Tüm elementlerin atomunun elektronik yapısı. Periyodik yasa ve atom yapısının teorisi

Dünyadaki her şey atomlardan yapılmıştır. Peki nereden geldiler ve neden yapıldılar? Bugün bu basit ve temel soruları cevaplıyoruz. Sonuçta gezegende yaşayan birçok insan, kendilerini oluşturan atomların yapısını anlamadıklarını söylüyor.

Elbette sevgili okuyucu, bu yazıda her şeyi en basit ve en ilginç düzeyde sunmaya çalıştığımızı anlıyor, bu yüzden “yüklemiyoruz”. bilimsel terimler. Konuyu daha detaylı incelemek isteyenler için profesyonel seviye, özel literatürü okumanızı öneririz. Yine de bu makaledeki bilgiler çalışmalarınızda işinize yarayabilir ve sizi daha bilgili yapabilir.

Atom, mikroskobik büyüklükte ve kütlede bir madde parçacığıdır. en küçük kısım kimyasal element, onun özelliklerinin taşıyıcısıdır. Başka bir deyişle, bir maddenin kimyasal reaksiyonlara girebilen en küçük parçacığıdır.

Keşif geçmişi ve yapısı

Atom kavramı Antik Yunan'da biliniyordu. Atomizm – fiziksel teori Bu, tüm maddi nesnelerin bölünmez parçacıklardan oluştuğunu belirtir. Antik Yunan ile birlikte atomizm düşüncesi de Antik Hindistan'da paralel olarak gelişmiştir.

Uzaylıların o zamanın filozoflarına atomlar hakkında bilgi verip vermedikleri veya bunu kendilerinin mi ortaya çıkardığı bilinmiyor, ancak kimyagerler bu teoriyi çok daha sonra deneysel olarak doğrulayabildiler - ancak on yedinci yüzyılda, Avrupa atomların uçurumundan çıktığında. Engizisyon ve Orta Çağ.

Uzun bir süre atomun yapısına ilişkin hakim fikir, onun bölünemez bir parçacık olduğu fikriydi. Atomun hala bölünebileceği gerçeği ancak yirminci yüzyılın başında netleşti. Rutherford, alfa parçacıklarının saptırılmasıyla ilgili ünlü deneyi sayesinde atomun, etrafında elektronların döndüğü bir çekirdekten oluştuğunu öğrendi. Kabul edildi gezegen modeli gezegenimiz gibi elektronların çekirdeğin etrafında döndüğü atom güneş sistemi yıldızın etrafında.

Atomun yapısına ilişkin modern fikirler çok ilerlemiştir. Bir atomun çekirdeği sırasıyla oluşur atom altı parçacıklar veya nükleonlar - protonlar ve nötronlar. Atomun büyük kısmını oluşturan nükleonlardır. Üstelik protonlar ve nötronlar da bölünmez parçacıklar ve temel parçacıklardan (kuarklar) oluşur.

Atomun çekirdeği pozitiftir elektrik yükü ve yörüngede dönen elektronlar negatiftir. Bu nedenle atom elektriksel olarak nötrdür.

Aşağıda karbon atomunun yapısının temel bir diyagramını veriyoruz.

Atomların özellikleri

Ağırlık

Atomların kütlesi genellikle atomik kütle birimleri (a.m.u) cinsinden ölçülür. Atom birimi kütle, temel durumda serbestçe dinlenen karbon atomunun 1/12'sinin kütlesidir.

Kimyada bu kavram atomların kütlesini ölçmek için kullanılır. "güve". 1 mol atom sayısını içeren madde miktarıdır sayıya eşit Avogadro.

Boyut

Atomların boyutları son derece küçüktür. Yani en küçük atom Helyum atomudur, yarıçapı 32 pikometredir. En büyük atom, yarıçapı 225 pikometre olan sezyum atomudur. Pico öneki on üzeri eksi onikinci kuvvet anlamına gelir! Yani 32 metreyi bin milyar kere küçültürsek helyum atomunun yarıçapı kadar büyüklüğe ulaşırız.

Aynı zamanda işin ölçeği öyledir ki aslında atomun %99'u boştur. Çekirdek ve elektronlar hacminin çok küçük bir kısmını kaplar. Açıklık sağlamak için bu örneği düşünün. Pekin'deki Olimpiyat stadyumu şeklinde bir atom hayal ederseniz (ya da belki Pekin'de değil, sadece büyük bir stadyum hayal edin), o zaman bu atomun çekirdeği, sahanın ortasında bulunan bir kiraz olacaktır. Elektron yörüngeleri üstteki standların hizasında bir yerde olacak ve kirazın ağırlığı 30 milyon ton olacaktı. Etkileyici, değil mi?

Atomlar nereden geliyor?

Bildiğiniz gibi artık çeşitli atomlar periyodik tabloda gruplandırılmıştır. İçinde 118 tane var (ve tahmin edilenlerle birlikte, ancak henüz değil) açık elemanlar- 126) elementler, izotopları saymaz. Ancak bu her zaman böyle değildi.

Evrenin oluşumunun en başında atom yoktu, hatta dahası sadece temel parçacıklar Muazzam sıcaklıkların etkisi altında birbirleriyle etkileşime giriyorlar. Bir şairin söyleyeceği gibi, bu, parçacıkların gerçek bir tanrılaştırılmasıydı. Evrenin varlığının ilk üç dakikasında, sıcaklığın azalması ve bir dizi faktörün çakışması nedeniyle, birincil nükleosentez süreci, temel parçacıklardan ilk elementlerin ortaya çıkmasıyla başladı: hidrojen, helyum, lityum ve döteryum (ağır hidrojen). Derinliklerinde ilk yıldızlar bu elementlerden oluştu. termonükleer reaksiyonlar bunun sonucunda hidrojen ve helyum "yandı" ve daha fazlasını oluşturdu ağır elementler. Yıldız yeterince büyükse, "süpernova" adı verilen bir patlamayla hayatına son verdi ve bunun sonucunda atomlar çevredeki boşluğa fırlatıldı. Periyodik tablonun tamamı bu şekilde ortaya çıktı.

Yani bizi oluşturan atomların tamamının bir zamanlar eski yıldızların parçası olduğunu söyleyebiliriz.

Atom çekirdeği neden bozunmuyor?

Fizikte dört tür vardır temel etkileşimler Parçacıklar ve onların oluşturduğu cisimler arasında. Bunlar güçlü, zayıf, elektromanyetik ve yerçekimsel etkileşimlerdir.

Sayesinde güçlü etkileşim bir ölçekte kendini gösteren atom çekirdeği Ve nükleonlar arasındaki çekimden sorumlu olan atom, "kırılması zor bir cevizdir."

Çok uzun zaman önce insanlar, atom çekirdekleri bölündüğünde muazzam bir enerjinin açığa çıktığını fark ettiler. Ağır atom çekirdeklerinin bölünmesi bir enerji kaynağıdır. nükleer reaktörler ve nükleer silahlar.

Arkadaşlar, sizlere atomun yapısını ve yapısının temellerini tanıtmış olarak, her an yardımınıza koşmaya hazır olduğumuzu hatırlatmak isteriz. Önemli değil, diplomanızı tamamlamanız gerekiyor nükleer fizik veya en küçük kontrol - durumlar farklıdır, ancak her durumdan bir çıkış yolu vardır. Evrenin ölçeğini düşünün, Zaochnik'ten iş sipariş edin ve unutmayın - endişelenmenize gerek yok.

“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 grupla karakterize edilebilir. kuantum sayıları: ana (n), yörünge (l), manyetik (m l) ve dönüş (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. Herhangi bir tamsayıyı kabul eder sayısal değer sıfır dahil (+l)'den (-l)'ye. Sayı olası değerler manyetik kuantum sayısı (2l+1)'e eşittir.

Yörünge açısal momentumuna ek olarak atom çekirdeği alanında hareket eden bir elektronun, etrafında iğ şeklindeki dönüşünü karakterize eden kendi açısal momentumu da vardır. kendi ekseni. Elektronun bu özelliğine spin denir. Spinin büyüklüğü ve yönü, (+1/2) ve (-1/2) değerlerini alabilen spin kuantum sayısı ile karakterize edilir. Olumlu ve negatif değerler arka 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 çekirdeğin etrafında yeterli alan var uzun mesafe Elektronlar hareket eder ve sayıları genel olarak atomun elektriksel olarak nötr olmasını sağlayacak kadardır.

Rutherford'un atomun yapısına ilişkin modeli, araştırmasında Einstein'ın ışık kuantumu ve ışık kuantumu hakkındaki öğretilerini de birleştiren N. Bohr tarafından geliştirildi. kuantum teorisi Planck radyasyonu. Başladığımız işi bitirdik ve dünyaya sunduk modern model Bir kimyasal elementin atomunun yapısı Louis de Broglie ve Schrödinger.

Problem çözme örnekleri

ÖRNEK 1

ÖRNEK 2

Atom - en küçük parçacık bölünmez maddeler kimyasal olarak. 20. yüzyılda ortaya çıktı karmaşık yapı atom. Atomlar pozitif yüklü atomlardan oluşur çekirdekler ve negatif yüklü elektronların oluşturduğu bir kabuk. Serbest bir atomun toplam yükü sıfıra eşit nükleer yüklerden beri ve elektron kabuğu birbirini dengeleyin. Bu durumda nükleer yükün büyüklüğü elementin sayısına eşittir. periyodik tablo (atom numarası ) ve eşit toplam sayı elektronlar (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 (büyük bir yüke sahip bir dağın tepesindeki bir taşın düşük stabilitesini karşılaştırın). potansiyel enerji ve aynı taşın enerjisinin çok daha düşük olduğu düzlükte sabit konumu), önce düşük elektron enerjisine sahip seviyeler, sonra da yüksek elektron enerjisine sahip seviyeler doldurulur.

Bir seviyenin barındırabileceği maksimum elektron sayısı aşağıdaki formül kullanılarak hesaplanabilir:
N = 2n 2 , burada N - maksimum sayı seviyedeki elektronlar
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 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 yapmak için, "atom" teriminin yalnızca serbest (nötr) bir atomu belirtmek ve aşağıdakiler de dahil olmak üzere tüm atomları belirtmek için kullanılmasını önermektedir. bileşikler, “ terimini önerin atom parçacıkları" 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. Buluyoruz molar kütle hidroklorik asit: M (HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 (g/mol)
   (her bir elementin molar kütlesi, sayısal olarak bağıl değerine eşittir) atom kütlesi, elementin işareti altındaki periyodik tabloya bakın ve 35,5 olarak alınan klor hariç tam sayılara yuvarlayın)
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.

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 fiziksel durum(katı, sıvı veya gaz), termal iletkenlik, ısı kapasitesi, çözünürlük farklı ortamlar(su, alkol vb.), yoğunluk, renk, tat vb.

Bazılarının dönüşümleri kimyasallar diğer maddelerde kimyasal olaylar veya kimyasal reaksiyonlar denir. Bazı özelliklerdeki değişikliklerin açıkça eşlik ettiği fiziksel olayların da mevcut olduğu unutulmamalıdır. fiziksel özellikler 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 Yunanistan akıllarda antik filozoflar Bu da aslında “atom” teriminin kökenini açıklıyor çünkü Yunancadan tercüme edilen “atomos”, “bölünemez” anlamına geliyor.

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

Her atom, sırasıyla p +, n o ve e - sembolleriyle gösterilen, atom altı parçacıklar adı verilen protonlar, nötronlar ve elektronlardan oluşur. 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 bir elektronun kütlesi, her birinin kütlesinden neredeyse 2000 kat daha azdır, yani. m p /m e ≈ mn /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 görebileceğiniz gibi, bir kimyasal elementin atomlarının çekirdeklerindeki nötron sayısı farklılık gösterebilir.

Aynı kimyasal elemente ait olan ancak 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 3H izotopunun hatta üç kat daha ağır. 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 çekirdekteki proton sayısına eşit olarak kabul edildiğinden; yük numarası (Z) olarak adlandırılır. Bir atomdaki nötron sayısını N olarak göstererek, kütle numarası, yük numarası 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, bir elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu uzay bölgesine atomik yörünge adı verilir.

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. Ana kuantum sayısının değer aralığı – hepsi doğal sayılar 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 miktar olası değerler (2l+1)'dir. 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. Yörünge kuantum numarası l = 1 olan ve “üç boyutlu sekiz rakamı” şeklindeki yörüngeler, sırasıyla üç yöne karşılık gelen manyetik kuantum sayısının (-1, 0, +1) üç değerine karşılık gelir Uzayda birbirine dik.

4) Spin kuantum sayısı (veya basitçe spin) - m s - atomdaki elektronun dönme yönünden koşullu olarak sorumlu 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 seviyesi, n alt seviye 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 üç kuantum sayısı n, l ve ml'den oluşan bireysel bir diziye karşılık gelir.

Elektronların yörüngeler arasındaki dağılımına elektron konfigürasyonu denir.

Doldurma 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 durumunda boş p-orbitallerinin varlığında, çoğu zaman ona fazla 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. grupların 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 kavramı antik dünyada maddenin parçacıklarını belirtmek için ortaya çıktı. Yunancadan tercüme edilen atom, "bölünemez" anlamına gelir.

Elektronlar

İrlandalı fizikçi Stoney, deneylere dayanarak elektriğin tüm kimyasal elementlerin atomlarında bulunan en küçük parçacıklar tarafından taşındığı sonucuna vardı. 1891 $'da Bay Stoney bu parçacıklara "parçacıklar" adını vermeyi önerdi. elektronlar Yunanca'da "kehribar" anlamına gelen.

Elektron adını aldıktan birkaç yıl sonra İngiliz fizikçi Joseph Thomson ve Fransız fizikçi Jean Perrin, elektronların negatif yük taşıdığını kanıtladılar. Bu, kimyada $(–1)$ birimi olarak alınan en küçük negatif yüktür. Thomson, elektronun hızını (ışık hızına eşittir - 300.000 km/s) ve elektronun kütlesini (hidrojen atomunun kütlesinden 1836 dolar daha azdır) bile belirlemeyi başardı.

Thomson ve Perrin, bir akım kaynağının kutuplarını, havanın boşaltıldığı bir cam tüpe lehimlenmiş iki metal plakayla (bir katot ve bir anot) bağladılar. Elektrot plakalarına yaklaşık 10 bin volt voltaj uygulandığında, tüpte parlak bir deşarj parladı ve parçacıklar katottan (negatif kutup) bilim adamlarının ilk kez adlandırdığı anoda (pozitif kutup) uçtu. katot ışınları ve sonra bunun bir elektron akışı olduğunu keşfetti. Televizyon ekranındakiler gibi özel maddelere çarpan elektronlar bir parıltıya neden olur.

Sonuç çıkarıldı: Elektronlar, katodun yapıldığı malzemenin atomlarından kaçar.

Serbest elektronlar veya bunların akışı başka yollarla, örneğin bir metal telin ısıtılmasıyla veya periyodik tablonun I. grubunun ana alt grubunun (örneğin sezyum) elemanları tarafından oluşturulan metallere ışık tutularak elde edilebilir.

Bir atomdaki elektronların durumu

Bir atomdaki bir elektronun durumu, onun hakkındaki bilgilerin toplamı olarak anlaşılır. enerji belirli bir elektron uzay, bulunduğu yer. Bir atomdaki elektronun bir hareket yörüngesine sahip olmadığını zaten biliyoruz. sadece hakkında konuşabiliriz olasılıklarçekirdeğin etrafındaki boşluktaki konumu. 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 bir nokta olarak temsil edilirdi. Bu tür sayısız fotoğraf üst üste bindirilseydi, resim, bu noktaların çoğunun bulunduğu, en büyük yoğunluğa sahip bir elektron bulutu olurdu.

Şekil, çekirdekten geçen bir hidrojen atomundaki böyle bir elektron yoğunluğunun "kesilmesini" göstermektedir ve kesikli çizgi, içinde bir elektronun tespit edilme olasılığının %90$ olduğu kürenin ana hatlarını çizmektedir. Çekirdeğe en yakın kontur, bir elektronu tespit etme olasılığının $%10$ olduğu, çekirdekten gelen ikinci konturun içinde bir elektronu tespit etme olasılığının $%20$ olduğu, üçüncü konturun içinde $≈%30 olduğu uzayın bir bölgesini kapsar. $ vb. Elektronun durumunda bazı belirsizlikler vardır. Bu özel durumu karakterize etmek için Alman fizikçi W. Heisenberg kavramını ortaya attı. belirsizlik ilkesi yani Bir elektronun enerjisini ve konumunu aynı anda ve doğru bir şekilde belirlemenin imkansız olduğunu gösterdi. Bir elektronun enerjisi ne kadar kesin olarak belirlenirse konumu o kadar belirsiz olur ve bunun tersi de konumu belirledikten sonra elektronun enerjisini belirlemek imkansızdır. Bir elektronu tespit etmek için olasılık aralığının net sınırları yoktur. Ancak elektron bulma olasılığının maksimum olduğu bir uzayı seçmek mümkündür.

Atom çekirdeğinin etrafındaki elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu boşluğa yörünge denir.

Yaklaşık %90$$ tutarında elektron bulutu içerir, bu da elektronun uzayın bu kısmında bulunduğu zamanın yaklaşık %90$$'ı anlamına gelir. Şekillerine göre, $s, p, d$ ve $f$ Latin harfleriyle gösterilen bilinen dört yörünge türü vardır. Şekilde bazı elektron yörünge formlarının grafiksel bir temsili gösterilmektedir.

Bir elektronun belirli bir yörüngedeki hareketinin en önemli özelliği çekirdeğe bağlanma enerjisidir. Benzer enerji değerlerine sahip elektronlar tek bir yapı oluşturur elektron katmanı, veya enerji seviyesi. Enerji seviyeleri çekirdekten başlayarak numaralandırılır: 1 $, 2, 3, 4, 5, 6$ ve 7$.

Enerji düzeyi sayısını ifade eden $n$ tamsayısına 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 miktarda enerji ile karakterize edilir. Sonuç olarak, dış seviyedeki elektronlar atom çekirdeğine en az sıkı bir şekilde bağlanır.

Bir atomdaki enerji seviyelerinin (elektronik katmanlar) sayısı, kimyasal elementin ait olduğu D.I. Mendeleev sistemindeki periyot sayısına eşittir: ilk periyodun elementlerinin atomları bir enerji seviyesine sahiptir; ikinci periyot - iki; yedinci dönem - yedi.

Bir enerji seviyesindeki en fazla elektron sayısı aşağıdaki formülle belirlenir:

burada $N$ maksimum elektron sayısıdır; $n$ seviye numarası veya ana kuantum numarasıdır. Sonuç olarak: çekirdeğe en yakın birinci enerji seviyesinde ikiden fazla elektron olamaz; ikincisinde - en fazla 8$$; üçüncüsünde - en fazla 18$$; dördüncüsünde - en fazla 32$$. Peki enerji seviyeleri (elektronik katmanlar) nasıl düzenlenir?

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 seviyeler ise yörüngeler tarafından oluşturulur.

$n$'ın her değeri, $n^2$'a eşit sayıda yörüngeye karşılık gelir. Tabloda sunulan verilere göre, $n$ baş ​​kuantum sayısı ile alt düzey sayısı, yörünge türü ve sayısı ve alt düzey ve düzeydeki maksimum elektron sayısı arasındaki bağlantı izlenebilir.

Ana kuantum sayısı, yörünge türleri ve sayısı, alt düzey ve düzeylerdeki maksimum elektron sayısı.

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

• $s$-alt düzey - atom çekirdeğine en yakın her enerji düzeyinin ilk alt düzeyi, bir $s$-orbitalinden oluşur;
• $p$-alt düzey - birinci enerji düzeyi dışında her birinin ikinci alt düzeyi üç $p$-orbitalinden oluşur;
• $d$-alt seviye - üçüncü enerji seviyesinden başlayarak her birinin üçüncü alt seviyesi beş $d$-orbitalden oluşur;
• Dördüncü enerji seviyesinden başlayarak her birinin $f$-alt seviyesi yedi $f$-orbitalinden oluşur.

Atom çekirdeği

Ancak atomların parçası olan yalnızca elektronlar değildir. Fizikçi Henri Becquerel, uranyum tuzu içeren doğal bir mineralin aynı zamanda bilinmeyen radyasyon yayarak ışıktan korunan fotoğraf filmlerini açığa çıkardığını keşfetti. Bu fenomene çağrıldı radyoaktivite.

Üç tür radyoaktif ışın vardır:

1. $α$-ışınları, bir elektronun yükünden 2$ kat daha fazla yüke sahip, ancak pozitif işaretli ve bir hidrojen atomunun kütlesinden 4$ kat daha büyük bir kütleye sahip $α$-parçacıklarından oluşur;
2. $β$-ışınları bir elektron akışını temsil eder;
3. $γ$-ışınları, ihmal edilebilir kütleye sahip, elektrik yükü taşımayan elektromanyetik dalgalardır.

Sonuç olarak atom karmaşık bir yapıya sahiptir; pozitif yüklü bir çekirdek ve elektronlardan oluşur.

Bir atomun yapısı nasıldır?

1910'da, Londra yakınlarındaki Cambridge'de Ernest Rutherford ile öğrencileri ve meslektaşları, ince altın folyodan geçen ve ekrana düşen $α$ parçacıklarının saçılımını incelediler. Alfa parçacıkları genellikle orijinal yönden yalnızca bir derece saptı, bu da görünüşte altın atomlarının özelliklerinin tekdüzeliğini ve tekdüzeliğini doğruluyor. Ve aniden araştırmacılar bazı $α$ parçacıklarının sanki bir tür engelle karşılaşmış gibi aniden yollarının yönünü değiştirdiğini fark ettiler.

Rutherford, folyonun önüne bir ekran yerleştirerek, altın atomlarından yansıyan $α$ parçacıklarının ters yönde uçtuğu nadir durumları bile tespit edebildi.

Hesaplamalar, atomun tüm kütlesinin ve tüm pozitif yükünün küçük bir merkezi çekirdekte yoğunlaşması durumunda gözlemlenen olayların meydana gelebileceğini gösterdi. Çekirdeğin yarıçapının, negatif yüklü elektronların bulunduğu bölge olan tüm atomun yarıçapından 100.000 kat daha küçük olduğu ortaya çıktı. Mecazi bir karşılaştırma yaparsak, bir atomun tüm hacmi Luzhniki'deki stadyuma, çekirdeği ise sahanın ortasında bulunan bir futbol topuna benzetilebilir.

Herhangi bir kimyasal elementin bir atomu küçük bir güneş sistemiyle karşılaştırılabilir. Bu nedenle Rutherford'un önerdiği bu atom modeline gezegen denir.

Protonlar ve Nötronlar

Atomun tüm kütlesinin yoğunlaştığı minik atom çekirdeğinin iki tür parçacıktan (protonlar ve nötronlar) oluştuğu ortaya çıktı.

Protonlar elektronların yüküne eşit fakat $(+1)$ işaretinin tersi olan bir yüke ve hidrojen atomunun kütlesine eşit bir kütleye sahiptir (kimyada birlik olarak alınır). Protonlar $↙(1)↖(1)p$ (veya $p+$) işaretiyle gösterilir. Nötronlar yük taşımazlar, nötrdürler ve bir protonun kütlesine eşit bir kütleye sahiptirler; 1$$. Nötronlar $↙(0)↖(1)n$ (veya $n^0$) işaretiyle gösterilir.

Proton ve nötronların toplamına denir nükleonlar(lat. çekirdek- çekirdek).

Bir atomdaki proton ve nötron sayılarının toplamına ne ad verilir? kütle numarası. Örneğin bir alüminyum atomunun kütle numarası:

İhmal edilebilecek kadar küçük olan elektronun kütlesi ihmal edilebileceğinden, atomun tüm kütlesinin çekirdekte yoğunlaştığı açıktır. Elektronlar şu şekilde tanımlanır: $e↖(-)$.

Atom elektriksel olarak nötr olduğundan, şu da açıktır ki bir atomdaki proton ve elektron sayısının aynı olmasıdır. Kimyasal elementin atom numarasına eşittir, Periyodik Tabloda kendisine atanmıştır. Örneğin, bir demir atomunun çekirdeğinde 26$ değerinde proton bulunur ve çekirdeğin etrafında 26$ değerinde elektron döner. Nötron sayısı nasıl belirlenir?

Bilindiği gibi bir atomun kütlesi proton ve nötronların kütlesinden oluşur. $(Z)$ öğesinin seri numarasını bilmek, yani. proton sayısı ve kütle numarası $(A)$, proton ve nötron sayılarının toplamına eşit, nötron sayısı $(N)$ aşağıdaki formül kullanılarak bulunabilir:

Örneğin bir demir atomundaki nötron sayısı:

$56 – 26 = 30$.

Tablo temel parçacıkların temel özelliklerini sunmaktadır.

Temel parçacıkların temel özellikleri.

İzotoplar

Aynı elementin aynı nükleer yüke sahip ancak farklı kütle numaralarına sahip atom çeşitlerine izotoplar denir.

Kelime izotop iki Yunanca kelimeden oluşur: ISO'lar- aynı ve topo- yer, Periyodik Element Tablosunda “tek bir yeri işgal etmek” (hücre) anlamına gelir.

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.

Genellikle, Periyodik Tabloda verilen bir kimyasal elementin bağıl atom kütlesi, belirli bir elementin doğal izotop karışımının atom kütlelerinin, doğadaki göreceli bollukları, dolayısıyla atom değerleri dikkate alınarak ortalama değeridir. kütleler çoğunlukla kesirlidir. Örneğin, doğal klor atomları iki izotopun bir karışımıdır - $35$ (doğada $75$ bulunur) ve $37$ (doğada $25$$ bulunur); bu nedenle klorun bağıl atom kütlesi 35,5$'dır. Klorun izotopları şu şekilde yazılır:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ ve $↖(37)↙(17)(Cl)$

Klor izotoplarının kimyasal özellikleri, çoğu kimyasal elementin (örneğin potasyum, argon) izotopları ile tamamen aynıdır:

$↖(39)↙(19)(K)$ ve $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ ve $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Bununla birlikte, hidrojen izotoplarının özellikleri, göreceli atom kütlelerindeki dramatik çoklu artış nedeniyle büyük ölçüde farklılık gösterir; hatta onlara bireysel isimler ve kimyasal semboller bile verildi: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; döteryum - $↖(2)↙(1)(H)$ veya $↖(2)↙(1)(D)$; trityum - $↖(3)↙(1)(H)$ veya $↖(3)↙(1)(T)$.

Artık kimyasal elementin modern, daha kesin ve bilimsel bir tanımını verebiliriz.

Kimyasal element, aynı nükleer yüke sahip atomların topluluğudur.

İlk dört periyodun element atomlarının elektronik kabuklarının yapısı

Elementlerin atomlarının elektronik konfigürasyonlarının D.I. Mendeleev sisteminin dönemlerine göre gösterimini ele alalım.

İlk dönemin unsurları.

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

Atomların elektronik formülleri, elektronların enerji seviyeleri ve alt seviyeler arasındaki 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 $ elektron içeriyor.

Hidrojen ve helyum $s$ elementleridir; bu atomların $s$ yörüngesi elektronlarla doludur.

İkinci dönemin unsurları.

Tüm ikinci periyot elementleri için, birinci elektron katmanı doldurulur ve elektronlar, en az enerji ilkesine göre (önce $s$ ve sonra $p$) ikinci elektron katmanının $s-$ ve $p$ yörüngelerini doldurur. ) ve Pauli ve Hund kuralları.

Neon atomunda ikinci elektron katmanı tamamlandı; 8 $ değerinde elektron içeriyor.

Üçüncü periyodun unsurları.

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

Üçüncü periyodun element atomlarının elektronik kabuklarının yapısı.

Magnezyum atomu 3,5$ değerindeki elektron yörüngesini tamamlıyor. $Na$ ve $Mg$ $s$-elementleridir.

Alüminyum ve sonraki elementlerde $3d$ alt seviyesi elektronlarla doludur.

$↙(18)(Ar)$ Argon

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Bir argon atomunun dış katmanında (üçüncü elektron katmanı) 8$ elektronu vardır. Dış katman tamamlandığında, ancak toplamda üçüncü elektron katmanında, bildiğiniz gibi, 18 elektron olabilir, bu da üçüncü periyodun elemanlarının doldurulmamış $3d$-orbitalleri olduğu anlamına gelir.

$Al$ ile $Ar$ arasındaki tüm öğeler $р$'dır -elementler.

$s-$ ve $p$ -elementler biçim ana alt gruplar Periyodik Tabloda.

Dördüncü periyodun unsurları.

Potasyum ve kalsiyum atomları dördüncü bir elektron katmanına sahiptir ve $4s$ alt seviyesi doludur, çünkü $3d$ alt seviyesinden daha düşük enerjiye sahiptir. Dördüncü periyodun elementlerinin atomlarının grafiksel elektronik formüllerini basitleştirmek için:

1. Argonun geleneksel grafiksel elektronik formülünü şu şekilde gösterelim: $Ar$;
2. Bu atomlarla doldurulmayan alt seviyeleri tasvir etmeyeceğiz.

$K, Ca$ - $s$ -elementler, ana alt gruplara dahildir. $Sc$'dan $Zn$'a kadar olan atomlar için 3d alt seviyesi elektronlarla doldurulur. Bunlar $3d$ öğeleridir. Onlar dahil yan alt gruplar, dış elektron katmanları doludur ve şu şekilde sınıflandırılırlar: geçiş elemanları.

Krom ve bakır atomlarının elektronik kabuklarının yapısına dikkat edin. Bunlarda, bir elektron $4s-$ seviyesinden $3d$ alt seviyesine kadar “başarısız olur”; bu durum, ortaya çıkan $3d^5$ ve $3d^(10)$ elektronik konfigürasyonlarının daha yüksek enerji kararlılığıyla açıklanır:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Eleman sembolü, seri numarası, adı	Elektronik yapı şeması	Elektronik formül	Grafiksel elektronik formül
$↙(19)(K)$ Potasyum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalsiyum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Skandiyum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ veya $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titanyum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ veya $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadyum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ veya $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Krom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ veya $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Krom		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ veya $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Çinko		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ veya $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Galyum		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ veya $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Kripton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ veya $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

Çinko atomunda üçüncü elektron katmanı tamamlandı - tüm $3s, 3p$ ve $3d$ alt seviyeleri toplam 18$ elektronla dolu.

Çinkoyu takip eden elementlerde dördüncü elektron katmanı olan $4p$ alt seviyesi dolmaya devam ediyor. $Ga$'dan $Kr$ - $р$'a kadar olan elementler -elementler.

Kripton atomunun dış (dördüncü) katmanı tamamlandı ve 8 $ elektrona sahip. Ama toplamda dördüncü elektron katmanında bildiğiniz gibi 32$$ elektron olabilir; Kripton atomu hâlâ doldurulmamış $4d-$ ve $4f$ alt seviyelerine sahip.

Beşinci periyodun elemanları için alt seviyeler şu sırayla doldurulur: $5s → 4d → 5p$. Ayrıca $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) içindeki elektronların “başarısızlığı” ile ilgili istisnalar da vardır. ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ altıncı ve yedinci periyotlarda görünür -elementler yani Üçüncü dış elektronik katmanın sırasıyla $4f-$ ve $5f$ alt seviyelerinin doldurulduğu öğeler.

$4f$ -elementler isminde lantanitler.

5$$ -elementler isminde aktinit.

Altıncı periyodun elementlerinin atomlarındaki elektronik alt seviyeleri doldurma sırası: $↙(55)Cs$ ve $↙(56)Ba$ - $6s$ elementleri; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-eleman; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-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 tamamen dolu $f$ alt seviyelerinin daha fazla enerji kararlılığıyla ilişkilidir, yani. $nf^7$ ve $nf^(14)$.

Atomun hangi alt seviyesinin en son elektronlarla doldurulduğuna bağlı olarak, zaten anladığınız gibi tüm elementler dört elektron ailesine veya bloğuna ayrılır:

1. $s$ -elementler; atomun dış seviyesinin $s$-alt seviyesi elektronlarla doludur; $s$-elementleri hidrojen, helyum ve grup I ve II'nin ana alt gruplarının elementlerini içerir;
2. $p$ -elementler; atomun dış seviyesinin $p$-alt seviyesi elektronlarla doludur; $p$-elemanları III-VIII gruplarının ana alt gruplarının elemanlarını içerir;
3. $d$ -elementler; atomun ön-dış düzeyinin $d$-alt düzeyi elektronlarla doludur; $d$-elemanları, I-VIII gruplarının ikincil alt gruplarının elemanlarını içerir; $s-$ ve $p-$elemanları arasında yer alan onlarca yıllık büyük periyotların interkalar elemanları. Onlara da denir geçiş elemanları;
4. $f$ -elementler; elektronlar atomun üçüncü dış seviyesinin $f-$alt seviyesini doldurur; bunlar lantanitleri ve aktinitleri içerir.

Bir atomun elektronik konfigürasyonu. Atomların zemin ve uyarılmış halleri

İsviçreli fizikçi W. Pauli 1925'te şunu buldu: Bir atomun bir yörüngede ikiden fazla elektronu olamaz, zıt (antiparalel) sırtlara sahip (İngilizce'den mil olarak çevrilmiştir), yani. geleneksel olarak bir elektronun hayali ekseni etrafında saat yönünde veya saat yönünün tersine dönmesi olarak hayal edilebilecek özelliklere sahiptir. Bu ilkeye denir Pauli ilkesi.

Bir yörüngede bir elektron varsa buna denir. eşleştirilmemiş, eğer iki ise, o zaman bu eşleşmiş elektronlar yani Zıt spinli elektronlar.

Şekilde enerji seviyelerini alt seviyelere ayıran bir diyagram gösterilmektedir.

$s-$ Orbital, bildiğiniz gibi küresel bir şekle sahiptir. Hidrojen atomunun $(n = 1)$ elektronu bu yörüngede bulunur ve eşleşmemiştir. Bu nedenle elektronik formül, veya elektronik konfigürasyon, şu şekilde yazılır: $1s^1$. Elektronik formüllerde enerji seviyesi numarası $(1...)$ harfinin önündeki rakamla, Latin harfi alt seviyeyi (yörünge tipini) ve sağ üstte yazılan rakamla belirtilir. harf (üs olarak) alt seviyedeki elektronların sayısını gösterir.

Bir $s-$orbitalinde iki eşleştirilmiş elektrona sahip bir helyum atomu He için bu formül şöyledir: $1s^2$. Helyum atomunun elektron kabuğu tam ve oldukça kararlıdır. Helyum soylu bir gazdır. İkinci enerji seviyesinde $(n = 2)$ dört yörünge vardır; bir $s$ ve üç $p$. İkinci seviyenin $s$-orbitalindeki ($2s$-orbital) elektronlar daha yüksek enerjiye sahiptir, çünkü çekirdeğe $1s$ yörüngesindeki $(n = 2)$ elektronlarından daha uzaktadır. Genel olarak, her $n$ değeri için bir $s-$yörüngesi vardır, ancak üzerinde karşılık gelen bir elektron enerjisi kaynağı vardır ve bu nedenle, $n$ değeri arttıkça karşılık gelen bir çap da büyür. s-$Orbital, bildiğiniz gibi küresel bir şekle sahiptir. Hidrojen atomunun $(n = 1)$ elektronu bu yörüngede bulunur ve eşleşmemiştir. Bu nedenle elektronik formülü veya elektronik konfigürasyonu şu şekilde yazılır: $1s^1$. Elektronik formüllerde enerji seviyesi numarası $(1...)$ harfinin önündeki rakamla, Latin harfi alt seviyeyi (yörünge tipini) ve sağ üstte yazılan rakamla belirtilir. harf (üs olarak) alt seviyedeki elektronların sayısını gösterir.

Bir $s-$orbitalinde iki eşleştirilmiş elektrona sahip olan bir helyum atomu $He$ için bu formül şöyledir: $1s^2$. Helyum atomunun elektron kabuğu tam ve oldukça kararlıdır. Helyum soylu bir gazdır. İkinci enerji seviyesinde $(n = 2)$ dört yörünge vardır; bir $s$ ve üç $p$. İkinci seviyedeki $s-$orbitallerin ($2s$-orbitaller) elektronları daha yüksek enerjiye sahiptir, çünkü çekirdeğe $1s$ yörüngesindeki $(n = 2)$ elektronlarından daha uzaktadır. Genel olarak, her $n$ değeri için bir $s-$yörüngesi vardır, ancak üzerinde karşılık gelen bir elektron enerjisi kaynağı bulunur ve bu nedenle karşılık gelen bir çap, $n$ değeri arttıkça büyür.

$p-$ Orbital bir dambıl veya hacimli bir sekiz rakamı şeklindedir. Üç $p$-orbitalinin tümü, atomun çekirdeği boyunca çizilen uzaysal koordinatlar boyunca karşılıklı olarak dik olarak atomda bulunur. $n= 2$'dan başlayarak her enerji seviyesinin (elektronik katman) üç $p$-orbitalinin bulunduğunu bir kez daha vurgulamak gerekir. $n$ değeri arttıkça, elektronlar çekirdekten büyük uzaklıklarda bulunan ve $x, y, z$ eksenleri boyunca yönlendirilen $p$-orbitallerini işgal eder.

İkinci periyodun $(n = 2)$ elemanları için, önce bir $s$-orbital doldurulur ve ardından üç $p$-orbital doldurulur; elektronik formül $Li: 1s^(2)2s^(1)$. $2s^1$ elektronu atomun çekirdeğine daha zayıf bir şekilde bağlıdır, bu nedenle lityum atomu onu kolayca bırakabilir (belli ki hatırladığınız gibi, bu sürece oksidasyon denir), bir lityum iyonu $Li^+$'a dönüşebilir. .

Berilyum Be atomunda dördüncü elektron da $2s$ yörüngesinde bulunur: $1s^(2)2s^(2)$. Berilyum atomunun iki dış elektronu kolayca ayrılır - $B^0$ $Be^(2+)$ katyonuna oksitlenir.

Bor atomunda beşinci elektron $2p$ yörüngesini işgal eder: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Daha sonra, $C, N, O, F$ atomları $2p$-orbitalleriyle doldurulur ve bu da asal gaz neonuyla biter: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Üçüncü periyodun elemanları için sırasıyla $3s-$ ve $3p$ yörüngeleri doldurulur. Üçüncü seviyedeki beş $d$-orbital serbest kalır:

$↙(11)Hayır 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Bazen elektronların atomlardaki dağılımını gösteren diyagramlarda yalnızca her enerji seviyesindeki elektron sayısı gösterilir; Yukarıda verilen tam elektronik formüllerin aksine, kimyasal elementlerin atomlarının kısaltılmış elektronik formüllerini yazın, örneğin:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

Büyük periyotlardaki (dördüncü ve beşinci) elementler için, ilk iki elektron sırasıyla $4s-$ ve $5s$ yörüngelerini işgal eder: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Her ana periyodun üçüncü elementinden başlayarak, sonraki on elektron sırasıyla önceki $3d-$ ve $4d-$orbitallerine gidecektir (yan alt grupların elemanları için): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Kural olarak, önceki $d$-alt düzeyi doldurulduğunda, dıştaki (sırasıyla $4р-$ ve $5р-$) $р-$alt düzeyi doldurulmaya başlayacaktır: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Büyük periyotların elemanları için - altıncı ve tamamlanmamış yedinci - elektronik seviyeler ve alt seviyeler kural olarak şu şekilde elektronlarla doldurulur: ilk iki elektron dış $s-$alt seviyesine girer: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; sonraki bir elektron ($La$ ve $Ca$ için) önceki $d$-alt seviyesine: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ ve $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Daha sonra sonraki 14$ elektronları üçüncü dış enerji seviyesine, sırasıyla lantanitlerin ve aktinitlerin $4f$ ve $5f$ yörüngelerine gidecek: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Daha sonra yan alt grupların elemanlarının ikinci dış enerji seviyesi ($d$-alt seviye) yeniden oluşmaya başlayacaktır: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. Ve son olarak, ancak $d$-alt seviyesi tamamen on elektronla doldurulduktan sonra $p$-alt seviyesi tekrar doldurulacaktır: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Çoğu zaman, atomların elektronik kabuklarının yapısı, sözde enerji veya kuantum hücreleri kullanılarak tasvir edilir. grafik elektronik formüller. 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 prensibi, buna göre bir hücrede (orbital) ikiden fazla elektron olamaz, ancak antiparalel dönüşlerle ve F. Hund'un kuralı Buna göre elektronlar serbest hücreleri birer birer işgal eder ve aynı spin değerine sahiptir ve ancak o zaman çiftleşir, ancak Pauli ilkesine göre spinler zıt yönlerde olacaktır.