المواد الكيميائية هي الأشياء التي يتكون منها العالم من حولنا.

تنقسم خواص كل مادة كيميائية إلى نوعين: خواص كيميائية تميز قدرتها على تكوين مواد أخرى ، وخواص فيزيائية ، يتم ملاحظتها بشكل موضوعي ويمكن اعتبارها بمعزل عن التحولات الكيميائية. على سبيل المثال ، الخصائص الفيزيائية لمادة ما هي حالة التجميع(صلبة ، سائلة أو غازية) ، الموصلية الحرارية ، السعة الحرارية ، الذوبان فيها بيئات مختلفة(ماء ، كحول ، إلخ) ، كثافة ، لون ، طعم ، إلخ.

تحولات البعض مواد كيميائيةفي مواد أخرى تسمى الظواهر الكيميائية أو التفاعلات الكيميائية. وتجدر الإشارة إلى أن هناك أيضًا ظواهر فيزيائية ، والتي من الواضح أنها مصحوبة بتغيير في بعضها الخصائص الفيزيائيةالمواد دون أن يتم تحويلها إلى مواد أخرى. ل الظواهر الفيزيائية، على سبيل المثال ، بما في ذلك ذوبان الجليد ، وتجميد أو تبخر الماء ، وما إلى ذلك.

يمكن استنتاج حقيقة حدوث ظاهرة كيميائية في سياق أي عملية من خلال الملاحظة مميزات تفاعلات كيميائيةمثل تغير اللون ، والتساقط ، وتطور الغاز ، والحرارة و / أو تطور الضوء.

لذلك ، على سبيل المثال ، يمكن التوصل إلى استنتاج حول مسار التفاعلات الكيميائية من خلال ملاحظة:

تكوين الرواسب عند غليان الماء ، يسمى المقياس في الحياة اليومية ؛

إطلاق الحرارة والضوء أثناء احتراق النار ؛

تغيير لون شريحة تفاحة طازجة في الهواء ؛

تكوين فقاعات غازية أثناء تخمير العجين ، إلخ.

تسمى أصغر جسيمات المادة ، والتي لا تخضع عمليًا للتغييرات في عملية التفاعلات الكيميائية ، ولكن بطريقة جديدة فقط ترتبط ببعضها البعض ، بالذرات.

نشأت فكرة وجود مثل هذه الوحدات من المادة في اليونان القديمةفي أذهان الفلاسفة القدماء ، وهو ما يفسر بالفعل أصل مصطلح "الذرة" ، لأن كلمة "atomos" تُرجمت حرفياً من اليونانية تعني "غير قابل للتجزئة".

ومع ذلك ، على عكس فكرة الفلاسفة اليونانيين القدماء ، فإن الذرات ليست هي الحد الأدنى المطلق للمادة ، أي أنفسهم لديهم هيكل معقد.

تتكون كل ذرة من ما يسمى بالجسيمات دون الذرية - البروتونات والنيوترونات والإلكترونات ، والمشار إليها على التوالي بالرموز p + و n o و e -. يشير النص المرتفع في الترميز المستخدم إلى أن البروتون له وحدة شحنة موجبة ، والإلكترون له وحدة شحنة سالبة ، والنيوترون ليس له شحنة.

أما بالنسبة للبنية النوعية للذرة ، فكل ذرة تحتوي على جميع البروتونات والنيوترونات المركزة في ما يسمى بالنواة ، والتي حولها تشكل الإلكترونات غلافًا إلكترونيًا.

البروتون والنيوترون لهما نفس الكتلة عمليًا ، أي م ص م ن ، وكتلة الإلكترون أقل بحوالي 2000 مرة من كتلة كل منها ، أي م ع / م البريد ≈ م ن / م ه ≈ 2000.

بقدر ما الملكية الأساسيةمن الذرة هي حيادها الكهربائي ، وشحنة إلكترون واحد تساوي شحنة بروتون واحد ، ومن هذا يمكننا أن نستنتج أن عدد الإلكترونات في أي ذرة يساوي عدد البروتونات.

لذلك ، على سبيل المثال ، يوضح الجدول أدناه التكوين المحتمل للذرات:

نوع الذرات التي لها نفس الشحنة النووية ، أي. مع نفس عدد البروتونات في نواتها يسمى عنصر كيميائي. وهكذا ، من الجدول أعلاه ، يمكننا أن نستنتج أن الذرة 1 والذرة 2 تنتمي إلى عنصر كيميائي واحد ، وأن الذرة 3 والذرة 4 تنتمي إلى عنصر كيميائي آخر.

كل عنصر كيميائي له اسمه الخاص ورمزه الفردي ، والذي يُقرأ بطريقة معينة. لذلك ، على سبيل المثال ، أبسط عنصر كيميائي ، تحتوي ذراته على بروتون واحد فقط في النواة ، له اسم "هيدروجين" ويُشار إليه بالرمز "H" ، والذي يُقرأ على أنه "رماد" ، والعنصر الكيميائي بشحنة نووية +7 (أي تحتوي على 7 بروتونات) - "نيتروجين" ، يرمز لها بالرمز "N" ، والذي يُقرأ على أنه "en".

كما ترون من الجدول أعلاه ، ذرات واحد عنصر كيميائيقد تختلف في عدد النيوترونات في النوى.

الذرات التي تنتمي إلى نفس العنصر الكيميائي ، ولكن لها عدد مختلف من النيوترونات ، ونتيجة لذلك ، الكتلة تسمى النظائر.

لذلك ، على سبيل المثال ، يحتوي عنصر الهيدروجين الكيميائي على ثلاثة نظائر - 1 H و 2 H و 3 H. المؤشرات 1 و 2 و 3 فوق رمز H تعني العدد الإجمالي للنيوترونات والبروتونات. هؤلاء. بمعرفة أن الهيدروجين عنصر كيميائي يتميز بوجود بروتون واحد في نوى ذراته ، يمكننا أن نستنتج أنه لا توجد نيوترونات على الإطلاق في نظير 1 H ​​(1-1 = 0) ، في نظير 2 H - 1 نيوترون (2-1 = 1) وفي النظير 3 H - نيوترونان (3-1 = 2). نظرًا لأن النيوترون والبروتون ، كما ذكرنا سابقًا ، لهما نفس الكتلة ، وكتلة الإلكترون ضئيلة مقارنةً بهما ، فإن هذا يعني أن نظير 2 H يكاد يكون ضعف نظير 1 H ​​، و 3 H حتى أن النظير أثقل بثلاث مرات. فيما يتعلق بهذا الانتشار الكبير في كتل نظائر الهيدروجين ، تم تخصيص النظائر 2 H و 3 H بشكل منفصل ألقاب فرديةوالرموز التي لا تميز أي عنصر كيميائي آخر. تم تسمية نظير 2 H بالديوتيريوم وأعطي الرمز D ، وأعطي نظير 3 H اسم tritium وأعطي الرمز T.

إذا أخذنا كتلة البروتون والنيوترون كوحدة واحدة ، وأهملنا كتلة الإلكترون ، في الواقع ، يمكن اعتبار المؤشر الأيسر العلوي ، بالإضافة إلى العدد الإجمالي للبروتونات والنيوترونات في الذرة ، كتلته ، و لذلك يُطلق على هذا الفهرس رقم الكتلة ويُشار إليه بالرمز A. نظرًا لأن شحنة نواة أي بروتونات تتوافق مع الذرة ، وتعتبر شحنة كل بروتون مشروطًا مساوية لـ +1 ، عدد البروتونات في النواة تسمى رقم الشحنة (Z). بالإشارة إلى عدد النيوترونات في الذرة بالحرف N ، يمكن التعبير رياضيًا عن العلاقة بين العدد الكتلي وعدد الشحنة وعدد النيوترونات على النحو التالي:

وفقًا للمفاهيم الحديثة ، للإلكترون طبيعة مزدوجة (موجة جسيمية). لها خصائص كل من الجسيم والموجة. مثل الجسيم ، للإلكترون كتلة وشحنة ، ولكن في نفس الوقت ، يتسم تدفق الإلكترونات ، مثل الموجة ، بالقدرة على الانعراج.

تستخدم التمثيلات لوصف حالة الإلكترون في الذرة ميكانيكا الكم، حيث لا يمتلك الإلكترون مسارًا محددًا للحركة ويمكن تحديد موقعه في أي نقطة في الفضاء ، ولكن مع احتمالات مختلفة.

تسمى منطقة الفضاء حول النواة حيث من المرجح أن يوجد الإلكترون بالمدار الذري.

يمكن أن يكون للمدار الذري شكل وحجم واتجاه مختلف. المدار الذري يسمى أيضًا سحابة إلكترونية.

بيانياً ، يُشار إلى مدار ذري واحد عادةً على أنه خلية مربعة:

ميكانيكا الكم لديها جهاز رياضي معقد للغاية ، وبالتالي ، في إطار دورة مدرسيةالكيمياء ، فقط نتائج نظرية ميكانيكا الكم تؤخذ في الاعتبار.

وفقًا لهذه النتائج ، فإن أي مدار ذري وإلكترون موجود عليه يتميزان تمامًا بأربعة أرقام كم.

• الرقم الكمي الرئيسي - n - يحدد الطاقة الكلية للإلكترون في مدار معين. نطاق قيم العدد الكمي الرئيسي هو كل شيء أعداد صحيحة، بمعنى آخر. ن = 1،2،3،4 ، 5 إلخ.
• رقم الكم المداري - l - يميز شكل المدار الذري ويمكن أن يأخذ أي قيم صحيحة من 0 إلى n-1 ، حيث n ، تذكر ، هو رقم الكم الرئيسي.

المدارات مع l = 0 تسمى سمداري. المدارات s كروية وليس لها اتجاه في الفضاء:

المدارات مع l = 1 تسمى صمداري. هذه المدارات لها شكل ثلاثي الأبعاد ثمانية ، أي الشكل الذي تم الحصول عليه من خلال تدوير الشكل ثمانية حول محور التناظر ، ويشبه الدمبل ظاهريًا:

المدارات مع l = 2 تسمى دمداري، ومع l = 3 - Fمداري. هيكلها أكثر تعقيدًا.

3) رقم الكم المغناطيسي - m · l - يحدد الاتجاه المكاني لمدار ذري معين ويعبر عن إسقاط الزخم الزاوي المداري في الاتجاه حقل مغناطيسي. يتوافق عدد الكم المغناطيسي m l مع اتجاه المدار بالنسبة لاتجاه متجه شدة المجال المغناطيسي الخارجي ويمكن أن يأخذ أي قيم صحيحة من –l إلى + l ، بما في ذلك 0 ، أي العدد الإجمالي للقيم الممكنة هو (2l + 1). لذلك ، على سبيل المثال ، مع l = 0 m l = 0 (قيمة واحدة) ، مع l = 1 m l = -1 ، 0 ، +1 (ثلاث قيم) ، مع l = 2 m l = -2 ، -1 ، 0 ، + 1 ، +2 (خمس قيم لعدد الكم المغناطيسي) ، إلخ.

لذلك ، على سبيل المثال ، المدارات p ، أي المدارات ذات العدد الكمي المداري l = 1 ، لها شكل "شكل ثلاثي الأبعاد ثمانية" ، تتوافق مع ثلاث قيم للعدد الكمي المغناطيسي (-1 ، 0 ، +1) ، والتي ، بدورها ، تتوافق لثلاثة اتجاهات في الفضاء متعامد مع بعضها البعض.

4) يمكن اعتبار الرقم الكمومي المغزلي (أو ببساطة الدوران) - m s - مسؤولاً بشكل مشروط عن اتجاه دوران الإلكترون في الذرة ، ويمكن أن يأخذ قيمًا. يشار إلى الإلكترونات ذات الدورات المختلفة بأسهم رأسية تشير إلى الداخل جوانب مختلفة: ↓ و.

تسمى مجموعة جميع المدارات الموجودة في الذرة والتي لها نفس قيمة العدد الكمي الأساسي مستوى الطاقة أو غلاف الإلكترون. أي تعسفي مستوى الطاقةمع بعض العدد n يتكون من n 2 مدارات.

مجموعة المدارات التي لها نفس قيم العدد الكمي الرئيسي ورقم الكم المداري هي مستوى فرعي للطاقة.

يحتوي كل مستوى من مستويات الطاقة ، والذي يتوافق مع الرقم الكمي الرئيسي n ، على مستويات فرعية n. في المقابل ، يتكون كل مستوى فرعي للطاقة برقم كمي مداري l من (2l + 1) مدارات. وبالتالي ، تتكون الطبقة الفرعية s من مداري واحد ، والطبقة الفرعية p - ثلاثة مدارات p ، والطبقة الفرعية d - خمسة مدارات d ، والطبقة الفرعية f - سبعة مدارات f. نظرًا لأنه ، كما ذكرنا سابقًا ، غالبًا ما يتم الإشارة إلى مدار ذري واحد بواسطة خلية مربعة واحدة ، يمكن تصوير المستويات الفرعية s- و p- و d- و f بيانياً على النحو التالي:

يتوافق كل مدار مع مجموعة فردية محددة بدقة من ثلاثة أرقام كمية n و l و m l.

يسمى توزيع الإلكترونات في المدارات بالتكوين الإلكتروني.

يحدث ملء المدارات الذرية بالإلكترونات وفقًا لثلاثة شروط:

• مبدأ الحد الأدنى من الطاقة: تملأ الإلكترونات المدارات بدءًا من أدنى مستوى فرعي للطاقة. تسلسل المستويات الفرعية بترتيب زيادة الطاقة كما يلي: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

لتسهيل تذكر هذا التسلسل لملء المستويات الفرعية الإلكترونية ، فإن الرسم التوضيحي التالي مناسب للغاية:

• مبدأ باولي: يمكن لكل مدار أن يحتوي على إلكترونين على الأكثر.

إذا كان هناك إلكترون واحد في المدار ، فيُطلق عليه اسم unpaired ، وإذا كان هناك إلكترونان ، فيطلق عليهما زوج الإلكترون.

• حكم هوند: الحالة الأكثر استقرارًا للذرة هي الحالة التي تحتوي فيها الذرة ، ضمن مستوى فرعي واحد ، على أكبر عدد ممكن من الإلكترونات غير المزدوجة. هذه الحالة الأكثر استقرارًا للذرة تسمى الحالة الأساسية.

في الواقع ، ما ورد أعلاه يعني ، على سبيل المثال ، أن وضع الإلكترونات الأول والثاني والثالث والرابع على ثلاثة مدارات من المستوى الفرعي p سيتم تنفيذه على النحو التالي:

سيتم ملء المدارات الذرية من الهيدروجين ، الذي يحتوي على رقم شحنة 1 ، إلى الكريبتون (Kr) برقم شحنة 36 ، على النحو التالي:

يُطلق على التمثيل المماثل للترتيب الذي تملأ به المدارات الذرية مخطط الطاقة. بناءً على المخططات الإلكترونية للعناصر الفردية ، يمكنك كتابة ما يسمى بالصيغ الإلكترونية (التكوينات). لذلك ، على سبيل المثال ، عنصر به 15 بروتونًا ونتيجة لذلك ، 15 إلكترونًا ، أي سيكون للفوسفور (P) مخطط الطاقة التالي:

عند ترجمتها إلى صيغة إلكترونية ، تأخذ ذرة الفوسفور الشكل:

15 ل = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

تُظهر الأرقام ذات الحجم الطبيعي الموجودة على يسار رمز المستوى الفرعي رقم مستوى الطاقة ، بينما تُظهر الأحرف المرتفعة على يمين رمز المستوى الفرعي عدد الإلكترونات في المستوى الفرعي المقابل.

فيما يلي الصيغ الإلكترونية لأول 36 عنصرًا من D.I. مندليف.

فترة	رقم الصنف.	رمز	العنوان	الصيغة الإلكترونية
أنا	1	ح	هيدروجين	1 ثانية 1
	2	هو	الهيليوم	1s2
ثانيًا	3	لي	الليثيوم	1s2 2s1
	4	يكون	البريليوم	1s2 2s2
	5	ب	البورون	1s 2 2s 2 2p 1
	6	ج	كربون	1s 2 2s 2 2p 2
	7	ن	نتروجين	1s 2 2s 2 2p 3
	8	ا	الأكسجين	1s 2 2s 2 2p 4
	9	F	الفلور	1s 2 2s 2 2p 5
	10	ني	نيون	1s 2 2s 2 2p 6
ثالثا	11	نا	صوديوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	ملغ	المغنيسيوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	ال	الألومنيوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	سي	السيليكون	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	ص	الفوسفور	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	س	كبريت	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	الكلور	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	أر	الأرجون	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
رابعا	19	ك	البوتاسيوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	كاليفورنيا	الكالسيوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	الشوري	سكانديوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	تي	التيتانيوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	الخامس	الفاناديوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	سجل تجاري	الكروم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 سعلى ال دالمستوى الفرعي
	25	مينيسوتا	المنغنيز	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	الحديد	حديد	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	شارك	كوبالت	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	ني	النيكل	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	النحاس	نحاس	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 سعلى ال دالمستوى الفرعي
	30	Zn	الزنك	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	جا	الغاليوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ge	الجرمانيوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	مثل	الزرنيخ	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	حد ذاتها	السيلينيوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	ش	البروم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	كرونة	الكريبتون	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

كما ذكرنا سابقًا ، في حالتها الأرضية ، يتم ترتيب الإلكترونات في المدارات الذرية وفقًا لمبدأ أقل طاقة. ومع ذلك ، في وجود مدارات p فارغة في الحالة الأرضية للذرة ، غالبًا ، عندما يتم نقل الطاقة الزائدة إليها ، يمكن نقل الذرة إلى ما يسمى بالحالة المثارة. لذلك ، على سبيل المثال ، تحتوي ذرة البورون في حالتها الأرضية على تكوين إلكتروني ومخطط للطاقة بالشكل التالي:

5 ب = 1s 2 2s 2 2p 1

وفي حالة الإثارة (*) أي عند نقل بعض الطاقة إلى ذرة البورون ، سيبدو تكوينها الإلكتروني ومخطط الطاقة كما يلي:

5 ب * = 1s 2 2s 1 2p 2

اعتمادًا على المستوى الثانوي المملوء في الذرة أخيرًا ، يتم تقسيم العناصر الكيميائية إلى s أو p أو d أو f.

إيجاد عناصر s و p و d و f في الجدول D.I. منديليف:

• تحتوي عناصر s على المستوى الفرعي s الأخير المراد تعبئته. تتضمن هذه العناصر عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية (على اليسار في خلية الجدول) للمجموعات الفرعية الأولى والثانية.
• بالنسبة للعناصر p ، يتم تعبئة المستوى الفرعي p. تتضمن العناصر p العناصر الستة الأخيرة من كل فترة ، باستثناء الأول والسابع ، بالإضافة إلى عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات III-VIII.
• تقع العناصر d بين العناصر s- و p في فترات كبيرة.
• تسمى عناصر f اللانثانيدات والأكتينيدات. يتم وضعها في أسفل الجدول بواسطة D.I. مندليف.

دعونا نأخذ عقليا ذرة أي عنصر كيميائي. ما هي الدول التي توجد فيها الإلكترونات؟ يتضح من الفقرة السابقة أنه من الضروري لكل إلكترون معرفة قيم أربعة أرقام كمية تميز حالته. لكننا لا نعرف حتى الآن عدد الإلكترونات في كل حالة. ما هي الشروط الأكثر احتمالا وأيها أقل احتمالا؟ يتم الرد على هذه الأسئلة من قبل اثنين من المهم المبدأ(قانون). تم اكتشاف أولهم في عام 1925 من قبل الفيزيائي السويسري ف. باولي (1900-1958) وسُمي من بعده - مبدأ باولي.

جميع الإلكترونات في الذرة في حالات مختلفة ، أي تتميز بمجموعات مختلفة من أربعة أرقام كمية.

في هذه الحالة ، يشير مفهوم "المبدأ" إلى أحد القوانين الأساسية للطبيعة ، والذي يجعل الذرة على ما هي عليه - جسيم دقيق من المادة بهيكل إلكتروني فردي لكل عنصر كيميائي. يصبح دور مبدأ باولي في الطبيعة أكثر وضوحًا إذا تخيلنا أنه لا يعمل. ثم تفقد البيئة الإلكترونية لنواة الذرة اليقين البنيوي. جميع الإلكترونات تتدحرج إلى حالة واحدة أكثر ملاءمة.

وتجدر الإشارة إلى أن هذا القانون يسري على جميع الفرميونات.

تأتي نتيجة طبيعية من مبدأ باولي ، الذي يحدد قدرة المدار ، أي عدد الإلكترونات التي يمكن أن تشكل سحابة إلكترونية واحدة. باختيار أي من المدارات ، نصلح أول ثلاثة أرقام كمومية. على سبيل المثال ، بالنسبة إلى المدار 2 ص 2: ص = 2, /= 1, م = 0. ولكن يمكنك أيضًا تغيير رقم كم الدوران تصلب متعدديتم الحصول على مجموعتين من الأرقام الكمية:

لذلك ، لا يمكن أن يحتوي المدار على أكثر من إلكترونين ، ويمكن أن تحتوي الذرات على سحب مكونة من إلكترون واحد أو اثنين.

يسمى إلكترونان في نفس المدار بزوج إلكترون.

بمعرفة قدرة المدار ، من السهل أن نفهم أن قدرة المستوى الفرعي للطاقة تساوي ضعف عدد المدارات (الجدول 5.1).

الطاولة 5.1

هيكل المستويات الفرعية في الذرات

تسمى مجموعة من الإلكترونات ذات مستوى فرعي واحد من الطاقة بجزء ثانوي من الذرة.

قدرة مستوى الطاقة هي مجموع قدرة المستويات الفرعية (الجدول 5.2). في العمود الأول من الجدول ، بالإضافة إلى قيم العدد الكمي الرئيسي ، توجد تسميات بالأحرف لغلاف الإلكترون للذرة.

الجدول 5.2

هيكل مستويات الطاقة في الذرات

تسمى مجموعة الإلكترونات التي لها نفس مستوى الطاقة غلاف الذرة.

يحدد الملء الحقيقي ("تسوية") المدارات والمستويات الفرعية والمستويات بالإلكترونات المبدأ الثاني - مبدأ أقل طاقة.

تتوافق الحالة الأرضية (المستقرة) للذرة مع الحد الأدنى من إجمالي طاقة الإلكترونات.

تسمى حالات الذرة ذات الطاقة المتزايدة فرح.تكون الذرة في حالة الإثارة غير مستقرة بمعنى أنها تنتقل إلى الحالة الأرضية خلال فترة زمنية قصيرة جدًا (~ 10 -8 ثوانٍ) ، مشعةً كمات الطاقة.

أي نظام فيزيائي هو الأكثر استقرارًا ، وكلما انخفضت طاقته الكامنة. لذلك ، نلاحظ دائمًا أن جسمًا ملقيًا يصطدم بالأرض أو يتدحرج أسفل التل ، ويستقيم زنبرك منحني ، وما إلى ذلك. أيضًا ، تكون قذائف الإلكترون للذرات في حالة مستقرة إذا كانت الطاقة الإجمالية للإلكترونات ضئيلة. نحن نعلم بالفعل مجموعة حالات الطاقة الممكنة للذرة (انظر الشكل 5.7). دعونا نفكر في كيفية ملء المستويات الفرعية والمستويات المقابلة بالإلكترونات. في هذه الحالة ، يتم التقيد الصارم بمبدأ باولي ، والذي له الأولوية على مبدأ أقل طاقة ولا يتم انتهاكه. سنصور التركيب الإلكتروني للذرات باستخدام مخططات الطاقة والصيغ الإلكترونية. مخطط الطاقة هو جزء من التسلسل العام للمستويات الفرعية (انظر الشكل 5.7) ، يحتوي على مستويات فرعية مأهولة بالسكان. تسرد الصيغة الإلكترونية المستويات الفرعية المشغولة بترتيب تصاعدي للطاقة ، مع وجود رموز علوية تشير إلى عدد الإلكترونات. يمكن تمثيل أول عنصرين من النظام الدوري من خلال المخططين الأول والثاني. يوضح الرسم التخطيطي أن موضع المستوى 1n * في ذرة الهليوم أقل منه في ذرة الهيدروجين ، نظرًا لأن الهليوم يحتوي على شحنة نووية أكبر وتنجذب الإلكترونات بقوة أكبر إلى النواة. تم استنفاد قدرة مستوى الطاقة الأول في ذرة الهليوم.

في العناصر التي تلي الهيليوم ، يتم ملء مستوى الطاقة الثاني. ضع في اعتبارك مخططات الطاقة لأقرب ثلاثة عناصر - الليثيوم والبريليوم والبورون (المخططات III و IV و V).

في الليثيوم والبريليوم ، المستوى الفرعي مأهول 2 ثانية.يبدأ الإلكترون الخامس لذرة البورون في ملء المستوى الفرعي 2 صوفقًا لمبدأ باولي. في ذرات الكربون والنيتروجين ، يستمر سكان هذا المستوى الفرعي (الرسمان البيانيان السادس والسابع).

في بنية هذه العناصر ، يتجلى انتظام مهم آخر في تكوين قذائف الإلكترون - قاعدة هوند (1927).

تتوافق الحالة الأساسية 7 للذرة مع تعداد الإلكترونات لأقصى عدد من المدارات المكافئة للطاقة. في هذه الحالة ، تمتلك الإلكترونات نفس القيم لأرقام كمية الدوران (الكل +1/2 أو الكل -1/2).

عند التفكير في مخطط الطاقة لذرة ، يبدو أن انتقال الإلكترون بين مدارات متطابقة 2 صلا يغير طاقته. في الواقع ، عندما تتحرك الإلكترونات في مدارات مختلفة ، يقل التنافر بينها ، بسبب استمرار تناقص الطاقة الكامنة. تسمى الإلكترونات التي تحتل مدارات مفردة غير زوجي.علاوة على ذلك ، عند دراسة طبيعة الروابط الكيميائية ، سنرى أن تكافؤ الذرات يتحدد بعدد الإلكترونات غير المزدوجة. يحتوي النيتروجين على ثلاثة إلكترونات غير زوجية وهو في الواقع ثلاثي التكافؤ. يكفي تذكر صيغة الأمونيا NH 3. الكربون ، وفقًا للرسم التخطيطي ، ثنائي التكافؤ. ومع ذلك ، عند امتصاص طاقة صغيرة نسبيًا ، يتم نقل إلكترون واحد من المستوى الفرعي 25 إلى المستوى الفرعي 2r.يدخل الكربون في حالة من الإثارة باستخدام الصيغة الإلكترونية ق 2 2 ثانية (2 ص.في هذه الحالة ، لديها أربعة إلكترونات غير متزاوجة. يمكن للذرة الحرة أن تبقى في حالة من الإثارة لفترة قصيرة جدًا. ولكن ، نظرًا لكونها في تكوين الجزيء ، تتلقى الذرة إلكترونات إضافية لملء المدارات. بعد ذلك ، يتم استبعاد إمكانية الانتقال إلى الحالة الأساسية ، وتبقى ذرة الكربون رباعي التكافؤ. في الواقع ، يتم تعويض الطاقة التي يتم إنفاقها على إثارة الإلكترون بواسطة طاقة تكوين روابط كيميائية إضافية.

يحدث تعداد المدارات 2p بواسطة الإلكترونات الثانية في الأكسجين والفلور والنيون (الرسوم البيانية الثامن والتاسع والعاشر). في هذه الحالة ، يتناقص عدد الإلكترونات غير المزاوجة المتبقية ، وبالتالي تكافؤ الذرات على التوالي. يتوافق هذا مع المعرفة الأولية حول خصائص الأكسجين والفلور والنيون: الأكسجين ثنائي التكافؤ ، والفلور أحادي التكافؤ ، والنيون لا يشكل روابط كيميائية ، أي تكافؤه صفر.

لقد رأينا أن العناصر من الليثيوم إلى النيون لها مستوى طاقة ثانٍ تسكنه الإلكترونات ، وهذا هو سبب وجودها

• الفترة الثانية من الجدول الدوري. عند الصوديوم الذي يلي النيون ، يبدأ مجتمع مستوى الطاقة الثالث ، وبعد ذلك
• الفترة الثالثة كمستويات فرعية 35 و 3 مأهولة تم العثور على R.يمكن تمثيل مخططات الطاقة والصيغ الإلكترونية لعناصر من الصوديوم إلى الأرجون في شكل مختصر ، مع تعيين مجموعة متكررة من إلكترونات النيون فيها. معنى الصيغة الإلكترونية المختصرة هو أن إلكترونات التكافؤ للذرة فقط مذكورة فيها. باقي الإلكترونات التي تتكون منها النواة الإلكترونية للذرة، ذات أهمية ثانوية للكيمياء. كمثال ، لنكتب صيغًا ومخططات مختصرة للصوديوم والسيليكون والأرجون (الرسوم البيانية الحادي عشر والثاني عشر والثالث عشر).

يتم تحديد عدد العناصر الكيميائية في الفترتين الثانية والثالثة من خلال السعة الإجمالية للمستويات الفرعية 5 و / ^ ، وهي ثمانية إلكترونات. وبالتالي ، فإن وجود ثماني مجموعات بالضبط في الجدول الدوري يتلقى تفسيرًا ماديًا. يتضح أيضًا سبب التشابه الملحوظ بين العناصر الكيميائية في المجموعات. بمقارنة مخططات الطاقة لعناصر من نفس المجموعة - الليثيوم والصوديوم والكربون والسيليكون ، وما إلى ذلك - نلاحظ أنها تتميز بنفس السكان من مستوى الطاقة الخارجية. من هذا ، أولاً وقبل كل شيء ، نفس تكافؤ الذرات ، وهذا هو سبب تشابه الخصائص الكيميائية. لكن الهياكل الإلكترونية للذرات ، ككل ، مختلفة. من فترة إلى أخرى ، يزداد عدد قذائف الإلكترون ، مما يستلزم زيادة في نصف القطر الذري. لذلك ، كما لوحظ بالفعل ، إلى جانب التشابه ، هناك أيضًا اتجاه معين في التغيير في الخصائص.

من الصيغ الإلكترونية ومخططات الطاقة للذرات ، من الواضح أنه في المجموعتين IA و PA ، تملأ الإلكترونات المستوى الفرعي 5 الخارجي ، وفي المجموعات I HA-V111A ، المستوى الفرعي p الخارجي. يوفر هذا أساسًا لتصنيف العناصر الكيميائية إلى كتل. تعتبر أول مجموعتين كتلة من العناصر s ،والمجموعات من А إلى VIIIА - as كتلة من العناصر ف.

يوجد في الجدول الدوري المزيد من المجموعات بنفس الأرقام ، ولكن مع إضافة الرمز "B". كيف يفسر وجود هذه المجموعات؟ من التين. 5.6 من الواضح أن المستوى الفرعي ثلاثي الأبعادالطاقة بين المستويات الفرعية 45 و 4 تم العثور على R.في الجدول الدوري ، تبدأ الفترة الرابعة ، مثل الفترة السابقة ، بعنصرين مكونين من 5 عناصر - البوتاسيوم ([Ar] 45 لترًا) والكالسيوم (fAr] 4l 2). بعد الكالسيوم ، تبدأ تسوية المستوى غير الثانوي ص، كما في الفترتين الثانية والثالثة ، والمستوى الفرعي ثلاثي الأبعادالتي تبلغ سعتها 10 إلكترونات. تظهر الإلكترونات في المستوى الفرعي ^ واحدًا تلو الآخر في سكانديوم والعناصر التي تليها ، بما في ذلك الزنك. تم تضمينها في كتلة من العناصر د.يعتمد ترقيم مجموعات العناصر d على حقيقة أنه في المجموعات من III إلى VIII ، يوجد نفس عدد الإلكترونات في المستويين الفرعيين العلويين لكل من العناصر p (المستويات الفرعية 5 و p) والعناصر d (5) - و د- المستويات الفرعية). يتم ترقيم المجموعات IB و PV وفقًا لمجتمع المستوى الفرعي 5 الخارجي ، مثل العناصر الخمسة.

الفترة الرابعة تكتمل بالعناصر p التالية للزنك. يتم تثبيت Zr / -nolevel المملوء فيها بقوة ويصبح أقل من المستوى الفرعي مثل.ويفسر ذلك من خلال المسار المختلف لخفض طاقة مداري المستويات الفرعية 45- و 3 ^ / - مع زيادة شحنة النواة الذرية (الشكل 5.9).

أرز. 5.9

مثال 5.1.اكتب الصيغ الإلكترونية المختصرة للحديد والكريبتون.

قرار.لكل من الحديد والكريبتون ، أقرب غاز نبيل سابق هو الأرجون (Z = 18). يحتوي الحديد (Z = 26) على ثمانية إلكترونات متبقية لملء المستويات العليا 45 و 36 / الفرعية. نكتب الصيغة 45 2 3rf 6. يحتوي الكريبتون (Z = 36) على 10 إلكترونات أخرى مضافة ، والتي تملأ المستويات الفرعية بالكامل ثلاثي الأبعادو أر.مملوء ثلاثي الأبعاد- اضبط المستوى الفرعي في الصيغة حتى المستوى الفرعي 45: [Ar] 3 10 45 2 4 /؟ 6.

الفترة الخامسة من الجدول الدوري تشبه في هيكلها الرابعة. كلاهما يحتوي على 18 عنصرًا كيميائيًا. في الفترة الخامسة ، ينتمي الروبيديوم والسترونتيوم إلى الكتلة المكونة من 5 عناصر ، تنتمي 10 عناصر من الإيتريوم إلى الكادميوم إلى الكتلة d والعناصر الستة المتبقية من الإنديوم إلى الزينون تنتمي إلى ص-منع.

يتبع ذلك أطول فترتين 6 و 7 تحتويان على 32 عنصرًا. في الفترة السادسة ، تمت إضافة عائلة مكونة من 14 عنصرًا كيميائيًا - من اللانثانم إلى الإيتربيوم ، يسمى اللانثانيدات، وفي السابع - عائلة مماثلة الأكتينيدات -من الأكتينيوم إلى النوبليوم. في ذراتهم ، تمتلئ المستويات الفرعية 4 / - و 5 / بالإلكترونات ، على التوالي. تشكل اللانثانيدات والأكتينيدات كتلة / -العناصر. نظرًا للخصائص الخاصة لمدارات المستويات الفرعية / ، فإن جميع اللانثانيدات وجميع الأكتينيدات تظهر تشابهًا كبيرًا في الخواص الكيميائية.

مثال 5.2. ما الذي يفسر سبب احتواء كل مجموعة من / - العناصر على 14 عنصرًا كيميائيًا؟

قرار.وفقًا للصيغة 2 / + 1 المستوى الفرعي و (1 = 3)يتكون من سبعة مدارات. لذلك ، تبلغ سعتها 14 إلكترونًا ، ويحدث الملء التدريجي للمستوى الفرعي / في 14 عنصرًا كيميائيًا.

وهكذا ، فإن مراجعة موجزة للهيكل الإلكتروني للذرات بشكل عام تكشف عن الأساس الفيزيائي لتواتر التغيرات في خصائص العناصر الكيميائية ، وبالتالي ، القانون الدوري لـ D. I. Mendeleev. باختصار ، يمكننا القول أن القانون الدوري هو نتيجة لمبدأ باولي ومبدأ أقل طاقة.

تكوين الذرة.

تتكون الذرة من نواة ذريةو قذيفة الإلكترون.

تتكون نواة الذرة من البروتونات ( ص +) والنيوترونات ( ن 0). تحتوي معظم ذرات الهيدروجين على نواة بروتون واحدة.

عدد البروتونات ن(ص +) يساوي الشحنة النووية ( ض) والرقم الترتيبي للعنصر في السلسلة الطبيعية للعناصر (وفي النظام الدوري للعناصر).

ن(ص +) = ض

مجموع عدد النيوترونات ن(ن 0) ، يُشار إليه ببساطة بالحرف نوعدد البروتونات ضاتصل العدد الشاملويتم تمييزه بالحرف لكن.

أ = ض + ن

يتكون الغلاف الإلكتروني للذرة من إلكترونات تتحرك حول النواة ( ه -).

عدد الإلكترونات ن(ه-) في غلاف الإلكترون لذرة محايدة يساوي عدد البروتونات ضفي الصميم.

كتلة البروتون تساوي تقريبًا كتلة النيوترون و 1840 ضعف كتلة الإلكترون ، لذا فإن كتلة الذرة تساوي عمليًا كتلة النواة.

شكل الذرة كروي. نصف قطر النواة أصغر بحوالي 100،000 مرة من نصف قطر الذرة.

عنصر كيميائي- نوع الذرات (مجموعة الذرات) بنفس الشحنة النووية (مع نفس عدد البروتونات في النواة).

النظائر المشعة- مجموعة من ذرات عنصر واحد مع نفس عدد النيوترونات في النواة (أو نوع من الذرات مع نفس عدد البروتونات ونفس عدد النيوترونات في النواة).

تختلف النظائر المختلفة عن بعضها البعض في عدد النيوترونات في نوى ذراتها.

تسمية ذرة واحدة أو نظير: (E - رمز العنصر) ، على سبيل المثال:.

هيكل الغلاف الإلكتروني للذرة

المدار الذريهي حالة الإلكترون في الذرة. الرمز المداري -. كل مدار يتوافق مع سحابة إلكترونية.

تتكون مدارات الذرات الحقيقية في حالة الأرض (غير مثارة) من أربعة أنواع: س, ص, دو F.

السحابة الإلكترونية- الجزء من الفضاء الذي يمكن أن يوجد فيه الإلكترون باحتمالية 90 في المائة (أو أكثر).

ملحوظة: في بعض الأحيان لا يتم التمييز بين مفهومي "المدار الذري" و "السحابة الإلكترونية" ، حيث يطلق عليهما اسم "المدار الذري".

يتكون الغلاف الإلكتروني للذرة من طبقات. طبقة إلكترونيةتتكون من سحب إلكترونية من نفس الحجم. مدارات من طبقة واحدة المستوى الإلكتروني ("الطاقة")، طاقاتهم هي نفسها بالنسبة لذرة الهيدروجين ، لكنها مختلفة للذرات الأخرى.

يتم تجميع المدارات من نفس المستوى في الإلكترونية (الطاقة)المستويات الفرعية:
س- المستوى الفرعي (يتكون من واحد سمداري) ، رمز -.
صالمستوى الفرعي (يتكون من ثلاثة ص
دالمستوى الفرعي (يتكون من خمسة دمداري) ، رمز -.
Fالمستوى الفرعي (يتكون من سبعة Fمداري) ، رمز -.

طاقات مدارات نفس المستوى الفرعي هي نفسها.

عند تعيين المستويات الفرعية ، يتم إضافة رقم الطبقة (المستوى الإلكتروني) إلى رمز المستوى الفرعي ، على سبيل المثال: 2 س, 3ص, 5ديعني س- المستوى الفرعي من المستوى الثاني ، ص- المستوى الفرعي من المستوى الثالث ، د- المستوى الفرعي من المستوى الخامس.

إجمالي عدد المستويات الفرعية في مستوى واحد يساوي رقم المستوى ن. العدد الإجمالي للمدارات في مستوى واحد هو ن 2. وفقًا لذلك ، يكون إجمالي عدد السحب في طبقة واحدة أيضًا ن 2 .

التعيينات: - مداري حر (بدون إلكترونات) ، - مدار بإلكترون غير مزدوج ، - مدار مع زوج إلكترون (بإلكترونين).

يتم تحديد الترتيب الذي تملأ به الإلكترونات مدارات الذرة من خلال ثلاثة قوانين طبيعية (تُعطى الصيغ بطريقة مبسطة):

1. مبدأ الطاقة الأقل - تملأ الإلكترونات المدارات من أجل زيادة طاقة المدارات.

2. مبدأ باولي - لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين في مدار واحد.

3. قاعدة هوند - داخل المستوى الفرعي ، تملأ الإلكترونات المدارات الحرة أولاً (واحدة تلو الأخرى) ، وبعد ذلك فقط تشكل أزواج الإلكترونات.

إجمالي عدد الإلكترونات في المستوى الإلكتروني (أو في الطبقة الإلكترونية) هو 2 ن 2 .

يتم التعبير عن توزيع المستويات الفرعية حسب الطاقة بعد ذلك (بترتيب زيادة الطاقة):

1س, 2س, 2ص, 3س, 3ص, 4س, 3د, 4ص, 5س, 4د, 5ص, 6س, 4F, 5د, 6ص, 7س, 5F, 6د, 7ص ...

بصريا ، يتم التعبير عن هذا التسلسل من خلال مخطط الطاقة:

يمكن تصوير توزيع إلكترونات الذرة حسب المستويات والمستويات الفرعية والمدارات (التكوين الإلكتروني للذرة) على أنها صيغة إلكترونية ، أو مخطط للطاقة ، أو بشكل أكثر بساطة ، كرسم تخطيطي للطبقات الإلكترونية ("مخطط إلكتروني") .

أمثلة على التركيب الإلكتروني للذرات:

إلكترونات التكافؤ- إلكترونات الذرة التي يمكن أن تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. بالنسبة لأي ذرة ، هذه هي جميع الإلكترونات الخارجية بالإضافة إلى تلك الإلكترونات الخارجية التي تكون طاقتها أكبر من طاقة الإلكترونات الخارجية. على سبيل المثال: تحتوي ذرة Ca على 4 إلكترونات خارجية س 2 ، هم أيضا التكافؤ. تحتوي ذرة الحديد على إلكترونات خارجية - 4 س 2 ولكن لديه 3 د 6 ، وبالتالي تحتوي ذرة الحديد على 8 إلكترونات تكافؤ. صيغة التكافؤ الإلكترونية لذرة الكالسيوم هي 4 س 2 ، وذرات الحديد - 4 س 2 3د 6 .

النظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev
(النظام الطبيعي للعناصر الكيميائية)

القانون الدوري للعناصر الكيميائية(الصيغة الحديثة): تكون خصائص العناصر الكيميائية ، وكذلك المواد البسيطة والمعقدة التي تتكون منها ، في حالة اعتماد دوري على قيمة الشحنة من النوى الذرية.

النظام الدوري- تعبير بياني عن القانون الدوري.

النطاق الطبيعي للعناصر الكيميائية- عدد من العناصر الكيميائية ، مرتبة حسب الزيادة في عدد البروتونات في نوى ذراتها ، أو ما هو نفسه حسب الزيادة في شحنات نوى هذه الذرات. الرقم التسلسلي لعنصر في هذه السلسلة يساوي عدد البروتونات في نواة أي ذرة من هذا العنصر.

يتم إنشاء جدول العناصر الكيميائية عن طريق "قطع" السلسلة الطبيعية للعناصر الكيميائية إلى فترات(الصفوف الأفقية للجدول) والتجمعات (الأعمدة الرأسية للجدول) للعناصر ذات البنية الإلكترونية المماثلة للذرات.

اعتمادًا على كيفية دمج العناصر في مجموعات ، يمكن أن يكون الجدول فترة طويلة(يتم جمع العناصر التي لها نفس عدد ونوع إلكترونات التكافؤ في مجموعات) و المدى القصير(يتم جمع العناصر التي لها نفس عدد إلكترونات التكافؤ في مجموعات).

مجموعات جدول الفترة القصيرة مقسمة إلى مجموعات فرعية ( الأساسيةو آثار جانبية) ، بالتزامن مع مجموعات جدول الفترات الطويلة.

جميع ذرات العناصر في نفس الفترة لها نفس عدد طبقات الإلكترون ، مساوٍ لعدد الفترة.

عدد العناصر في الفترات: 2 ، 8 ، 8 ، 18 ، 18 ، 32 ، 32. تم الحصول على معظم عناصر الفترة الثامنة بشكل مصطنع ، ولم يتم تجميع العناصر الأخيرة من هذه الفترة بعد. جميع الفترات باستثناء البداية الأولى بعنصر تشكيل فلز قلوي (Li ، Na ، K ، إلخ) وتنتهي بعنصر تكوين غاز نبيل (He ، Ne ، Ar ، Kr ، إلخ).

في جدول الفترة القصيرة - ثماني مجموعات ، كل منها مقسمة إلى مجموعتين فرعيتين (رئيسية وثانوية) ، في جدول الفترة الطويلة - ستة عشر مجموعة ، مرقمة بالأرقام الرومانية مع الأحرف A أو B ، على سبيل المثال: IA ، IIIB ، VIA ، VIIB. تتوافق المجموعة IA في جدول الفترة الطويلة مع المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى من جدول الفترة القصيرة ؛ المجموعة السابعة ب - المجموعة الثانوية الثانوية للمجموعة السابعة: الباقي - بالمثل.

تتغير خصائص العناصر الكيميائية بشكل طبيعي في مجموعات وفترات.

في فترات (مع زيادة الرقم التسلسلي)

• تزداد الشحنة النووية
• يزداد عدد الإلكترونات الخارجية ،
• نصف قطر الذرات يتناقص ،
• تزداد قوة ارتباط الإلكترونات بالنواة (طاقة التأين) ،
• يزيد الكهربية.
• يتم تحسين خصائص الأكسدة للمواد البسيطة ("اللامعدنية") ،
• تضعف خصائص الاختزال للمواد البسيطة ("الفلزية") ،
• يضعف السمة الأساسية للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة ،
• تزداد الصفة الحمضية للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة.

في مجموعات (مع زيادة الرقم التسلسلي)

• تزداد الشحنة النووية
• يزيد نصف قطر الذرات (فقط في المجموعات A) ،
• تتناقص قوة الرابطة بين الإلكترونات والنواة (طاقة التأين ؛ فقط في المجموعات A) ،
• تنخفض الكهربية (فقط في المجموعات A) ،
• يضعف الخواص المؤكسدة للمواد البسيطة ("اللامعدنية" ؛ فقط في المجموعات A) ،
• يتم تحسين خصائص الاختزال للمواد البسيطة ("الفلزية" ؛ فقط في المجموعات A) ،
• تزداد السمة الأساسية للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة (فقط في المجموعات A) ،
• تضعف الطبيعة الحمضية للهيدروكسيدات والأكاسيد المقابلة (فقط في المجموعات A) ،
• ينخفض ​​استقرار مركبات الهيدروجين (يزيد نشاطها المختزل ؛ فقط في المجموعات A).

المهام والاختبارات حول موضوع "الموضوع 9." بنية الذرة. القانون الدوري والنظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev (PSCE) "."

• القانون الدوري - القانون الدوري وهيكل الذرات من الصف الثامن إلى التاسع
  يجب أن تعرف: قوانين ملء المدارات بالإلكترونات (مبدأ أقل طاقة ، مبدأ باولي ، قاعدة هوند) ، بنية النظام الدوري للعناصر.

  يجب أن تكون قادرًا على: تحديد تكوين الذرة من خلال موضع عنصر في النظام الدوري ، وعلى العكس من ذلك ، العثور على عنصر في النظام الدوري ، ومعرفة تكوينه ؛ تصور مخطط الهيكل والتكوين الإلكتروني للذرة والأيون ، وعلى العكس من ذلك ، تحديد موضع عنصر كيميائي في PSCE من الرسم التخطيطي والتكوين الإلكتروني ؛ وصف العنصر والمواد التي يتكون منها وفقًا لموقعه في PSCE ؛ تحديد التغيرات في نصف قطر الذرات وخصائص العناصر الكيميائية والمواد التي تشكلها خلال فترة واحدة ومجموعة فرعية رئيسية واحدة من النظام الدوري.

  مثال 1تحديد عدد المدارات في المستوى الإلكتروني الثالث. ما هي هذه المدارات؟
  لتحديد عدد المدارات ، نستخدم الصيغة نالمدارات = ن 2 ، أين ن- رقم المستوى. نالمدارات = 3 2 = 9. واحد 3 س- ، ثلاثة 3 ص- وخمسة 3 دمداري.

  مثال 2حدد ذرة العنصر الذي له الصيغة الإلكترونية 1 س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 1 .
  من أجل تحديد العنصر ، تحتاج إلى معرفة الرقم التسلسلي الخاص به ، والذي يساوي العدد الإجمالي للإلكترونات في الذرة. في هذه الحالة: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. هذا هو الألومنيوم.

  بعد التأكد من تعلم كل ما تحتاجه ، انتقل إلى المهام. نتمنى لكم التوفيق.

  
  الأدب الموصى به:
  • O. S. Gabrielyan وآخرون ، الكيمياء ، الصف الحادي عشر. م ، بوستارد ، 2002 ؛
  • جي إي رودزيتس ، إف جي فيلدمان. الكيمياء 11 خلية. م ، التربية والتعليم ، 2001.

هيكل غلاف الإلكترون لذرات عناصر الفترات الأربع الأولى: $ s- $ ، $ p- $ و $ d- $ العناصر. التكوين الإلكتروني للذرة. حالات الذرات الأرضية والمتحركة

نشأ مفهوم الذرة في العالم القديم لتحديد جسيمات المادة. في اليونانية ، تعني الذرة "غير قابل للتجزئة".

الإلكترونات

استنتج الفيزيائي الأيرلندي ستوني ، بناءً على التجارب ، أن الكهرباء تحملها أصغر الجسيمات الموجودة في ذرات جميع العناصر الكيميائية. في عام 1891 دولارًا أمريكيًا ، اقترح ستوني تسمية هذه الجسيمات الإلكترونات، والتي تعني في اليونانية "العنبر".

بعد سنوات قليلة من تسمية الإلكترون باسمه ، أثبت الفيزيائي الإنجليزي جوزيف طومسون والفيزيائي الفرنسي جان بيرين أن الإلكترونات تحمل شحنة سالبة. هذه أصغر شحنة سالبة تؤخذ في الكيمياء على أنها الوحدة $ (- 1) $. تمكن طومسون من تحديد سرعة الإلكترون (تساوي سرعة الضوء - 300000 دولار كم / ثانية) وكتلة الإلكترون (أقل بمقدار 1836 دولارًا من كتلة ذرة الهيدروجين).

قام طومسون وبيرين بتوصيل أقطاب المصدر الحالي بصفحتين معدنتين - كاثود وأنود ، ملحومان في أنبوب زجاجي ، يتم تفريغ الهواء منه. عندما تم تطبيق جهد يبلغ حوالي 10 آلاف فولت على لوحات القطب ، ومض تفريغ ضوئي في الأنبوب ، وتطايرت الجسيمات من القطب السالب (القطب السالب) إلى القطب الموجب (القطب الموجب) ، والذي أطلق عليه العلماء لأول مرة أشعة الكاثود، ثم اكتشف أنه كان تيارًا من الإلكترونات. تتسبب الإلكترونات ، التي تصطدم بمواد خاصة مطبقة ، على سبيل المثال ، على شاشة التلفزيون ، في حدوث وهج.

تم التوصل إلى استنتاج مفاده أن الإلكترونات تهرب من ذرات المادة التي يتكون منها الكاثود.

يمكن أيضًا الحصول على الإلكترونات الحرة أو تدفقها بطرق أخرى ، على سبيل المثال ، عن طريق تسخين سلك معدني أو عن طريق تسليط الضوء على المعادن المكونة من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى من الجدول الدوري (على سبيل المثال ، السيزيوم).

حالة الإلكترونات في الذرة

تُفهم حالة الإلكترون في الذرة على أنها مجموعة من المعلومات حول طاقةإلكترون محدد في الفراغالذي يقع فيه. نحن نعلم بالفعل أن الإلكترون في الذرة ليس له مسار للحركة ، أي يمكن الحديث عنها فقط الاحتمالاتإيجاده في الفراغ المحيط بالنواة. يمكن أن توجد في أي جزء من هذا الفضاء المحيط بالنواة ، وتعتبر مجمل مواضعها المختلفة بمثابة سحابة إلكترونية ذات كثافة شحنة سالبة معينة. من الناحية المجازية ، يمكن تخيل هذا على النحو التالي: إذا كان من الممكن تصوير موضع إلكترون في ذرة في المئات أو المليون من الثانية ، كما في الصورة النهائية ، فسيتم تمثيل الإلكترون في هذه الصور كنقطة. سيؤدي تراكب عدد لا يحصى من هذه الصور إلى صورة لسحابة إلكترونية بأعلى كثافة حيث توجد معظم هذه النقاط.

يوضح الشكل "قطعًا" بهذه الكثافة الإلكترونية في ذرة هيدروجين تمر عبر النواة ، ويحد الكرة بخط متقطع ، بداخله احتمال العثور على إلكترون هو 90٪ دولار. يغطي المحيط الأقرب للنواة منطقة الفضاء التي يكون فيها احتمال العثور على إلكترون 10٪ $ ، واحتمال العثور على إلكترون داخل الكفاف الثاني من النواة هو $ 20٪ $ ، داخل الثالث - $ 30 ٪ $ ، إلخ. هناك بعض عدم اليقين في حالة الإلكترون. لوصف هذه الحالة الخاصة ، قدم الفيزيائي الألماني دبليو هايزنبرغ مفهوم مبدأ عدم اليقين، بمعنى آخر. أظهر أنه من المستحيل تحديد طاقة وموقع الإلكترون في وقت واحد وبدقة. كلما تم تحديد طاقة الإلكترون بشكل أكثر دقة ، كلما كان موضعه غير مؤكد ، والعكس صحيح ، بعد تحديد الموقع ، من المستحيل تحديد طاقة الإلكترون. منطقة احتمالية الكشف عن الإلكترون ليس لها حدود واضحة. ومع ذلك ، من الممكن تحديد المساحة التي يكون فيها احتمال العثور على الإلكترون هو الحد الأقصى.

يُطلق على الفضاء حول النواة الذرية ، والذي يُرجح أن يوجد فيه الإلكترون ، اسم المدار.

يحتوي على ما يقرب من 90٪ دولارًا أمريكيًا من السحابة الإلكترونية ، مما يعني أن حوالي 90٪ دولارًا أمريكيًا من الوقت الذي يكون فيه الإلكترون في هذا الجزء من الفضاء. وفقًا للنموذج ، يتم تمييز 4 دولارات من أنواع المدارات المعروفة حاليًا ، والتي يُشار إليها بالأحرف اللاتينية $ s و p و d $ و $ f $. يظهر تمثيل رسومي لبعض أشكال المدارات الإلكترونية في الشكل.

إن أهم ما يميز حركة الإلكترون في مدار معين هو طاقة ارتباطه بالنواة. تشكل الإلكترونات ذات قيم الطاقة المماثلة واحدًا طبقة إلكترونية، أو مستوى الطاقة. يتم ترقيم مستويات الطاقة بدءًا من النواة: 1 دولار و 2 و 3 و 4 و 5 و 6 دولارات و 7 دولارات.

العدد الصحيح $ n $ الذي يشير إلى رقم مستوى الطاقة يسمى رقم الكم الأساسي.

يميز طاقة الإلكترونات التي تشغل مستوى طاقة معين. تمتلك إلكترونات المستوى الأول من الطاقة ، الأقرب إلى النواة ، أقل طاقة. بالمقارنة مع إلكترونات المستوى الأول ، تتميز إلكترونات المستويات التالية بكمية كبيرة من الطاقة. وبالتالي ، فإن إلكترونات المستوى الخارجي هي الأقل ارتباطًا بقوة بنواة الذرة.

عدد مستويات الطاقة (الطبقات الإلكترونية) في الذرة يساوي عدد الفترة في نظام D. I. Mendeleev ، التي ينتمي إليها العنصر الكيميائي: ذرات عناصر الفترة الأولى لها مستوى طاقة واحد ؛ الفترة الثانية - اثنان ؛ الفترة السابعة - سبعة.

يتم تحديد أكبر عدد من الإلكترونات في مستوى الطاقة بالصيغة:

حيث $ N $ هو الحد الأقصى لعدد الإلكترونات ؛ $ n $ هو رقم المستوى أو رقم الكم الرئيسي. وبالتالي: لا يمكن أن يحتوي مستوى الطاقة الأول الأقرب للنواة على أكثر من إلكترونين ؛ في الثانية - لا يزيد عن 8 دولارات ؛ في اليوم الثالث - لا يزيد عن 18 دولارًا أمريكيًا ؛ في الرابع - لا يزيد عن 32 دولارًا. وكيف يتم ترتيب مستويات الطاقة (الطبقات الإلكترونية) بدورها؟

بدءًا من مستوى الطاقة الثاني $ (n = 2) $ ، يتم تقسيم كل مستوى إلى مستويات فرعية (طبقات فرعية) ، تختلف قليلاً عن بعضها البعض بواسطة طاقة الربط مع النواة.

عدد المستويات الفرعية يساوي قيمة رقم الكم الرئيسي:يحتوي مستوى الطاقة الأول على مستوى فرعي واحد ؛ الثاني - اثنان ؛ الثالث - ثلاثة ؛ الرابع هو أربعة. المستويات الفرعية ، بدورها ، تتشكل بواسطة المدارات.

كل قيمة $ n $ تتوافق مع عدد المدارات التي تساوي $ n ^ 2 $. وفقًا للبيانات الواردة في الجدول ، من الممكن تتبع العلاقة بين الرقم الكمي الرئيسي $ n $ وعدد المستويات الفرعية ، ونوع وعدد المدارات ، والحد الأقصى لعدد الإلكترونات لكل مستوى فرعي ومستوى.

العدد الكمي الرئيسي ، أنواع وعدد المدارات ، العدد الأقصى للإلكترونات في المستويات الفرعية والمستويات.

مستوى الطاقة $ (n) $	عدد المستويات الفرعية يساوي $ n $	النوع المداري	عدد المدارات		العدد الأقصى للإلكترونات
			في المستوى الثانوي	في مستوى يساوي $ n ^ 2 $	في المستوى الثانوي	عند مستوى يساوي $ n ^ 2 $
كلفن (ن = 1) دولار	$1$	1s دولار	$1$	$1$	$2$	$2$
L دولار (ن = 2) دولار	$2$	2s دولار	$1$	$4$	$2$	$8$
		2 بنس دولار	$3$		$6$
مليون دولار (ن = 3) دولار	$3$	3s دولار	$1$	$9$	$2$	$18$
		3 بنس دولار	$3$		$6$
		$ 3d $	$5$		$10$
دولار N (ن = 4) دولار	$4$	4 دولارات أمريكية	$1$	$16$	$2$	$32$
		4 بنس دولار	$3$		$6$
		4 د دولار	$5$		$10$
		4f دولار	$7$		$14$

من المعتاد تعيين المستويات الفرعية بالحروف اللاتينية ، وكذلك شكل المدارات التي تتكون منها: $ s ، p ، d ، f $. لذا:

• المستوى الفرعي $ s $ - المستوى الفرعي الأول من كل مستوى طاقة أقرب إلى النواة الذرية ، يتكون من $ s $ -orbital ؛
• $ p $ -sublevel - المستوى الفرعي الثاني لكل منهما ، باستثناء المستوى الأول ، مستوى الطاقة ، يتكون من ثلاثة $ p $ -orbitals ؛
• المستوى الفرعي $ d $ - المستوى الفرعي الثالث لكل منهما ، بدءًا من مستوى الطاقة الثالث ، يتكون من خمسة $ d $ -orbitals ؛
• المستوى الفرعي $ f $ لكل منهما ، بدءًا من مستوى الطاقة الرابع ، يتكون من سبعة $ f $ -orbitals.

نواة الذرة

لكن ليست الإلكترونات وحدها جزءًا من الذرات. اكتشف الفيزيائي هنري بيكريل أن معدنًا طبيعيًا يحتوي على ملح اليورانيوم ينبعث منه أيضًا إشعاع غير معروف ، ويضيء أفلامًا فوتوغرافية مغلقة عن الضوء. تم استدعاء هذه الظاهرة النشاط الإشعاعي.

هناك ثلاثة أنواع من الأشعة المشعة:

1. صفائح $ α $ ، والتي تتكون من جزيئات $ α $ التي تبلغ شحنة إلكترون 2 دولارًا ، ولكن بعلامة موجبة ، وكتلة أكبر 4 دولارات مرة من كتلة ذرة الهيدروجين ؛
2. المصفوفات $ β $ هي دفق من الإلكترونات ؛
3. المصفوفات $ γ $ هي موجات كهرومغناطيسية ذات كتلة ضئيلة ولا تحمل شحنة كهربائية.

وبالتالي ، فإن الذرة لها بنية معقدة - فهي تتكون من نواة موجبة الشحنة وإلكترونات.

كيف يتم ترتيب الذرة؟

في عام 1910 في كامبريدج ، بالقرب من لندن ، درس إرنست رذرفورد مع طلابه وزملائه نثر جزيئات $ α $ التي تمر عبر رقائق ذهبية رقيقة وتسقط على الشاشة. عادةً ما تنحرف جسيمات ألفا عن الاتجاه الأصلي بمقدار درجة واحدة فقط ، مما يؤكد ، كما يبدو ، توحيد وتوحيد خصائص ذرات الذهب. وفجأة لاحظ الباحثون أن بعض الجسيمات $ α $ غيرت اتجاه مسارها فجأة ، كما لو كانت تواجه نوعًا من العوائق.

من خلال وضع الشاشة أمام الرقاقة ، كان رذرفورد قادرًا على اكتشاف حتى تلك الحالات النادرة عندما تحلق جزيئات $ α $ ، المنعكسة من ذرات الذهب ، في الاتجاه المعاكس.

أظهرت الحسابات أن الظواهر المرصودة يمكن أن تحدث إذا تركزت الكتلة الكاملة للذرة وكل شحنتها الموجبة في نواة مركزية صغيرة. نصف قطر النواة ، كما اتضح ، أصغر 100000 مرة من نصف قطر الذرة بأكملها ، تلك المنطقة التي توجد فيها إلكترونات لها شحنة سالبة. إذا طبقنا مقارنة مجازية ، فيمكن تشبيه الحجم الكامل للذرة بملعب لوجنيكي ، ويمكن تشبيه النواة بكرة القدم الموجودة في وسط الملعب.

ذرة أي عنصر كيميائي يمكن مقارنتها بنظام شمسي صغير. لذلك ، يسمى هذا النموذج من الذرة ، الذي اقترحه رذرفورد ، كوكبي.

البروتونات والنيوترونات

اتضح أن النواة الذرية الدقيقة ، حيث تتركز كتلة الذرة بأكملها ، تتكون من نوعين من الجسيمات - البروتونات والنيوترونات.

البروتوناتلها شحنة مساوية لشحنة الإلكترونات ، ولكنها معاكسة للعلامة $ (+ 1) $ ، وكتلة تساوي كتلة ذرة الهيدروجين (وهي مقبولة في الكيمياء كوحدة). يتم الإشارة إلى البروتونات بواسطة $ ↙ (1) ↖ (1) p $ (أو $ р + $). نيوتروناتلا تحمل شحنة ، فهي محايدة ولها كتلة مساوية لكتلة البروتون ، أي 1 دولار. يتم الإشارة إلى النيوترونات بواسطة $ ↙ (0) ↖ (1) n $ (أو $ n ^ 0 $).

تسمى البروتونات والنيوترونات بشكل جماعي النويات(من اللات. نواة- النواة).

يسمى مجموع عدد البروتونات والنيوترونات في الذرة العدد الشامل. على سبيل المثال ، العدد الكتلي لذرة الألومنيوم:

نظرًا لأنه يمكن إهمال كتلة الإلكترون ، التي لا تكاد تذكر ، فمن الواضح أن كتلة الذرة بأكملها تتركز في النواة. يشار إلى الإلكترونات على النحو التالي: $ e↖ (-) $.

نظرًا لأن الذرة محايدة كهربائيًا ، فمن الواضح أيضًا ذلك أن عدد البروتونات والإلكترونات في الذرة هو نفسه. إنه يساوي العدد الذري للعنصر الكيميائيالمخصصة لها في الجدول الدوري. على سبيل المثال ، تحتوي نواة ذرة حديد على 26 دولارًا من البروتونات ، وتدور الإلكترونات البالغة 26 دولارًا حول النواة. وكيف نحدد عدد النيوترونات؟

كما تعلم ، فإن كتلة الذرة هي مجموع كتلة البروتونات والنيوترونات. معرفة الرقم الترتيبي للعنصر $ (Z) $ ، أي عدد البروتونات والعدد الكتلي $ (A) $ يساوي مجموع أعداد البروتونات والنيوترونات ، يمكنك إيجاد عدد النيوترونات $ (N) $ باستخدام الصيغة:

على سبيل المثال ، عدد النيوترونات في ذرة الحديد هو:

$56 – 26 = 30$.

يوضح الجدول الخصائص الرئيسية للجسيمات الأولية.

الخصائص الأساسية للجسيمات الأولية.

النظائر

تسمى أنواع ذرات العنصر نفسه التي لها نفس الشحنة النووية ولكن بأعداد كتل مختلفة نظائر.

كلمة النظيريتكون من كلمتين يونانيتين: ايزوس- نفس و توبوس- مكان ، يعني "احتلال مكان واحد" (خلية) في النظام الدوري للعناصر.

العناصر الكيميائية الموجودة في الطبيعة عبارة عن مزيج من النظائر. وهكذا ، يحتوي الكربون على ثلاثة نظائر كتلتها $ 12 ، 13 ، 14 $ ؛ الأكسجين - ثلاثة نظائر كتلتها 16 دولارًا ، 17 دولارًا ، 18 دولارًا ، إلخ.

عادةً ما تُعطى في النظام الدوري ، الكتلة الذرية النسبية لعنصر كيميائي هي متوسط ​​قيمة الكتل الذرية لمزيج طبيعي من نظائر عنصر معين ، مع الأخذ في الاعتبار وفرتها النسبية في الطبيعة ، وبالتالي ، فإن قيم غالبًا ما تكون الكتل الذرية جزئية. على سبيل المثال ، ذرات الكلور الطبيعية عبارة عن مزيج من نظيرين - 35 دولارًا (هناك 75٪ دولارًا في الطبيعة) و 37 دولارًا (هناك 25٪ دولارًا) ؛ لذلك ، الكتلة الذرية النسبية للكلور هي $ 35.5 $. تتم كتابة نظائر الكلور على النحو التالي:

$ ↖ (35) ↙ (17) (Cl) $ و $ (37) ↙ (17) (Cl) $

الخصائص الكيميائية لنظائر الكلور هي نفسها تمامًا نظائر معظم العناصر الكيميائية ، مثل البوتاسيوم والأرجون:

$ ↖ (39) ↙ (19) (K) $ و $ ↖ (40) ↙ (19) (K) $ ، $ ↖ (39) ↙ (18) (Ar) $ و $ ↖ (40) ↙ (18) ) (عربي) $

ومع ذلك ، تختلف نظائر الهيدروجين اختلافًا كبيرًا في الخصائص بسبب الزيادة الهائلة في كتلتها الذرية النسبية ؛ حتى أنهم أعطوا أسماء فردية وعلامات كيميائية: البروتيوم - $ ↖ (1) ↙ (1) (H) $؛ الديوتيريوم - $ ↖ (2) ↙ (1) (H) $ أو $ ↖ (2) ↙ (1) (D) $ ؛ التريتيوم - $ ↖ (3) ↙ (1) (H) $ أو $ ↖ (3) ↙ (1) (T) $.

من الممكن الآن إعطاء تعريف حديث وأكثر صرامة وعلميًا للعنصر الكيميائي.

العنصر الكيميائي عبارة عن مجموعة من الذرات لها نفس الشحنة النووية.

هيكل قذائف الإلكترون لذرات عناصر الفترات الأربع الأولى

ضع في اعتبارك رسم خرائط التكوينات الإلكترونية لذرات العناصر حسب فترات نظام D. I. Mendeleev.

عناصر الفترة الأولى.

توضح مخططات التركيب الإلكتروني للذرات توزيع الإلكترونات على الطبقات الإلكترونية (مستويات الطاقة).

تظهر الصيغ الإلكترونية للذرات توزيع الإلكترونات على مستويات الطاقة والمستويات الفرعية.

تُظهر الصيغ الإلكترونية الرسومية للذرات توزيع الإلكترونات ليس فقط في المستويات والمستويات الفرعية ، ولكن أيضًا في المدارات.

في ذرة الهليوم ، تكتمل الطبقة الأولى من الإلكترون - وتحتوي على 2 دولار من الإلكترونات.

الهيدروجين والهيليوم عبارة عن عناصر $ s $ ، هذه الذرات لديها $ s $ -orbitals مملوءة بالإلكترونات.

عناصر الفترة الثانية.

بالنسبة لجميع عناصر الفترة الثانية ، يتم ملء طبقة الإلكترون الأولى ، وتملأ الإلكترونات مداري $ s- $ و $ p $ لطبقة الإلكترون الثانية وفقًا لمبدأ أقل طاقة (أول $ s $ ، ثم $ p $) وقواعد Pauli و Hund.

في ذرة النيون ، اكتملت طبقة الإلكترون الثانية - تحتوي على إلكترونات بقيمة 8 دولارات.

عناصر الفترة الثالثة.

بالنسبة لذرات عناصر الفترة الثالثة ، يتم الانتهاء من الطبقتين الإلكترونيتين الأولى والثانية ، لذلك يتم ملء طبقة الإلكترون الثالثة ، حيث يمكن أن تحتل الإلكترونات مستويات فرعية 3s و 3 p و 3 d.

هيكل قذائف الإلكترون لذرات عناصر الفترة الثالثة.

اكتمال مدار الإلكترون بقيمة 3.5 دولارًا عند ذرة المغنيسيوم. $ Na $ و $ Mg $ عناصر $ s $.

بالنسبة للألمنيوم والعناصر اللاحقة ، فإن المستوى الفرعي $ 3d $ مليء بالإلكترونات.

$ ↙ (18) (عربي) $ الأرجون

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

في ذرة الأرجون ، تحتوي الطبقة الخارجية (طبقة الإلكترون الثالثة) على $ 8 إلكترونات. عندما تكتمل الطبقة الخارجية ، ولكن في المجموع ، في طبقة الإلكترون الثالثة ، كما تعلم بالفعل ، يمكن أن يكون هناك 18 إلكترونًا ، مما يعني أن عناصر الفترة الثالثة بها 3d $ -orbitals تركت شاغرة.

كل العناصر من $ Al $ إلى $ Ar $ - $ p $ -عناصر.

$ s- $ و $ r $ -عناصرشكل المجموعات الفرعية الرئيسيةفي النظام الدوري.

عناصر الفترة الرابعة.

تحتوي ذرات البوتاسيوم والكالسيوم على طبقة إلكترون رابعة ، ويتم ملء المستوى الفرعي $ 4s $ ، لأن لديها طاقة أقل من المستوى الفرعي $ 3d $. لتبسيط المعادلات الإلكترونية الرسومية لذرات عناصر الفترة الرابعة:

1. نشير شرطيًا إلى الصيغة الإلكترونية الرسومية للأرجون على النحو التالي: $ Ar $؛
2. لن نصور المستويات الثانوية التي لم يتم ملؤها لهذه الذرات.

$ K ، Ca $ - $ s $ -عناصر،المدرجة في المجموعات الفرعية الرئيسية. بالنسبة للذرات من $ Sc $ إلى $ Zn $ ، فإن المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد مملوء بالإلكترونات. هذه عناصر $ 3d $. تم تضمينها في مجموعات فرعية جانبية ،تمتلئ طبقة الإلكترون قبل الخارجية ، يشار إليها عناصر الانتقال.

انتبه إلى بنية غلاف الإلكترون لذرات الكروم والنحاس. في نفوسهم ، "ينخفض" إلكترون واحد من المستوى الفرعي $ 4s- $ إلى المستوى الفرعي $ $ 3d ، وهو ما يفسره استقرار الطاقة الأكبر للتكوينات الإلكترونية الناتجة $ 3d ^ 5 $ و $ 3d ^ (10) $:

$ ↙ (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)… $

رمز العنصر والرقم التسلسلي والاسم	رسم تخطيطي للهيكل الإلكتروني	الصيغة الإلكترونية	الصيغة الإلكترونية الرسومية
$ ↙ (19) (K) $ البوتاسيوم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 $
$ ↙ (20) (C) $ الكالسيوم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 $
$ ↙ (21) (Sc) $ سكانديوم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ 1 $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ 1 (4) ث ^ 1 $
$ ↙ (22) (Ti) $ تيتانيوم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ 2 $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ 2 (4) ق ^ 2 $
$ ↙ (23) (V) $ الفاناديوم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ 3 $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ 3 (4) ق ^ 2 $
$ ↙ (24) (Cr) $ كروم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ 5 $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ 5 (4) ق ^ 1 $
$ ↙ (29) (Сu) $ Chromium		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ (10) $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) ) ص ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ (10) (4) ق ^ 1 $
دولار ↙ (30) (زنك) دولار زنك		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) ) ص ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ (10) (4) ق ^ 2 $
$ ↙ (31) (Ga) $ جاليوم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) 4p ^ (1) $ أو $ 1s ^ 2 (2) ق ^ 2 (2) ص ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ (10) (4) ق ^ (2) 4p ^ (1) $
$ ↙ (36) (كرونا) $ كريبتون		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) 4p ^ 6 $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) ص ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ (10) (4) ق ^ (2) 4p ^ 6 $

في ذرة الزنك ، اكتملت طبقة الإلكترون الثالثة - تم ملء جميع المستويات الفرعية $ 3s و 3p $ و $ 3d $ فيها ، في المجموع هناك 18 دولارًا من الإلكترونات عليها.

في العناصر التالية للزنك ، يستمر ملء الطبقة الرابعة من الإلكترون ، المستوى الفرعي $ 4p $. العناصر من $ Ga $ إلى $ Kr $ - $ r $ -عناصر.

اكتملت الطبقة الخارجية (الرابعة) من ذرة الكريبتون ، وتحتوي على 8 دولارات من الإلكترونات. لكن فقط في الطبقة الرابعة من الإلكترون ، كما تعلم ، يمكن أن يكون هناك 32 دولارًا من الإلكترونات ؛ لاتزال ذرة الكريبتون بها مستويات فرعية من 4d- $ و 4f $.

تملأ عناصر الفترة الخامسة المستويات الفرعية بالترتيب التالي: $ 5s → 4d → 5р $. وهناك أيضًا استثناءات تتعلق "بفشل" الإلكترونات ، لـ $ ↙ (41) Nb $، $ ↙ (42) Mo $، $ ↙ (44) Ru $، $ ↙ (45) Rh $، $ ↙ ( 46) Pd $، $ ↙ (47) Ag $. يظهر $ f $ في الفترتين السادسة والسابعة -عناصر، بمعنى آخر. العناصر التي يتم ملء مستوياتها الفرعية من $ 4f- $ و $ 5f $ للطبقة الإلكترونية الخارجية الثالثة ، على التوالي.

4f دولار -عناصراتصل اللانثانيدات.

5f دولار -عناصراتصل الأكتينيدات.

ترتيب ملء المستويات الفرعية الإلكترونية في ذرات عناصر الفترة السادسة: $ (55) Cs $ و $ (56) Ba $ - $ 6s $ -elements ؛ $ ↙ (57) La ... 6s ^ (2) 5d ^ (1) $ - $ 5d $ -element ؛ $ ↙ (58) Ce $ - $ ↙ (71) Lu - 4f $ -elements؛ $ ↙ (72) Hf $ - $ ↙ (80) Hg - 5d $ -elements؛ $ ↙ (81) Т1 $ - $ ↙ (86) Rn - 6d $ -elements. ولكن حتى هنا توجد عناصر يتم فيها انتهاك ترتيب ملء مدارات الإلكترون ، والتي ، على سبيل المثال ، ترتبط باستقرار أكبر للطاقة بمقدار النصف وتمتلئ بالكامل بالمستويات الفرعية $ f $ ، أي. $ nf ^ 7 $ و $ nf ^ (14) $.

اعتمادًا على المستوى الفرعي للذرة المملوء بالإلكترونات أخيرًا ، يتم تقسيم جميع العناصر ، كما فهمت بالفعل ، إلى أربع مجموعات أو كتل إلكترونية:

1. $ s $ -عناصر؛المستوى الفرعي $ s $ للمستوى الخارجي للذرة مملوء بالإلكترونات ؛ $ s $ - العناصر تشمل الهيدروجين والهيليوم وعناصر من المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية ؛
2. $ r $ -عناصر؛المستوى الفرعي $ p $ للمستوى الخارجي للذرة مملوء بالإلكترونات ؛ تتضمن العناصر $ p عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات من الثالث إلى الثامن ؛
3. $ د $ -عناصر؛المستوى الفرعي $ d $ للمستوى السابق للخارج للذرة مملوء بالإلكترونات ؛ تشمل العناصر $ d $ عناصر المجموعات الفرعية الثانوية للمجموعات من الأول إلى الثامن ، أي عناصر من عقود مقسمة لفترات كبيرة تقع بين $ s- $ و $ p- $ عناصر. يطلق عليهم أيضا عناصر انتقالية
4. $ و $ -عناصر؛$ f- $ المستوى الفرعي من المستوى الثالث للذرة في الخارج مملوء بالإلكترونات ؛ وتشمل هذه اللانثانيدات والأكتينيدات.

التكوين الإلكتروني للذرة. حالات الذرات الأرضية والمتحركة

أسس ذلك الفيزيائي السويسري دبليو باولي في عام 1925 دولارًا يمكن أن تحتوي الذرة على إلكترونين على الأكثر في مدار واحد.وجود يدور معاكسة (متوازنة) (مترجمة من الإنجليزية كمغزل) ، أي امتلاك مثل هذه الخصائص التي يمكن تخيلها بشكل مشروط مثل دوران الإلكترون حول محوره التخيلي في اتجاه عقارب الساعة أو عكس اتجاه عقارب الساعة. هذا المبدأ يسمى مبدأ باولي.

إذا كان هناك إلكترون واحد في المدار ، فإنه يسمى غير زوجي، إذا كان اثنان ، ثم هذا إقران الإلكترونات، بمعنى آخر. الإلكترونات ذات الدورات المعاكسة.

يوضح الشكل مخططًا لتقسيم مستويات الطاقة إلى مستويات فرعية.

$ s- $ المداري، كما تعلم ، له شكل كروي. يقع الإلكترون ذرة الهيدروجين $ (n = 1) $ على هذا المدار وغير مزاوج. وفقا لهذا له الصيغة الإلكترونية، أو التكوين الإلكترونية، تتم كتابته على النحو التالي: $ 1s ^ 1 $. في الصيغ الإلكترونية ، يُشار إلى رقم مستوى الطاقة بالرقم الموجود أمام الحرف $ (1 ...) $ ، والحرف اللاتيني يشير إلى المستوى الفرعي (النوع المداري) ، والرقم المكتوب على يمين يوضح الحرف (كأسس) عدد الإلكترونات في المستوى الفرعي.

بالنسبة لذرة الهيليوم He ، التي تحتوي على إلكترونين مقترنين في نفس المدار $ s- $ ، هذه الصيغة هي: $ 1s ^ 2 $. الغلاف الإلكتروني لذرة الهليوم كامل ومستقر للغاية. الهيليوم غاز نبيل. مستوى الطاقة الثاني $ (n = 2) $ له أربعة مدارات ، واحد $ s $ وثلاثة $ p $. المستوى الثاني من الإلكترونات المدارية $ s $ ($ 2s $ -orbitals) لديها طاقة أعلى ، لأن تقع على مسافة أكبر من النواة من إلكترونات $ 1s $ -orbital $ (n = 2) $. بشكل عام ، لكل قيمة $ n $ ، يوجد مدار $ s- $ ، ولكن مع مقدار مماثل من طاقة الإلكترون عليه ، وبالتالي ، بقطر مناظر ، ينمو بقيمة $ n $. $ s - الزيادات المدارية $ ، كما تعلم بالفعل ، لها شكل كروي. يقع الإلكترون ذرة الهيدروجين $ (n = 1) $ على هذا المدار وغير مزاوج. لذلك ، تتم كتابة صيغته الإلكترونية ، أو التكوين الإلكتروني ، على النحو التالي: $ 1s ^ 1 $. في الصيغ الإلكترونية ، يُشار إلى رقم مستوى الطاقة بالرقم الموجود أمام الحرف $ (1 ...) $ ، والحرف اللاتيني يشير إلى المستوى الفرعي (النوع المداري) ، والرقم المكتوب على يمين يوضح الحرف (كأسس) عدد الإلكترونات في المستوى الفرعي.

بالنسبة لذرة الهليوم $ He $ ، التي تحتوي على إلكترونين مقترنين في نفس المدار $ s- $ ، هذه الصيغة هي: $ 1s ^ 2 $. الغلاف الإلكتروني لذرة الهليوم كامل ومستقر للغاية. الهيليوم غاز نبيل. مستوى الطاقة الثاني $ (n = 2) $ له أربعة مدارات ، واحد $ s $ وثلاثة $ p $. تتمتع الإلكترونات بمدارات $ s- $ من المستوى الثاني ($ 2s $ -orbitals) بطاقة أعلى ، لأن تقع على مسافة أكبر من النواة من إلكترونات $ 1s $ -orbital $ (n = 2) $. بشكل عام ، لكل قيمة $ n $ يوجد مدار واحد $ s- $ ، ولكن مع مقدار مماثل من طاقة الإلكترون عليه ، وبالتالي ، بقطر مناظر ، يزداد كلما زادت قيمة $ n $.

$ r- $ المداريلها شكل الدمبل ، أو حجم ثمانية. تقع جميع المدارات الثلاثة $ p $ في الذرة متعامدة بشكل متبادل على طول الإحداثيات المكانية المرسومة عبر نواة الذرة. يجب التأكيد مرة أخرى على أن كل مستوى طاقة (طبقة إلكترونية) ، بدءًا من $ n = 2 $ ، يحتوي على ثلاثة $ p $ -orbitals. مع زيادة قيمة $ n $ ، تحتل الإلكترونات $ p $ -orbitals الموجودة على مسافات كبيرة من النواة وموجهة على طول المحاور $ x و y و z $.

بالنسبة لعناصر الفترة الثانية $ (n = 2) $ ، يتم تعبئة المدورة الأولى $ s $ -orbital ، ثم ثلاثة $ p $ -orbitals ؛ الصيغة الإلكترونية $ Li: 1s ^ (2) 2s ^ (1) $. الإلكترون $ 2 ^ 1 $ أقل ارتباطًا بالنواة الذرية ، لذلك يمكن لذرة الليثيوم التخلص منه بسهولة (كما تتذكر على الأرجح ، تسمى هذه العملية الأكسدة) ، وتتحول إلى أيون الليثيوم $ Li ^ + $.

في ذرة البريليوم Be ، يتم وضع الإلكترون الرابع أيضًا في مدار $ 2s $: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) $. يمكن فصل الإلكترونين الخارجيين لذرة البريليوم بسهولة - يتأكسد $ B ^ 0 $ في الموجبة $ Be ^ (2 +) $.

يحتل الإلكترون الخامس من ذرة البورون 2p $ -orbital: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (1) $. بعد ذلك ، تمتلئ المدارات $ 2p $ للذرات $ C و N و O و F $ ، والتي تنتهي بغاز النيون النبيل: 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) $.

بالنسبة لعناصر الفترة الثالثة ، يتم ملء مدارات المدورة بـ 3 دولارات - دولار و 3 بنسات دولار ، على التوالي. خمسة $ d $ -orbitals من المستوى الثالث تبقى مجانية:

$ ↙ (11) Na 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) $.

في بعض الأحيان ، في الرسوم البيانية التي تصور توزيع الإلكترونات في الذرات ، يشار فقط إلى عدد الإلكترونات في كل مستوى طاقة ، أي كتابة صيغ إلكترونية مختصرة لذرات العناصر الكيميائية ، على عكس الصيغ الإلكترونية الكاملة أعلاه ، على سبيل المثال:

$ ↙ (11) Na 2، 8، 1؛ $ ↙ (17) Cl 2، 8، 7؛ $ ↙ (18) أر 2، 8، 8 $.

بالنسبة للعناصر ذات الفترات الكبيرة (الرابعة والخامسة) ، يشغل الإلكترونان الأولان على التوالي 4s- $ و 5s $ -orbitals: $ ↙ (19) K 2 ، 8 ، 8 ، 1 ؛ $ ↙ (38) ريال 2 ، 8 ، 18 ، 8 ، 2 دولار. بدءًا من العنصر الثالث لكل فترة كبيرة ، ستنتقل الإلكترونات العشرة التالية إلى المدارات السابقة $ 3d- $ و $ 4d- $ ، على التوالي (لعناصر المجموعات الفرعية الثانوية): $ ↙ (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 دولار. كقاعدة عامة ، عند ملء المستوى الفرعي $ d $ السابق ، سيبدأ ملء المستوى الخارجي (على التوالي $ 4p- $ و $ 5p- $) $ p- $: $ ↙ (33) كـ 2، 8، 18 ، 5 ؛ $ ↙ (52) تي 2 ، 8 ، 18 ، 18 ، 6 دولار.

بالنسبة لعناصر الفترات الكبيرة - السادس والسابع غير المكتمل - تمتلئ المستويات الإلكترونية والمستويات الفرعية بالإلكترونات ، كقاعدة عامة ، على النحو التالي: أول إلكترونين يدخلان المستوى الثانوي $ s- $: $ ↙ (56) Ba 2، 8 ، 18 ، 18 ، 8 ، 2 ؛ $ ↙ (87) فرنك 2 ، 8 ، 18 ، 32 ، 18 ، 8 ، 1 دولار ؛ الإلكترون التالي (مقابل $ La $ و $ Ca $) إلى المستوى الفرعي $ d $ السابق: $ ↙ (57) La 2 و 8 و 18 و 18 و 9 و 2 $ و $ (89) Ac 2 ، 8 ، 18 ، 32 ، 18 ، 9 ، 2 دولار.

بعد ذلك ستدخل الإلكترونات التالية البالغة قيمتها 14 دولارًا إلى مستوى الطاقة الثالث من الخارج ، المدارات $ 4f $ و $ 5f $ لمدارات lantonides و actinides ، على التوالي: $ ↙ (64) Gd 2 ، 8 ، 18 ، 25 ، 9 ، 2 ؛ $ ↙ (92) U 2، 8، 18، 32، 21، 9، 2 دولار.

ثم يبدأ مستوى الطاقة الثاني من الخارج ($ d $ - المستوى الفرعي) بالتراكم مرة أخرى لعناصر المجموعات الفرعية الجانبية: $ (73) Ta 2، 8، 18، 32، 11، 2؛ $ ( 104) بنادق 2 ، 8 ، 18 ، 32 ، 32 ، 10 ، 2 دولار. وأخيرًا ، فقط بعد امتلاء المستوى الفرعي $ d $ بالكامل بعشرة إلكترونات ، سيتم ملء المستوى الفرعي $ p $ مرة أخرى: $ ↙ (86) Rn 2 ، 8 ، 18 ، 32 ، 18 ، 8 $.

في كثير من الأحيان ، يتم تصوير بنية غلاف الإلكترون للذرات باستخدام الطاقة أو الخلايا الكمومية - يكتبون ما يسمى الصيغ الإلكترونية الرسومية. بالنسبة لهذا السجل ، يتم استخدام الترميز التالي: يتم الإشارة إلى كل خلية كمية بواسطة خلية تتوافق مع مدار واحد ؛ يشار إلى كل إلكترون بواسطة سهم يتوافق مع اتجاه الدوران. عند كتابة صيغة إلكترونية رسومية ، يجب تذكر قاعدتين: مبدأ باولي، وفقًا لذلك لا يمكن أن تحتوي الخلية (المدارية) على أكثر من إلكترونين ، ولكن مع دوران مضاد للتوازي ، و حكم F. Hund، وفقًا لمبدأ باولي ، فإن الإلكترونات تشغل الخلايا الحرة أولاً واحدة تلو الأخرى ولها نفس قيمة الدوران ، وبعد ذلك فقط تتزاوج ، ولكن السبينات ، وفقًا لمبدأ باولي ، سيتم توجيهها بشكل معاكس بالفعل.

الغرض من الدرس: تكوين أفكار للطلاب حول بنية الغلاف الإلكتروني للذرة باستخدام مثال العناصر الكيميائية من 1-3 فترات من النظام الدوري. - ترسيخ مفهومي "القانون الدوري" و "النظام الدوري".

أهداف الدرس: لتعلم كيفية صنع الصيغ الإلكترونية للذرات ، وتحديد العناصر من خلال صيغها الإلكترونية ، وتحديد تكوين الذرة.

المعدات: النظام الدوري للعناصر الكيميائية D.I. Mendeleev ، السبورة ، جهاز عرض الوسائط المتعددة ، الكمبيوتر الشخصي ، التخطيط والعرض "تجميع الصيغ الإلكترونية لهيكل الذرات".

نوع الدرس: مشترك

الأساليب: لفظية ، بصرية.

خلال الفصول

I. لحظة تنظيمية.

تحية طيبة. مارك غائب. تفعيل الفصل لاستيعاب موضوع جديد.

يلفظ المعلم ويكتب موضوع الدرس على السبورة "هيكل قذائف الإلكترون للذرة".

ثانيًا. شرح مادة جديدة

مدرس:في بداية القرن العشرين ، تم اعتماده نموذج كوكبي لبنية الذرة، التي اقترحها رذرفورد ، والتي وفقًا لها تتحرك الإلكترونات حول نواة صغيرة جدًا مشحونة إيجابياً ، مثل الكواكب حول الشمس. ( عرض. شريحة 1.نموذج رذرفورد).

لذلك ، يوجد في الذرة مسارات يتحرك على طولها الإلكترون. ومع ذلك ، أظهرت دراسات أخرى أنه لا توجد مسارات للإلكترونات في الذرة. تعني الحركة بدون مسار أننا لا نعرف كيف يتحرك الإلكترون في الذرة ، ولكن يمكننا تحديد المنطقة التي يوجد فيها الإلكترون في أغلب الأحيان. إنه ليس مدارًا ، إنه مدار . تتحرك الإلكترونات حول الذرة ، وتشكلها معًا قذيفة الإلكترون.

لنكتشف كيف تتحرك الإلكترونات حول النواة؟ عشوائيا أم بترتيب معين؟ بحث نيلز بور- أتاح مؤسس الفيزياء الذرية الحديثة ، بالإضافة إلى عدد من العلماء الآخرين ، استنتاج أن الإلكترونات في الذرات مرتبة في طبقات معينة - أصداف وبترتيب معين.

إن بنية غلاف الإلكترون للذرات مهم للكيمياء ، لأن الإلكترونات هي التي تحدد الخصائص الكيميائية للمواد. إن أهم ما يميز حركة الإلكترون في مدار معين هو طاقة ارتباطه بالنواة. تختلف الإلكترونات الموجودة في الذرة في طاقة معينة ، وكما تظهر التجارب ، فإن بعضها ينجذب إلى النواة بقوة أكبر ، والبعض الآخر أضعف. يفسر ذلك بعد الإلكترونات عن النواة. كلما اقتربت الإلكترونات من النواة ، زاد ارتباطها بالنواة ، ولكن قلت الطاقة. مع المسافة من نواة الذرة ، تقل قوة جذب الإلكترون إلى النواة ، ويزداد إمداد الطاقة. هذه هي الطريقة الطبقات الإلكترونيةفي غلاف الإلكترون للذرة. تشكل الإلكترونات ذات قيم الطاقة المماثلة طبقة إلكترون واحدة ، أو طاقة مستوى. يتم تحديد طاقة الإلكترونات في الذرة ومستوى الطاقة من خلال رقم الكم الرئيسي نويأخذ القيم الصحيحة 1 و 2 و 3 و 4 و 5 و 6 و 7. وكلما زادت قيمة n ، زادت طاقة الإلكترون في الذرة. يتم تحديد الحد الأقصى لعدد الإلكترونات التي يمكن أن تكون في مستوى طاقة معين بواسطة الصيغة:

أين نهو الحد الأقصى لعدد الإلكترونات لكل مستوى ؛

ن هو رقم مستوى الطاقة.

لقد ثبت أنه لا يوجد أكثر من إلكترونين في الغلاف الأول ، ولا يزيد عن ثمانية في الثاني ، ولا يزيد عن 18 في الغلاف الثالث ، ولا يزيد عن 32 في الغلاف الرابع. ولن نفكر في ملء أكثر قذائف بعيدة. ومن المعروف أن مستوى الطاقة الخارجية لا يمكن أن يحتوي على أكثر من ثمانية إلكترونات ، وهذا ما يسمى منجز. تسمى طبقات الإلكترون التي لا تحتوي على أكبر عدد من الإلكترونات غير مكتمل.

عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية لقشرة الإلكترون للذرة يساوي رقم المجموعة للعناصر الكيميائية للمجموعات الفرعية الرئيسية.

كما ذكرنا سابقًا ، لا يتحرك الإلكترون في مدار ، بل في مدار وليس له مسار.

المساحة المحيطة بالنواة حيث من المرجح أن تجد المعطى يُطلق على الإلكترون مدار هذا الإلكترون ، أو سحابة الإلكترون.

المدارات ، أو المستويات الفرعية ، كما يطلق عليها أيضًا ، يمكن أن يكون لها أشكال مختلفة ، وعددها يتوافق مع رقم المستوى ، لكنه لا يتجاوز أربعة. يحتوي مستوى الطاقة الأول على مستوى فرعي واحد ( س) ، والثاني - اثنان ( ق ، ص) ، الثالث - ثلاثة ( ق ، ص ، د) إلخ. الإلكترونات ذات المستويات الفرعية المختلفة من نفس المستوى لها شكل مختلف من السحابة الإلكترونية: كروية (ق) ، دمبل (ع)وتكوين أكثر تعقيدًا (د) و (و).وافق العلماء على تسمية المدار الذري الكروي سمداري. إنه الأكثر استقرارًا ويقع بالقرب من القلب.

كلما زادت طاقة الإلكترون في الذرة ، زادت سرعة دورانه ، وزادت منطقة بقائه ، وأخيراً ، يتحول إلى شكل دمبل صمداري:

يمكن أن تحتل سحابة إلكترونية بهذا الشكل في الذرة ثلاث وظائفعلى طول محاور إحداثيات الفضاء x, ذو ض. يمكن تفسير ذلك بسهولة: بعد كل شيء ، كل الإلكترونات مشحونة سالبة ، وبالتالي فإن الإلكترونات تتغيب يتنافرونوتميل إلى البقاء بعيدًا عن بعضهما البعض قدر الإمكان.

لذا، صيمكن أن يكون هناك ثلاثة مدارات. طاقتهم ، بالطبع ، هي نفسها ، لكن موقعهم في الفضاء مختلف.

ارسم مخططًا للتعبئة المتتابعة لمستويات الطاقة بالإلكترونات

يمكننا الآن رسم مخطط لبنية غلاف الذرات الإلكترونية:

1. نحدد العدد الإجمالي للإلكترونات على الغلاف بالعدد الترتيبي للعنصر.
2. نحدد عدد مستويات الطاقة في غلاف الإلكترون. عددهم يساوي عدد الفترة في جدول D. I. Mendeleev ، حيث يوجد العنصر.
3. حدد عدد الإلكترونات في كل مستوى من مستويات الطاقة.
4. باستخدام الأرقام العربية لتعيين المستوى وتعيين المدارات بالحرفين s و p ، وعدد الإلكترونات في مدار معين مع وجود رقم عربي في أعلى اليمين أعلى الحرف ، فإننا نصور بنية الذرات بصيغ إلكترونية أكثر اكتمالاً . وافق العلماء على تعيين كل مدار ذري خلية كمية- على مربع مخطط الطاقة:

على ال س -المستوى الفرعي يمكن أن يكون واحدالمدار الذري

و على ص- قد يكون المستوى الثانوي الخاص بهم بالفعل ثلاثة -

(حسب محاور الإحداثيات الثلاثة):

المدارات د– و F- قد يكون المستوى الفرعي في الذرة موجودًا بالفعل خمسةو سبعةعلى التوالى:

نواة ذرة الهيدروجين لها شحنة +1 ، لذلك إلكترون واحد فقط يتحرك حول نواتها عند مستوى طاقة واحد. دعنا نكتب التكوين الإلكتروني لذرة الهيدروجين

لإنشاء اتصال بين بنية ذرة عنصر كيميائي وخصائصه ، سننظر في عدد قليل من العناصر الكيميائية.

العنصر التالي بعد الهيدروجين هو الهيليوم. نواة ذرة الهيليوم لها شحنة +2 ، لذلك تحتوي ذرة الهيليوم على إلكترونين في مستوى الطاقة الأول:

نظرًا لأن مستوى الطاقة الأول لا يمكن أن يحتوي على أكثر من إلكترونين ، فإنه يعتبر منجز.

رقم العنصر 3 - الليثيوم. نواة الليثيوم لها شحنة +3 ، لذلك ، هناك ثلاثة إلكترونات في ذرة الليثيوم. اثنان منهم في مستوى الطاقة الأول ، ويبدأ الإلكترون الثالث في ملء مستوى الطاقة الثاني. أولاً ، يتم ملء المدار s للمستوى الأول ، ثم المداري s للمستوى الثاني. الإلكترون في المستوى الثاني أضعف من المرتبطين بالنواة من الاثنين الآخرين.

بالنسبة لذرة الكربون ، من الممكن بالفعل افتراض ثلاثة مخططات محتملة لملء أغلفة الإلكترون وفقًا لصيغ الرسم الإلكتروني:

يوضح تحليل الطيف الذري أن المخطط الأخير صحيح. باستخدام هذه القاعدة ، ليس من الصعب رسم مخطط للبنية الإلكترونية لذرة النيتروجين:

يتوافق هذا المخطط مع الصيغة 1s 2 2s 2 2p 3. ثم يبدأ التنسيب الزوجي للإلكترونات في مدارات 2p. الصيغ الإلكترونية لذرات الفترة الثانية المتبقية:

ينتهي ملء مستوى الطاقة الثاني لذرة النيون ، ويكتمل بناء الفترة الثانية من نظام العناصر.

ابحث عن العلامة الكيميائية لليثيوم في النظام الدوري ، من الليثيوم إلى نيون نيون ، تزداد شحنة النوى الذرية بشكل طبيعي. تمتلئ الطبقة الثانية تدريجياً بالإلكترونات. مع زيادة عدد الإلكترونات في الطبقة الثانية ، تضعف الخصائص المعدنية للعناصر تدريجياً ويتم استبدالها بخصائص غير معدنية.

الفترة الثالثة ، مثل الثانية ، تبدأ بعنصرين (Na ، Mg) ، حيث توجد الإلكترونات على المستوى الفرعي s للطبقة الإلكترونية الخارجية. ويتبع ذلك ستة عناصر (من Al إلى Ar) ، حيث يتكون المستوى الفرعي p للطبقة الإلكترونية الخارجية. يتشابه هيكل الطبقة الإلكترونية الخارجية للعناصر المقابلة للفترتين الثانية والثالثة. بمعنى آخر ، مع زيادة شحنة النواة ، يتكرر التركيب الإلكتروني للطبقات الخارجية للذرات بشكل دوري. إذا كانت العناصر لها نفس مستويات الطاقة الخارجية ، فإن خصائص هذه العناصر متشابهة. على سبيل المثال ، يحتوي الأرجون والنيون على ثمانية إلكترونات في المستوى الخارجي ، وبالتالي فهي خاملة ، أي أنها تقريبًا لا تدخل في تفاعلات كيميائية. في الشكل الحر ، يعتبر الأرجون والنيون غازات لها جزيئات أحادية الذرة.

تحتوي ذرات الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم على إلكترون واحد في المستوى الخارجي ولها خصائص متشابهة ، لذلك يتم وضعها في نفس المجموعة من النظام الدوري.

ثالثا. الموجودات.

1. تتكرر خصائص العناصر الكيميائية ، مرتبة بترتيب تصاعدي لشحنة النواة ، بشكل دوري ، حيث يتم تكرار بنية مستويات الطاقة الخارجية لذرات العناصر بشكل دوري.

2. يمكن تفسير التغيير السلس في خصائص العناصر الكيميائية خلال فترة واحدة من خلال الزيادة التدريجية في عدد الإلكترونات على مستوى الطاقة الخارجية.

3. يكمن سبب تشابه خواص العناصر الكيميائية التي تنتمي لنفس العائلة في نفس بنية مستويات الطاقة الخارجية لذراتهم.

رابعا. توحيد المواد الجديدة.

مهمة الفصل:

1. ارسم هيكل ذرات العناصر التالية:

أ) الصوديوم.
ب) السيليكون

2. قارن بنية ذرات النيتروجين والفوسفور.

3. وفقًا لتوزيع إلكترونات التكافؤ ، أوجد العنصر:

أ) 1s 2 2s 1
ب) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
ج) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
د) 1s 2 2s 2 2p 4
ه) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

4. استخدام العرض الحاسوبي "تجميع الصيغ الإلكترونية لتركيب الذرات" لعمل صيغ إلكترونية للذرات أ) نيتروجين ؛ ب) الكبريت .

5. باستخدام مخطط "تجميع الصيغ الإلكترونية لهيكل الذرات" الصيغ الإلكترونية للذرات: أ) المغنيسيوم. ب) الأكسجين.

5. الواجب المنزلي: § 8 ، ص. 28-33.

ارسم مخططات لتركيب قذائف الذرات الإلكترونية: البورون والكلور والليثيوم والألمنيوم.