Örneğin oksijenin seri numarası 8'dir, dolayısıyla oksijen atomunun çekirdeğindeki yük +8'dir. Buna göre proton sayısı 8, elektron sayısı ise 8'dir.

Atomun kimyasal özelliklerini belirleyen şey elektron kabuğundaki elektronlardır, ancak bu konuya daha sonra değineceğiz.

Şimdi kütle hakkında konuşalım.

Bir proton bir kütle birimidir, bir nötron da bir kütle birimidir. Bu nedenle çekirdekteki nötron ve protonların toplamına denir. kütle numarası. (Kütlesini ihmal edip sıfıra eşit saydığımız için elektronlar kütleyi hiçbir şekilde etkilemez).

Atomik kütle birimi (amu), atomları oluşturan parçacıkların küçük kütlelerini belirten özel bir fiziksel niceliktir.

Bu üç atomun tümü tek bir kimyasal elementin (hidrojen) atomlarıdır. Çünkü aynı nükleer yüke sahipler.

Nasıl farklı olacaklar? Bu atomların farklı kütle numaraları vardır (farklı nötron sayıları nedeniyle). Birinci atomun kütle numarası 1, ikincisinin 2 ve üçüncüsünün kütle numarası 3'tür.

Aynı elementin nötron sayısı (ve dolayısıyla kütle numarası) farklı olan atomlarına denir. izotoplar.

Sunulan hidrojen izotoplarının kendi isimleri bile var:

• İlk izotopa (kütle numarası 1 olan) protium denir.
• İkinci izotopa (kütle numarası 2 olan) döteryum denir.
• Üçüncü izotopa (kütle numarası 3 olan) trityum denir.

Şimdi bir sonraki mantıklı soru: neden çekirdekteki nötron ve protonların sayısı bir tam sayı ise, kütleleri 1 amu ise, o zaman periyodik sistemde bir atomun kütlesi kesirli bir sayıdır. Örneğin kükürt için: 32.066.

Cevap: Elementin birkaç izotopu vardır, kütle sayıları bakımından birbirlerinden farklıdırlar. Bu nedenle periyodik tablodaki atom kütlesi, bir elementin tüm izotoplarının atom kütlelerinin, doğadaki oluşumları dikkate alınarak ortalama değeridir. Periyodik tabloda gösterilen bu kütleye denir bağıl atom kütlesi.

Kimyasal hesaplamalar için böyle bir "ortalama atomun" göstergeleri kullanılır. Atom kütlesi en yakın tam sayıya yuvarlanır.

Elektron kabuğunun yapısı.

Bir atomun kimyasal özellikleri elektron kabuğunun yapısına göre belirlenir. Çekirdeğin etrafındaki elektronlar zaten konumlanmamıştır. Elektronlar elektron yörüngelerinde lokalizedir.

Elektron yörüngesi– Atom çekirdeğinin etrafındaki, elektron bulma olasılığının en yüksek olduğu boşluk.

Bir elektronun spin adı verilen bir kuantum parametresi vardır. Kuantum mekaniğinin klasik tanımını alırsak, o zaman döndürmek parçacığın kendi açısal momentumudur. Basitleştirilmiş bir biçimde bu, bir parçacığın kendi ekseni etrafında dönme yönü olarak temsil edilebilir.

Bir elektron yarım tam sayı dönüşe sahip bir parçacıktır; bir elektron +½ veya -½ dönüşe sahip olabilir. Geleneksel olarak bu, saat yönünde ve saat yönünün tersine dönüş olarak temsil edilebilir.

Bir elektron yörüngesi, zıt spinlere sahip ikiden fazla elektron içeremez.

Elektronik yaşam ortamının genel kabul görmüş tanımı bir hücre veya çizgidir. Bir elektron bir okla gösterilir: yukarı ok, +½ pozitif spinli bir elektrondur, aşağı ok ↓, -½ negatif spinli bir elektrondur.

Orbitalde tek başına bulunan elektrona denir eşleştirilmemiş. Aynı yörüngede bulunan iki elektrona denir eşleştirilmiş.

Elektronik yörüngeler şekillerine göre dört türe ayrılır: s, p, d, f. Aynı şekle sahip yörüngeler bir alt seviye oluşturur. Bir alt seviyedeki yörüngelerin sayısı, uzaydaki olası konumların sayısına göre belirlenir.

1. s-orbital.

S-orbital top şeklindedir:

Uzayda s-orbital yalnızca tek bir şekilde konumlandırılabilir:

Bu nedenle, s alt seviyesi yalnızca bir yörüngeden oluşur.

1. p-orbital.

P-orbital bir dambıl şeklindedir:

Uzayda p-orbital yalnızca üç şekilde konumlandırılabilir:

Bu nedenle, p-alt seviyesi üç p-orbitalinden oluşur.

1. d-orbital.

D-orbitalinin karmaşık bir şekli vardır:

Uzayda d-orbital beş farklı şekilde konumlandırılabilir. Bu nedenle, d alt seviyesi beş d yörüngesinden oluşur.

1. f-orbital

F yörüngesi daha da karmaşık bir şekle sahiptir. Uzayda f yörüngesi yedi farklı şekilde konumlandırılabilir. Bu nedenle, f alt seviyesi yedi f yörüngesinden oluşur.

Bir atomun elektron kabuğu, puf böreği ürününe benzer. Ayrıca katmanları da var. Farklı katmanlarda bulunan elektronlar farklı enerjilere sahiptir: çekirdeğe daha yakın katmanlarda daha az enerjiye sahiptirler, çekirdeğe uzak katmanlarda ise daha fazla enerjiye sahiptirler. Bu katmanlara enerji seviyeleri denir.

Elektron yörüngelerinin doldurulması.

İlk enerji seviyesi yalnızca s-alt seviyesine sahiptir:

İkinci enerji seviyesinde bir s-alt seviyesi vardır ve bir p-alt seviyesi belirir:

Üçüncü enerji seviyesinde bir s-alt düzeyi, bir p-alt düzeyi vardır ve bir d-alt düzeyi belirir:

Dördüncü enerji seviyesinde prensip olarak bir f-alt seviyesi eklenir. Ancak okul dersinde f-orbitalleri dolu değildir, dolayısıyla f-alt düzeyini tasvir etmemize gerek yoktur:

Bir elementin atomundaki enerji düzeylerinin sayısı dönem numarası. Elektron yörüngelerini doldururken aşağıdaki ilkelere uymalısınız:

1. Her elektron atomda enerjisinin minimum olduğu konumu işgal etmeye çalışır. Yani önce birinci enerji seviyesi doldurulur, sonra ikincisi vb.

Elektronik formül aynı zamanda elektron kabuğunun yapısını tanımlamak için de kullanılır. Elektronik formül, elektronların alt düzeyler arasındaki dağılımının tek satırlık kısa bir temsilidir.

1. Bir alt seviyede, her elektron önce boş bir yörüngeyi doldurur. Ve her birinin +½ (yukarı ok) dönüşü vardır.

Ve ancak her bir alt düzey yörünge bir elektrona sahip olduktan sonra, bir sonraki elektron eşleşir; yani, halihazırda bir elektrona sahip olan bir yörüngeyi işgal eder:

1. D-alt seviyesi özel bir şekilde doldurulur.

Gerçek şu ki, d-alt seviyesinin enerjisi, SONRAKİ enerji katmanının s-alt seviyesinin enerjisinden daha yüksektir. Ve bildiğimiz gibi elektron, atomda enerjisinin minimum olacağı konumu işgal etmeye çalışır.

Bu nedenle 3p alt seviyesi doldurulduktan sonra önce 4s alt seviyesi, ardından 3d alt seviyesi doldurulur.

Ve ancak 3d alt seviyesi tamamen doldurulduktan sonra 4p alt seviyesi doldurulur.

Aynı şey enerji seviyesi 4 için de geçerlidir. 4p alt seviyesi doldurulduktan sonra 5s alt seviyesi ve ardından 4d alt seviyesi doldurulur. Ve ondan sonra sadece 5p.

1. Ve d-alt düzeyinin doldurulmasına ilişkin bir nokta, bir kural daha var.

Daha sonra adı verilen bir olay meydana gelir. arıza. Başarısızlık durumunda, bir sonraki enerji seviyesinin s-alt seviyesinden bir elektron tam anlamıyla bir d-elektronuna düşer.

Atomun temel ve uyarılmış halleri.

Şimdi elektronik konfigürasyonlarını oluşturduğumuz atomlara atom denir. temel durum. Yani bu normal, doğal bir durumdur.

Bir atom dışarıdan enerji aldığında uyarılma meydana gelebilir.

Uyarma eşleştirilmiş bir elektronun boş bir yörüngeye geçişidir, dış enerji seviyesinde.

Örneğin bir karbon atomu için:

Uyarılma birçok atomun karakteristik özelliğidir. Bu hatırlanmalıdır çünkü uyarılma, atomların birbirine bağlanma yeteneğini belirler. Hatırlanması gereken en önemli şey, uyarılmanın meydana gelebileceği durumdur: eşleştirilmiş bir elektron ve dış enerji seviyesinde boş bir yörünge.

Birkaç uyarılmış duruma sahip atomlar vardır:

İyonun elektronik konfigürasyonu.

İyonlar, atomların ve moleküllerin elektron kazanarak veya kaybederek dönüştüğü parçacıklardır. Bu parçacıkların yükü vardır çünkü ya elektron "eksikliğine" ya da fazlalığına sahiptirler. Pozitif yüklü iyonlara denir katyonlar, negatif – anyonlar.

Klor atomu (yüksüzdür) bir elektron kazanır. Bir elektronun 1- (bir eksi) yükü vardır ve buna göre aşırı negatif yüke sahip bir parçacık oluşur. Klor anyonu:

Cl 0 + 1e → Cl –

Lityum atomu (yine yüksüzdür) bir elektron kaybeder. Elektronun 1+ (bir artı) yükü vardır, negatif yük içermeyen bir parçacık oluşur, yani pozitif bir yüke sahiptir. Lityum katyonu:

Terazi 0 – 1e → Terazi +

İyonlara dönüşen atomlar öyle bir konfigürasyon kazanır ki dış enerji seviyesi “güzel” yani tamamen dolu hale gelir. Bu konfigürasyon termodinamik açıdan en kararlı olanıdır, dolayısıyla atomların iyonlara dönüşmesinin bir nedeni vardır.

Ve bu nedenle, bir sonraki paragrafta belirtildiği gibi VIII-A grubu (ana alt grubun sekizinci grubu) elementlerinin atomları soy gazlardır, dolayısıyla kimyasal olarak aktif değildir. Temel durumları şu yapıya sahiptir: Dış enerji seviyesi tamamen doludur. Diğer atomlar bu en soylu gazların konfigürasyonunu elde etmeye çalışıyor ve bu nedenle iyonlara dönüşerek kimyasal bağlar oluşturuyor gibi görünüyor.

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. 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. Şekilleriyle 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 ilk enerji seviyesi ikiden fazla elektron içeremez; 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 ayrıca 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 toplandığı 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 çekirdek yükü 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 düzeyler ve alt düzeyler 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'den Ar'a kadar 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 elektron katmanının 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 elektron yörüngelerinin doldurulma sırasının "ihlal edildiği" elementler 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 prensibi. 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 grafik elektronik formüller yazılır. Bu gösterim için aşağıdaki gösterim kullanılır: her kuantum hücresi, bir yörüngeye karşılık gelen bir hücre tarafından belirlenir; 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 yönlerde 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, ters 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

“Atom” kavramı Antik Yunan zamanlarından beri insanlığa aşinadır. Antik filozofların ifadesine göre atom, bir maddenin parçası olan en küçük parçacıktır.

Atomun elektronik yapısı

Bir atom, proton ve nötronları içeren pozitif yüklü bir çekirdekten oluşur. Elektronlar çekirdeğin etrafındaki yörüngelerde hareket eder ve bunların her biri dört kuantum sayısıyla karakterize edilebilir: temel (n), yörünge (l), manyetik (ml) ve spin (ms veya s).

Temel kuantum sayısı elektronun enerjisini ve elektron bulutlarının boyutunu belirler. Bir elektronun enerjisi esas olarak elektronun çekirdeğe olan uzaklığına bağlıdır: Elektron çekirdeğe ne kadar yakınsa enerjisi de o kadar düşük olur. Başka bir deyişle, temel kuantum sayısı elektronun belirli bir enerji seviyesindeki (kuantum katmanı) konumunu belirler. Baş kuantum sayısı, 1'den sonsuza kadar bir dizi tam sayının değerlerine sahiptir.

Yörünge kuantum sayısı elektron bulutunun şeklini karakterize eder. Elektron bulutlarının farklı şekilleri, bir enerji seviyesindeki elektronların enerjisinde bir değişikliğe neden olur; onu enerji alt seviyelerine böler. Yörünge kuantum sayısı, toplam n değer için sıfırdan (n-1)'e kadar değerlere sahip olabilir. Enerji alt seviyeleri harflerle belirtilir:

Manyetik kuantum sayısı, yörüngenin uzaydaki yönünü gösterir. Sıfır dahil (+l)'den (-l)'ye kadar herhangi bir tamsayı değerini kabul eder. Manyetik kuantum sayısının olası değerlerinin sayısı (2l+1)'dir.

Yörünge açısal momentumuna ek olarak atom çekirdeği alanında hareket eden bir elektronun, kendi ekseni etrafında iğ şeklindeki dönüşünü karakterize eden kendi açısal momentumu da vardır. Elektronun bu özelliğine spin denir. Spinin büyüklüğü ve yönü, (+1/2) ve (-1/2) değerlerini alabilen spin kuantum sayısı ile karakterize edilir. Pozitif ve negatif spin değerleri yönü ile ilgilidir.

Yukarıdakilerin tümü bilinmeden ve deneysel olarak onaylanmadan önce, atomun yapısına ilişkin birkaç model vardı. Atomun yapısının ilk modellerinden biri, alfa parçacıklarının saçılması üzerine yapılan deneylerde atomun neredeyse tüm kütlesinin çok küçük bir hacimde - pozitif yüklü bir çekirdekte - yoğunlaştığını gösteren E. Rutherford tarafından önerildi. . Modeline göre elektronlar çekirdeğin etrafında yeterince büyük bir mesafede hareket ederler ve sayıları genel olarak atomun elektriksel olarak nötr olmasını sağlayacak kadardır.

Rutherford'un atomun yapısına ilişkin modeli, araştırmasında Einstein'ın ışık kuantumu hakkındaki öğretilerini ve Planck'ın kuantum radyasyon teorisini de birleştiren N. Bohr tarafından geliştirildi. Louis de Broglie ve Schrödinger başlattıkları işi tamamladılar ve kimyasal bir elementin atomunun yapısının modern bir modelini dünyaya sundular.

Problem çözme örnekleri

ÖRNEK 1

ÖRNEK 2