مستويات الطاقة

اسم المعلمة	المعنى
موضوع المقال:	مستويات الطاقة
قواعد التقييم (فئة مواضيعية)	تعليم

هيكل الذرة

1. تطوير نظرية بنية الذرة. مع

2. النواة وقشرة الإلكترون للذرة. مع

3. هيكل نواة الذرة. مع

4. النويدات والنظائر وعدد الكتلة. مع

5. مستويات الطاقة.

6. شرح ميكانيكي الكم للهيكل.

6.1 النموذج المداري للذرة.

6.2 قواعد لملء المدارات.

6.3 المدارات ذات الإلكترونات s (المدارات الذرية).

6.4 المدارات ذات الإلكترونات p (المدارات الذرية p-orbitals).

6.5. المدارات ذات الإلكترونات d-f

7. مستويات الطاقة الفرعية لذرة متعددة الإلكترون. عدد الكمية.

مستويات الطاقة

بنية قذيفة الإلكترونيتم تحديد الذرة من خلال احتياطيات الطاقة المختلفة للإلكترونات الفردية في الذرة. وفقًا لنموذج بوهر للذرة ، يمكن للإلكترونات أن تشغل مواقع في الذرة تتوافق مع حالات الطاقة المحددة بدقة (الكمية). هذه الحالات تسمى مستويات الطاقة.

يتم تحديد عدد الإلكترونات التي يمكن أن تكون على مستوى طاقة منفصل بواسطة الصيغة 2n 2 ، حيث n هو رقم المستوى الذي يُشار إليه بالأرقام العربية من 1 إلى 7. الحد الأقصى لملء المستويات الأربعة الأولى للطاقة في. وفقًا للصيغة 2n 2: للمستوى الأول - 2 إلكترون ، للمستوى الثاني - 8 ، للمستوى الثالث - 18 وللمستوى الرابع - 32 إلكترونًا. لم يتم تحقيق الحد الأقصى لملء مستويات الطاقة الأعلى في ذرات العناصر المعروفة بالإلكترونات.

أرز. يوضح الشكل 1 ملء مستويات الطاقة لأول عشرين عنصرًا بالإلكترونات (من الهيدروجين H إلى الكالسيوم Ca ، الدوائر السوداء). من خلال ملء مستويات الطاقة بالترتيب المشار إليه ، يتم الحصول على أبسط نماذج ذرات العناصر ، مع مراعاة ترتيب الملء (من أسفل إلى أعلى ومن اليسار إلى اليمين في الشكل) بطريقة تجعل الأخير يشير الإلكترون إلى رمز العنصر المقابل عند مستوى الطاقة الثالث م(السعة القصوى 18 ه -) بالنسبة للعناصر Na - Ar يحتوي على 8 إلكترونات فقط ، ثم يبدأ مستوى الطاقة الرابع بالتراكم ن- يظهر عليه إلكترونان للعنصرين K و Ca. تحتل الإلكترونات العشرة التالية المستوى مرة أخرى م(العناصر Sc - Zn (غير معروضة) ، ثم يستمر ملء المستوى N بستة إلكترونات أخرى (العناصر Ca-Kr ، الدوائر البيضاء).

أرز. واحد

أرز. 2

إذا كانت الذرة في حالة الأرض ، فإن إلكتروناتها تحتل مستويات بأقل قدر من الطاقة ، أي أن كل إلكترون لاحق يحتل الموضع الأكثر تفضيلاً من حيث الطاقة ، كما في الشكل. 1. مع التأثير الخارجي على الذرة المرتبط بنقل الطاقة إليها ، على سبيل المثال ، عن طريق التسخين ، يتم نقل الإلكترونات إلى مستويات طاقة أعلى (الشكل 2). تسمى هذه الحالة من الذرة بالإثارة. يتم ملء المكان الذي يتم إخلاؤه عند مستوى الطاقة الأدنى (كموقع مفيد) بإلكترون من مستوى طاقة أعلى. أثناء الانتقال ، يعطي الإلكترون قدرًا معينًا من الطاقة ، يتوافق مع فرق الطاقة بين المستويات. نتيجة للتحولات الإلكترونية ، ينشأ إشعاع مميز. من الخطوط الطيفية للضوء الممتص (المنبعث) ، يمكن للمرء أن يتوصل إلى استنتاج كمي حول مستويات طاقة الذرة.

وفقًا لنموذج بوهر الكمي للذرة ، يتحرك الإلكترون الذي له حالة طاقة معينة في مدار دائري في الذرة. توجد الإلكترونات التي لها نفس احتياطي الطاقة على مسافات متساوية من النواة ، كل مستوى طاقة يتوافق مع مجموعته الخاصة من الإلكترونات ، والتي تسمى طبقة الإلكترون بواسطة Bohr. Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ ، وفقًا لبوهر ، تتحرك إلكترونات طبقة واحدة على طول سطح كروي ، وتتحرك إلكترونات الطبقة التالية على طول سطح كروي آخر. كل الكرات منقوشة على بعضها البعض مع المركز المقابل لنواة الذرة.

مستويات الطاقة - المفهوم والأنواع. تصنيف وميزات فئة "مستويات الطاقة" 2017 ، 2018.

إين فرينكيل

دروس الكيمياء

دليل لمن لا يعرفون ، ولكنهم يريدون تعلم وفهم الكيمياء

الجزء الأول. العناصر كيمياء عامة
(المستوى الأول من الصعوبة)

استمرار. انظر البداية في العدد 13 ، 18 ، 23/2007

الفصل 3. معلومات أولية حول بنية الذرة.
القانون الدوري للدي منديليف

تذكر ماهية الذرة ، وما تتكون الذرة ، وما إذا كانت الذرة تتغير في التفاعلات الكيميائية.

الذرة عبارة عن جسيم متعادل كهربائيًا يتكون من نواة موجبة الشحنة وإلكترونات سالبة الشحنة.

يمكن أن يتغير عدد الإلكترونات أثناء العمليات الكيميائية ، ولكن تظل الشحنة النووية دائمًا كما هي. من خلال معرفة توزيع الإلكترونات في الذرة (بنية الذرة) ، يمكن للمرء أن يتنبأ بالعديد من خصائص ذرة معينة ، بالإضافة إلى خصائص بسيطة و مواد معقدة، والتي تم تضمينها.

هيكل الذرة ، أي تكوين النواة وتوزيع الإلكترونات حول النواة ، من السهل تحديد موقع العنصر في النظام الدوري.

في النظام الدوري لـ D.I. Mendeleev ، يتم ترتيب العناصر الكيميائية في تسلسل معين. يرتبط هذا التسلسل ارتباطًا وثيقًا ببنية ذرات هذه العناصر. يتم تعيين كل عنصر كيميائي في النظام رقم سري، بالإضافة إلى ذلك ، يمكنك تحديد رقم الفترة ورقم المجموعة ونوع المجموعة الفرعية.

راعي نشر المقال على موقع متجر "Megameh". ستجد في المتجر منتجات الفراء لكل ذوق - سترات وسترات ومعاطف فرو مصنوعة من الثعلب ، الجوز ، الأرانب ، المنك ، الثعلب الفضي ، الثعلب القطبي. تقدم لك الشركة أيضًا شراء منتجات الفراء الفاخرة واستخدام خدمات الخياطة الفردية. منتجات الفراء بالجملة والتجزئة - من فئة الميزانية إلى المنتجات الفاخرة ، خصومات تصل إلى 50٪ ، ضمان لمدة سنة ، التسليم في أوكرانيا ، روسيا ، رابطة الدول المستقلة ودول الاتحاد الأوروبي ، التقاط من صالة العرض في Krivoy Rog ، البضائع من أبرز الشركات المصنعة في أوكرانيا ، روسيا وتركيا والصين. يمكنك الاطلاع على كتالوج السلع والأسعار وجهات الاتصال والحصول على المشورة على موقع الويب الموجود في: "megameh.com".

من خلال معرفة "العنوان" الدقيق لعنصر كيميائي - مجموعة ومجموعة فرعية ورقم الفترة ، يمكن للمرء أن يحدد بشكل لا لبس فيه بنية ذرته.

فترةهو صف أفقي من العناصر الكيميائية. هناك سبع فترات في النظام الدوري الحديث. الفترات الثلاث الأولى صغير، لان تحتوي على 2 أو 8 عناصر:

الفترة الأولى - H ، He - 2 عنصر ؛

الفترة الثانية - لي ... ني - 8 عناصر ؛

الفترة الثالثة - نا ... أر - 8 عناصر.

فترات أخرى - كبير. يحتوي كل منهم على 2-3 صفوف من العناصر:

الفترة الرابعة (صفان) - K ... Kr - 18 عنصرًا ؛

الفترة السادسة (3 صفوف) - Cs ... Rn - 32 عنصرًا. تتضمن هذه الفترة عددًا من اللانثانيدات.

مجموعةهو صف عمودي من العناصر الكيميائية. هناك ثماني مجموعات في المجموع. تتكون كل مجموعة من مجموعتين فرعيتين: المجموعة الفرعية الرئيسيةو المجموعة الفرعية الثانوية. علي سبيل المثال:

تتكون المجموعة الفرعية الرئيسية من عناصر كيميائية لفترات صغيرة (على سبيل المثال ، N ، P) وفترات كبيرة (على سبيل المثال ، As ، Sb ، Bi).

تتكون مجموعة فرعية جانبية من عناصر كيميائية ذات فترات زمنية كبيرة فقط (على سبيل المثال ، V ، Nb ،
تا).

بصريا ، من السهل تمييز هذه المجموعات الفرعية. المجموعة الفرعية الرئيسية هي "عالية" ، وهي تبدأ من الفترة الأولى أو الثانية. المجموعة الفرعية الثانوية "منخفضة" ، بدءًا من الفترة الرابعة.

لذلك ، كل عنصر كيميائي في النظام الدوري له عنوانه الخاص: الفترة ، المجموعة ، المجموعة الفرعية ، الرقم الترتيبي.

على سبيل المثال ، الفاناديوم V عنصر كيميائي من الفترة الرابعة ، المجموعة الخامسة ، المجموعة الفرعية الثانوية ، الرقم التسلسلي 23.

المهمة 3.1.حدد الفترة والمجموعة والمجموعة الفرعية لـ العناصر الكيميائيةذات الأرقام التسلسلية 8 ، 26 ، 31 ، 35 ، 54.

المهمة 3.2.حدد الرقم التسلسلي واسم العنصر الكيميائي ، إذا كان معروفًا أنه موجود:

أ) في الفترة الرابعة ، المجموعة السادسة ، المجموعة الفرعية الثانوية ؛

ب) في الفترة الخامسة ، المجموعة الرابعة ، المجموعة الفرعية الرئيسية.

كيف يمكن أن تكون المعلومات المتعلقة بموضع عنصر ما في النظام الدوري مرتبطة بهيكل ذرته؟

تتكون الذرة من نواة (موجبة الشحنة) وإلكترونات (سالبة الشحنة). بشكل عام ، الذرة متعادلة كهربائيًا.

إيجابي شحنة نواة الذرةيساوي العدد الذري للعنصر الكيميائي.

نواة الذرة جسيم معقد. تتركز كل كتلة الذرة تقريبًا في النواة. نظرًا لأن العنصر الكيميائي عبارة عن مجموعة من الذرات لها نفس الشحنة النووية ، يتم الإشارة إلى الإحداثيات التالية بالقرب من رمز العنصر:

بناءً على هذه البيانات ، يمكن تحديد تكوين النواة. تتكون النواة من البروتونات والنيوترونات.

بروتون صكتلته 1 (1.0073 amu) وشحنة +1. نيوترون نليس له شحنة (محايدة) ، وكتلته تساوي تقريبًا كتلة البروتون (1.0087 amu).

يتم تحديد الشحنة النووية بواسطة البروتونات. و عدد البروتونات(حسب الحجم) شحنة نواة الذرة، بمعنى آخر. رقم سري.

عدد النيوترونات نيتحدد بالاختلاف بين الكميات: "كتلة النواة" لكنو "الرقم التسلسلي" ض. لذلك ، بالنسبة لذرة الألومنيوم:

ن = لكن – ض = 27 –13 = 14ن,

المهمة 3.3.تحديد التركيب نوى الذراتإذا كان العنصر الكيميائي في:

أ) الفترة الثالثة ، المجموعة السابعة ، المجموعة الفرعية الرئيسية ؛

ب) الفترة الرابعة ، المجموعة الرابعة ، المجموعة الفرعية الثانوية ؛

ج) الفترة الخامسة ، المجموعة الأولى ، المجموعة الفرعية الرئيسية.

انتباه! عند تحديد عدد كتلة نواة الذرة ، من الضروري تقريب الكتلة الذرية المشار إليها في النظام الدوري. يتم ذلك لأن كتل البروتون والنيوترون عدد صحيح عمليًا ، ويمكن إهمال كتلة الإلكترونات.

دعونا نحدد أي من النوى أدناه تنتمي إلى نفس العنصر الكيميائي:

أ (20 ص + 20ن),

ب (19 ص + 20ن),

في 20 ص + 19ن).

تحتوي ذرات نفس العنصر الكيميائي على نواتين A و B ، نظرًا لاحتوائهما على نفس عدد البروتونات ، أي أن شحنات هذه النوى متساوية. تشير الدراسات إلى أن كتلة الذرة لا تؤثر بشكل كبير عليها الخواص الكيميائية.

تسمى النظائر ذرات نفس العنصر الكيميائي (نفس عدد البروتونات) ، تختلف في الكتلة ( عدد مختلفالنيوترونات).

النظائر و مركبات كيميائيةتختلف عن بعضها البعض في الخصائص الفيزيائية، لكن الخصائص الكيميائية لنظائر عنصر كيميائي واحد هي نفسها. وبالتالي ، فإن نظائر الكربون 14 (14 درجة مئوية) لها نفس الخصائص الكيميائية مثل الكربون 12 (12 درجة مئوية) ، والتي تدخل أنسجة أي كائن حي. يتجلى الاختلاف فقط في النشاط الإشعاعي (النظير 14 درجة مئوية). لذلك تستخدم النظائر لتشخيص وعلاج الأمراض المختلفة للبحث العلمي.

لنعد إلى وصف بنية الذرة. كما تعلم ، لا تتغير نواة الذرة في العمليات الكيميائية. ما الذي يتغير؟ تبين أن المتغير هو الرقم الإجماليالإلكترونات في الذرة وتوزيع الإلكترونات. عام عدد الإلكترونات في ذرة محايدةمن السهل تحديده - فهو يساوي الرقم التسلسلي ، أي شحنة نواة الذرة:

للإلكترونات شحنة سالبة قدرها -1 ، وكتلتها لا تذكر: 1/1840 من كتلة البروتون.

تتنافر الإلكترونات سالبة الشحنة مع بعضها البعض وتقع على مسافات مختلفة عن النواة. حيث الإلكترونات التي تحتوي على كمية متساوية من الطاقة تقريبًا مسافة متساويةبعيدًا عن النواة وتشكيل مستوى طاقة.

عدد مستويات الطاقة في الذرة يساوي عدد الفترة التي يوجد فيها العنصر الكيميائي. يتم تحديد مستويات الطاقة بشكل تقليدي على النحو التالي (على سبيل المثال ، لـ Al):

المهمة 3.4.تحديد عدد مستويات الطاقة في ذرات الأكسجين والمغنيسيوم والكالسيوم والرصاص.

يمكن أن يحتوي كل مستوى طاقة على عدد محدود من الإلكترونات:

في الأول - لا يزيد عن إلكترونين ؛

في الثانية - ما لا يزيد عن ثمانية إلكترونات ؛

في الثالث - ما لا يزيد عن ثمانية عشر إلكترونًا.

توضح هذه الأرقام ، على سبيل المثال ، أن مستوى الطاقة الثاني يمكن أن يحتوي على 2 أو 5 أو 7 إلكترونات ، ولكن ليس 9 أو 12 إلكترونًا.

من المهم أن تعرف أنه بغض النظر عن رقم مستوى الطاقة في المستوى الخارجي(أخيرًا) لا يمكن أن يكون أكثر من ثمانية إلكترونات. مستوى الطاقة الخارجي المكون من ثمانية إلكترونات هو الأكثر استقرارًا ويُطلق عليه اسم كامل. تم العثور على مستويات الطاقة هذه في العناصر غير النشطة - الغازات النبيلة.

كيف نحدد عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي للذرات المتبقية؟ هناك قاعدة بسيطة لهذا: عدد الإلكترونات الخارجيةيساوي:

لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية - رقم المجموعة ؛

بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الثانوية ، لا يمكن أن يكون أكثر من اثنين.

على سبيل المثال (الشكل 5):

المهمة 3.5.حدد عدد الإلكترونات الخارجية للعناصر الكيميائية بالأرقام التسلسلية 15 ، 25 ، 30 ، 53.

المهمة 3.6.ابحث عن العناصر الكيميائية في الجدول الدوري ، يوجد في ذراتها مستوى خارجي مكتمل.

من المهم جدًا تحديد عدد الإلكترونات الخارجية بشكل صحيح ، لأن معهم ترتبط أهم خصائص الذرة. نعم في تفاعلات كيميائيةتميل الذرات إلى اكتساب مستوى خارجي مستقر وكامل (8 ه). لذلك ، تفضل الذرات ، التي يوجد في مستواها الخارجي القليل من الإلكترونات ، التخلي عنها.

تسمى العناصر الكيميائية التي يمكن لذراتها التبرع بالإلكترونات فقط المعادن. من الواضح أنه يجب أن يكون هناك عدد قليل من الإلكترونات على المستوى الخارجي لذرة المعدن: 1 ، 2 ، 3.

إذا كان هناك العديد من الإلكترونات على مستوى الطاقة الخارجية للذرة ، فإن هذه الذرات تميل إلى قبول الإلكترونات قبل اكتمال مستوى الطاقة الخارجية ، أي ما يصل إلى ثمانية إلكترونات. تسمى هذه العناصر غير المعادن.

سؤال. هل العناصر الكيميائية للمجموعات الفرعية الثانوية تنتمي إلى معادن أم غير فلزية؟ لماذا ا؟

الإجابة: يتم فصل المعادن وغير الفلزات من المجموعات الفرعية الرئيسية في الجدول الدوري بخط يمكن استخلاصه من البورون إلى الأستاتين. فوق هذا الخط (وعلى الخط) توجد غير معدنية ، وأسفلها - معادن. تقع جميع عناصر المجموعات الفرعية الثانوية أسفل هذا الخط.

المهمة 3.7.حدد ما إذا كانت المعادن أو اللافلزات تشتمل على: الفوسفور ، الفاناديوم ، الكوبالت ، السيلينيوم ، البزموت. استخدم موضع العنصر في الجدول الدوري للعناصر الكيميائية وعدد الإلكترونات في المستوى الخارجي.

من أجل تكوين توزيع الإلكترونات على المستويات المتبقية والمستويات الفرعية ، يجب استخدام الخوارزمية التالية.

1. تحديد العدد الإجمالي للإلكترونات في الذرة (بالرقم التسلسلي).

2. تحديد عدد مستويات الطاقة (حسب رقم الفترة).

3. تحديد عدد الإلكترونات الخارجية (حسب نوع المجموعة الفرعية ورقم المجموعة).

4. حدد عدد الإلكترونات على جميع المستويات باستثناء المستوى قبل الأخير.

على سبيل المثال ، وفقًا للنقاط 1-4 بالنسبة لذرة المنغنيز ، يتم تحديد:

المجموع 25 ه؛ موزعة (2 + 8 + 2) = 12 ه؛ إذن ، في المستوى الثالث: 25-12 = 13 ه.

تم الحصول على توزيع الإلكترونات في ذرة المنغنيز:

المهمة 3.8.توصل إلى الخوارزمية عن طريق رسم مخططات التركيب الذري للعناصر رقم 16 ، 26 ، 33 ، 37. وضح ما إذا كانت معادن أم غير فلزية. اشرح الجواب.

عند تجميع المخططات أعلاه لبنية الذرة ، لم نأخذ في الاعتبار أن الإلكترونات في الذرة لا تشغل مستويات فحسب ، بل تشغل أيضًا مستويات معينة المستويات الفرعيةكل مستوى. يشار إلى أنواع المستويات الفرعية بأحرف لاتينية: س, ص, د.

عدد المستويات الفرعية الممكنة يساوي رقم المستوى.المستوى الأول يتكون من واحد
س-المستوى الفرعي. المستوى الثاني يتكون من مستويين فرعيين - سو ص. المستوى الثالث - من ثلاثة مستويات فرعية - س, صو د.

يمكن أن يحتوي كل مستوى فرعي على عدد محدود للغاية من الإلكترونات:

على المستوى الفرعي s - لا يزيد عن 2e ؛

في المستوى الفرعي p - لا يزيد عن 6 هـ ؛

في المستوى الفرعي d - لا يزيد عن 10 هـ.

يتم ملء المستويات الفرعية لمستوى واحد بترتيب محدد بدقة: سصد.

هكذا، ص- لا يمكن أن يبدأ المستوى الفرعي بالملء إن لم يكن ممتلئًا س-المستوى الفرعي لمستوى طاقة معين ، إلخ. بناءً على هذه القاعدة ، من السهل تكوين التكوين الإلكتروني لذرة المنغنيز:

عمومًا التكوين الإلكتروني للذرةتتم كتابة المنجنيز على النحو التالي:

25 مليون 1 س 2 2س 2 2ص 6 3س 2 3ص 6 3د 5 4س 2 .

المهمة 3.9. عمل التكوينات الإلكترونية للذرات للعناصر الكيميائية رقم 16 ، 26 ، 33 ، 37.

لماذا من الضروري عمل تكوينات إلكترونية للذرات؟ لتحديد خصائص هذه العناصر الكيميائية. يجب أن نتذكر ذلك فقط إلكترونات التكافؤ.

توجد إلكترونات التكافؤ في مستوى الطاقة الخارجي وهي غير مكتملة
d- المستوى الفرعي للمستوى قبل الخارجي.

دعنا نحدد عدد إلكترونات التكافؤ للمنغنيز:

أو يُختصر: Mn ... 3 د 5 4س 2 .

ما الذي يمكن أن تحدده معادلة التكوين الإلكتروني للذرة؟

1. ما هو العنصر - معدن أم غير معدني؟

المنغنيز معدن لأنه المستوى الخارجي (الرابع) يحتوي على إلكترونين.

2. ما هي العملية النموذجية للمعادن؟

تتبرع ذرات المنغنيز دائمًا بالإلكترونات في التفاعلات.

3. ما عدد الإلكترونات وكم عدد سوف تعطي ذرة المنغنيز؟

في التفاعلات ، تتخلى ذرة المنغنيز عن إلكترونين خارجيين (هما الأبعد عن النواة وأضعف منجذبهما) ، بالإضافة إلى خمسة إلكترونين خارجيين د-الإلكترونات. إجمالي عدد إلكترونات التكافؤ سبعة (2 + 5). في هذه الحالة ، ستبقى ثمانية إلكترونات في المستوى الثالث للذرة ، أي يتكون المستوى الخارجي الكامل.

يمكن عكس كل هذه الاستدلالات والاستنتاجات باستخدام المخطط (الشكل 6):

يتم استدعاء الشحنات الشرطية الناتجة من الذرة الأكسدة.

بالنظر إلى بنية الذرة ، بطريقة مماثلة يمكن إظهار أن حالات الأكسدة النموذجية للأكسجين هي -2 ، ولهيدروجين +1.

سؤال. بأي من العناصر الكيميائية يمكن أن يشكل المنغنيز مركبات ، إذا أخذنا في الاعتبار درجات الأكسدة التي تم الحصول عليها أعلاه؟

الجواب: فقط مع الأكسجين ، tk. ذرته لها شحنة معاكسة في حالة الأكسدة. صيغ أكاسيد المنغنيز المقابلة (هنا تتوافق حالات الأكسدة مع تكافؤ هذه العناصر الكيميائية):

تشير بنية ذرة المنغنيز إلى أن المنغنيز لا يمكن أن يكون لديه درجة أكسدة أعلى ، لأن في هذه الحالة ، سيتعين على المرء أن يتطرق إلى المستوى المستقر ، المكتمل الآن ، ما قبل الخارجي. لذلك ، فإن حالة الأكسدة +7 هي الأعلى ، وأكسيد Mn 2 O 7 المقابل هو أعلى أكسيد المنغنيز.

لتوحيد كل هذه المفاهيم ، ضع في اعتبارك بنية ذرة التيلوريوم وبعض خصائصها:

باعتبارها مادة غير معدنية ، يمكن لذرة Te أن تقبل إلكترونين قبل اكتمال المستوى الخارجي وتتبرع بـ 6 إلكترونات "إضافية":

المهمة 3.10.ارسم التكوينات الإلكترونية لذرات Na و Rb و Cl و I و Si و Sn. تحديد خصائص هذه العناصر الكيميائية ، صيغ أبسط مركباتها (مع الأكسجين والهيدروجين).

استنتاجات عملية

1. تشارك إلكترونات التكافؤ فقط في التفاعلات الكيميائية ، والتي يمكن أن تكون فقط في المستويين الأخيرين.

2. يمكن للذرات المعدنية أن تتبرع فقط بإلكترونات التكافؤ (كلها أو قليلة) ، مع الأخذ في الاعتبار حالات الأكسدة الإيجابية.

3. يمكن للذرات غير المعدنية أن تقبل الإلكترونات (مفقودة - حتى ثمانية) ، بينما تكتسب حالات أكسدة سالبة ، وتتبرع بإلكترونات التكافؤ (كلها أو بعضها) ، بينما تكتسب حالات أكسدة موجبة.

دعونا الآن نقارن خصائص العناصر الكيميائية لمجموعة فرعية واحدة ، على سبيل المثال ، الصوديوم والروبيديوم:
نا ... 3 س 1 و Rb ... 5 س 1 .

ما هو الشائع في بنية ذرات هذه العناصر؟ في المستوى الخارجي لكل ذرة ، يكون إلكترون واحد معادن نشطة. نشاط المعادنيرتبط بالقدرة على التبرع بالإلكترونات: فكلما زادت سهولة إطلاق الذرة للإلكترونات ، كانت خصائصها المعدنية أكثر وضوحًا.

ما الذي يحمل الإلكترونات في الذرة؟ جاذبية النواة. كلما اقتربت الإلكترونات من النواة ، زادت قوة انجذابها بواسطة نواة الذرة ، كلما كان من الصعب "تمزيقها".

بناءً على ذلك ، سنجيب على السؤال: أي عنصر - Na أم Rb - يعطي إلكترونًا خارجيًا بسهولة أكبر؟ أي عنصر هو المعدن الأكثر نشاطًا؟ من الواضح ، الروبيديوم ، لأن إلكترونات التكافؤ هي أبعد من النواة (وتحتفظ بها النواة بقوة أقل).

خاتمة. في المجموعات الفرعية الرئيسية ، من أعلى إلى أسفل ، تم تحسين الخصائص المعدنية، لان يزداد نصف قطر الذرة ، وتنجذب إلكترونات التكافؤ إلى النواة أضعف.

دعونا نقارن خصائص العناصر الكيميائية للمجموعة VIIa: Cl ... 3 س 2 3ص 5 وأنا ... 5 س 2 5ص 5 .

كلا العنصرين الكيميائيين من غير المعادن ، لأن. إلكترون واحد مفقود قبل اكتمال المستوى الخارجي. ستجذب هذه الذرات الإلكترون المفقود. علاوة على ذلك ، كلما زاد جذب الإلكترون المفقود للذرة اللافلزية ، كانت مظاهرها أقوى. الخصائص غير المعدنية(القدرة على قبول الإلكترونات).

ما الذي يسبب جاذبية الإلكترون؟ بسبب الشحنة الموجبة لنواة الذرة. بالإضافة إلى ذلك ، كلما اقترب الإلكترون من النواة ، زادت قوة الجذب المتبادل بينهما ، وكلما زاد نشاط اللافلزية.

سؤال. أي عنصر له خصائص غير معدنية أكثر وضوحًا: الكلور أم اليود؟

الجواب: واضح الكلور لأن. إلكترونات التكافؤ أقرب إلى النواة.

خاتمة. يتناقص نشاط اللافلزات في المجموعات الفرعية من الأعلى إلى الأسفل، لان يزداد نصف قطر الذرة ويصبح من الصعب على النواة جذب الإلكترونات المفقودة.

دعونا نقارن خصائص السيليكون والقصدير: Si… 3 س 2 3ص 2 و Sn ... 5 س 2 5ص 2 .

كلتا الذرتين لها أربعة إلكترونات في المستوى الخارجي. ومع ذلك ، فإن هذه العناصر في الجدول الدوري تقع على جانبي الخط الذي يربط بين البورون والأستاتين. لذلك ، بالنسبة للسيليكون ، الذي يكون رمزه أعلى من الخط B- عند السطر ، تكون الخصائص غير المعدنية أكثر وضوحًا. على العكس من ذلك ، فإن القصدير ، الذي يكون رمزه أقل من الخط B – At ، له خصائص معدنية أقوى. هذا يرجع إلى حقيقة أنه في ذرة القصدير ، تتم إزالة أربعة إلكترونات تكافؤ من النواة. لذلك ، من الصعب ربط الإلكترونات الأربعة المفقودة. في الوقت نفسه ، تحدث عودة الإلكترونات من مستوى الطاقة الخامس بسهولة تامة. بالنسبة للسيليكون ، كلا العمليتين ممكنتين ، مع سيطرة الأولى (قبول الإلكترونات).

استنتاجات بشأن الفصل 3.كلما قل عدد الإلكترونات الخارجية في الذرة وبُعدت عن النواة ، تتجلى الخصائص المعدنية أقوى.

كلما زاد عدد الإلكترونات الخارجية في الذرة وكلما اقتربت من النواة ، تتجلى المزيد من الخصائص غير المعدنية.

بناءً على الاستنتاجات الواردة في هذا الفصل ، بالنسبة لأي عنصر كيميائي في النظام الدوري ، يمكنك عمل "خاصية".

خوارزمية وصف الخاصية
عنصر كيميائي من خلال موقعه
في النظام الدوري

1. ارسم مخططًا لبنية الذرة ، أي تحديد تكوين النواة وتوزيع الإلكترونات حسب مستويات الطاقة والمستويات الفرعية:

حدد العدد الإجمالي للبروتونات والإلكترونات والنيوترونات في الذرة (بالرقم التسلسلي والنسبى الكتلة الذرية);

تحديد عدد مستويات الطاقة (حسب رقم الفترة) ؛

تحديد عدد الإلكترونات الخارجية (حسب نوع المجموعة الفرعية ورقم المجموعة) ؛

حدد عدد الإلكترونات في جميع مستويات الطاقة باستثناء المستوى قبل الأخير ؛

2. تحديد عدد إلكترونات التكافؤ.

3. تحديد الخصائص - المعدنية أو غير المعدنية - الأكثر وضوحًا لعنصر كيميائي معين.

4. تحديد عدد الإلكترونات المعطاة (المستلمة).

5. تحديد حالات الأكسدة الأعلى والأدنى لعنصر كيميائي.

6. يؤلف لحالات الأكسدة هذه الصيغ الكيميائيةأبسط المركبات بالأكسجين والهيدروجين.

7. تحديد طبيعة الأكسيد وكتابة معادلة لتفاعله مع الماء.

8. بالنسبة للمواد المحددة في الفقرة 6 ، قم بصياغة المعادلات ردود الفعل المميزة(انظر الفصل 2).

المهمة 3.11.وفقًا للمخطط أعلاه ، قم بعمل أوصاف لذرات الكبريت والسيلينيوم والكالسيوم والسترونشيوم وخصائص هذه العناصر الكيميائية. اي نوع الخصائص العامةتعرض أكاسيدها وهيدروكسيداتها؟

إذا كنت قد أكملت التدريبات 3.10 و 3.11 ، فمن السهل أن ترى أنه ليس فقط ذرات عناصر مجموعة فرعية واحدة ، ولكن أيضًا مركباتها لها خصائص مشتركة وتكوين مماثل.

القانون الدوري لدي.آي منديليف:تعتمد خصائص العناصر الكيميائية ، وكذلك خصائص المواد البسيطة والمعقدة التي تشكلها ، بشكل دوري على شحنة نوى ذراتها.

المعنى المادي للقانون الدوري: تتكرر خصائص العناصر الكيميائية بشكل دوري لأن تكوينات إلكترونات التكافؤ (توزيع إلكترونات المستويات الخارجية وقبل الأخيرة) تتكرر بشكل دوري.

لذا ، فإن العناصر الكيميائية لنفس المجموعة الفرعية لها نفس توزيع إلكترونات التكافؤ ، وبالتالي لها خصائص متشابهة.

على سبيل المثال ، تحتوي العناصر الكيميائية للمجموعة الخامسة على خمسة إلكترونات تكافؤ. في نفس الوقت ، في ذرات كيميائية عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية- جميع إلكترونات التكافؤ موجودة في المستوى الخارجي: ... نانوثانية 2 np 3 ، أين ن- رقم الفترة.

في الذرات عناصر المجموعات الفرعية الثانويةفقط 1 أو 2 إلكترون في المستوى الخارجي ، والباقي في د- المستوى الفرعي للمستوى ما قبل الخارجي: ... ( ن – 1)د 3 نانوثانية 2 ، أين ن- رقم الفترة.

المهمة 3.12.عمل معادلات إلكترونية موجزة لذرات العناصر الكيميائية رقم 35 و 42 ، ثم تكوين توزيع الإلكترونات في هذه الذرات حسب الخوارزمية. تأكد من أن تنبؤاتك تتحقق.

تمارين للفصل 3

1. قم بصياغة تعريفات مفاهيم "الفترة" ، "المجموعة" ، "المجموعة الفرعية". ماذا العناصر الكيميائية التي تتكون منها: أ) الفترة ؛ ب) جماعة. ج) مجموعة فرعية؟

2. ما هي النظائر؟ ما هي الخصائص - الفيزيائية أو الكيميائية - التي تشترك فيها النظائر؟ لماذا ا؟

3. صياغة قانون DIMendeleev الدوري. اشرحها المعنى الماديووضح بالأمثلة.

4. ما هي الخصائص المعدنية للعناصر الكيميائية؟ كيف يتغيرون في مجموعة وفي فترة؟ لماذا ا؟

5. ما هي الخصائص غير المعدنية للعناصر الكيميائية؟ كيف يتغيرون في مجموعة وفي فترة؟ لماذا ا؟

6. قم بعمل صيغ إلكترونية موجزة للعناصر الكيميائية رقم 43 ، 51 ، 38. أكد افتراضاتك من خلال وصف بنية ذرات هذه العناصر وفقًا للخوارزمية المذكورة أعلاه. حدد خصائص هذه العناصر.

7. عن طريق الصيغ الإلكترونية القصيرة

أ) ... 4 س 2 4 ص 1 ؛

ب) ... 4 د 1 5س 2 ;

في 3 د 5 4s 1

تحديد موضع العناصر الكيميائية المقابلة في النظام الدوري لـ D.I. Mendeleev. قم بتسمية هذه العناصر الكيميائية. قم بتأكيد افتراضاتك مع وصف بنية ذرات هذه العناصر الكيميائية وفقًا للخوارزمية. حدد خصائص هذه العناصر الكيميائية.

يتبع

أرز. 7. أشكال الصورة والتوجهات

س-,ص-,د- ، المدارات باستخدام الأسطح الحدودية.

رقم الكمم ل اتصل مغناطيسي . يحدد الترتيب المكاني للمدار الذري ويأخذ قيمًا صحيحة من - لل + لمن خلال الصفر ، أي 2 ل+ 1 قيم (جدول 27).

المدارات من نفس المستوى الفرعي ( ل= const) لها نفس الطاقة. مثل هذه الدولة تسمى تتدهور في الطاقة. لذا صمداري - ثلاث مرات ، د- خمس مرات و Fسبعة أضعاف. الأسطح الحدودية س-,ص-,د- ، المدارات موضحة في الشكل. 7.

س مداريمتناظرة كرويا لأي نوتختلف عن بعضها البعض فقط بحجم الكرة. يرجع شكلها المتماثل إلى أقصى حد إلى حقيقة أن في ل= 0 و μ ل = 0.

الجدول 27

عدد المدارات على مستويات الطاقة الفرعية

رقم الكم المداري	عدد الكم المغناطيسي	عدد المدارات ذات القيمة المحددة ل
	م ل
	–2, –1, 0, +1, +2
	–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3

ص مداريموجودة في ن≥ 2 و ل= 1 ، إذن هناك ثلاثة اتجاهات محتملة في الفضاء: م ل= -1 ، 0 ، +1. تحتوي جميع المدارات p على مستوى عقدي يقسم المدار إلى منطقتين ، وبالتالي فإن الأسطح الحدودية على شكل دمبل ، وموجهة في الفضاء بزاوية 90 درجة بالنسبة لبعضها البعض. محاور التناظر بالنسبة لهم هي محاور الإحداثيات ، والتي يتم الإشارة إليها ص x , ص ذ , ص ض .

د مدارييحدده عدد الكم ل = 2 (ن≥ 3) في أي م ل= –2 ، –1 ، 0 ، +1 ، +2 ، أي أنها تتميز بخمسة أنواع مختلفة من الاتجاه في الفضاء. ديتم الإشارة إلى المدارات الموجهة بالشفرات على طول محاور الإحداثيات د ض² و د x ²– ذ² ، وموجهة بواسطة الشفرات على طول منصفات زوايا الإحداثيات - د س ص , د yz , د xz .

سبعة F مداريالمقابلة ل = 3 (ن≥ 4) تظهر كأسطح حدية.

عدد الكمية ن, لو ملا تميز تمامًا حالة الإلكترون في الذرة. لقد ثبت تجريبياً أن للإلكترون خاصية أخرى - الدوران. بشكل مبسط ، يمكن تمثيل السبين على أنه دوران للإلكترون حول محوره. عدد الكم تدور م س له معنيان فقط م س= ± 1/2 ، وهما إسقاطان للزخم الزاوي للإلكترون على المحور المحدد. إلكترونات مختلفة م سيشار إليها بأسهم تشير لأعلى ولأسفل.

تسلسل ملء المدارات الذرية

يتم تنفيذ عدد المدارات الذرية (AO) بالإلكترونات وفقًا لمبدأ الطاقة الأقل ، ومبدأ باوليا ، وقاعدة هوند ، ولذرات الإلكترونات المتعددة ، قاعدة كليشكوفسكي.

مبدأ أقل طاقة يتطلب أن تملأ الإلكترونات منطقة AO من أجل زيادة طاقة الإلكترون في هذه المدارات. هذا يعكس القاعدة العامة - الحد الأقصى لاستقرار النظام يتوافق مع الحد الأدنى من طاقته.

مبدأ باولي (1925) يحظر على الإلكترونات التي لها نفس مجموعة الأرقام الكمومية أن تكون في ذرة متعددة الإلكترونات. هذا يعني أن أي إلكترونين في الذرة (أو الجزيء أو الأيون) يجب أن يختلف عن بعضهما البعض بقيمة رقم كمي واحد على الأقل ، أي أنه لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين لهما دوران مختلف (إلكترونات مقترنة) في مداري واحد. يحتوي كل مستوى فرعي على 2 ل+ 1 مدارات لا تحتوي على أكثر من 2 (2 ل+ 1) الإلكترونات. ويترتب على ذلك أن السعة س-وربيتال - 2 ، ص-وربيتال - 6 ، د-وربيتال - 10 و F- المدارات - 14 إلكترونًا. إذا كان عدد الإلكترونات معطى لمجموع من 0 إلى ن- 1 ، ثم نحصل على الصيغة بورا-دفن، والذي يحدد العدد الإجمالي للإلكترونات في مستوى معين ن:

لا تأخذ هذه الصيغة في الاعتبار التفاعل الإلكتروني وتتوقف عن أن تكون صالحة عندما ن ≥ 3.

تمتلئ المدارات بنفس الطاقة (المتدهورة) وفقًا لـ القاعدة جوندا : تكوين الإلكترون مع أقصى دوران له أقل طاقة. هذا يعني أنه إذا كان هناك ثلاثة إلكترونات في المدار p ، فسيتم ترتيبها على النحو التالي: ، وإجمالي الدوران س= 3/2 ، ليس مثل هذا:، س=1/2.

حكم كليشكوفسكي (مبدأ الطاقة الأقل). في الذرات متعددة الإلكترونات ، كما في ذرة الهيدروجين ، يتم تحديد حالة الإلكترون من خلال قيم نفس الأرقام الكمومية الأربعة ، ولكن في هذه الحالة لا يكون الإلكترون في مجال النواة فحسب ، بل في المجال أيضًا من الإلكترونات الأخرى. لذلك ، يتم تحديد الطاقة في ذرات متعددة الإلكترونات ليس فقط من خلال الأساسي ، ولكن أيضًا من خلال رقم الكم المداري ، أو بالأحرى مجموعها: تزداد طاقة المدارات الذرية مع زيادة المجموعن + ل؛ بنفس المقدار ، يتم ملء المستوى مع المستوى الأصغر أولاًنوكبيرةل. تزداد طاقة المدارات الذرية حسب السلسلة:

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

لذلك ، تصف أربعة أرقام كمية حالة الإلكترون في الذرة وتميز طاقة الإلكترون ودورانه وشكل سحابة الإلكترون واتجاهها في الفضاء. عندما تنتقل ذرة من حالة إلى أخرى ، تتم إعادة هيكلة سحابة الإلكترون ، أي تتغير قيم الأرقام الكمومية ، والتي تكون مصحوبة بامتصاص أو انبعاث كمية الطاقة بواسطة الذرة.

ماليوجين 14. مستويات الطاقة الخارجية والداخلية. استكمال مستوى الطاقة.

دعونا نتذكر بإيجاز ما نعرفه بالفعل عن بنية غلاف الإلكترون للذرات:

ü عدد مستويات الطاقة في الذرة = عدد الفترة التي يوجد فيها العنصر ؛

ü يتم حساب السعة القصوى لكل مستوى طاقة بواسطة الصيغة 2n2

ü لا يمكن أن تحتوي غلاف الطاقة الخارجية على أكثر من 2 إلكترون لعناصر الفترة 1 ، أكثر من 8 إلكترونات لعناصر فترات أخرى

مرة أخرى ، دعونا نعود إلى تحليل مخطط ملء مستويات الطاقة بعناصر فترات زمنية صغيرة:

الجدول 1. ملء مستويات الطاقة

لعناصر الفترات الصغيرة

رقم الفترة	عدد مستويات الطاقة = رقم الفترة	رمز العنصر ، رقمه الترتيبي	المجموع الإلكترونات	توزيع الإلكترونات حسب مستويات الطاقة	رقم المجموعة
				ح +1 )1	+1 ح ، 1 هـ-
		حه + 2 ) 2	+2 لا ، الثانية
				لي + 3 ) 2 ) 1	+ 3 لي، 2e-، 1e-
		كن +4 ) 2 )2	+ 4 يكون، 2e-،2 هـ-
		ب +5 ) 2 )3	+5 ب ، 2 هـ- ، 3 هـ-
		ج +6 ) 2 )4	+6 ج ، 2 هـ- ، 4 هـ-
		ن + 7 ) 2 ) 5	+ 7 ن، 2e-،5 هـ-
		ا + 8 ) 2 ) 6	+ 8 ا، 2e-،6 هـ-
		F + 9 ) 2 ) 7	+ 9 F، 2e-،7 هـ-
		ني + 10 ) 2 ) 8	+ 10 ني، 2e-،8 ه-
				نا + 11 ) 2 ) 8 )1	+1 1 نا، 2e-، 8e-، 1 هـ-
		ملغ + 12 ) 2 ) 8 )2	+1 2 ملغ، 2e-، 8e-، 2 هـ-
		ال + 13 ) 2 ) 8 )3	+1 3 ال، 2e-، 8e-، 3 هـ-
		سي + 14 ) 2 ) 8 )4	+1 4 سي، 2e-، 8e-، 4 هـ-
		ص + 15 ) 2 ) 8 )5	+1 5 ص، 2e-، 8e-، 5 هـ-
		س + 16 ) 2 ) 8 )6	+1 5 ص، 2e-، 8e-، 6 هـ-
		Cl + 17 ) 2 ) 8 )7	+1 7 Cl، 2e-، 8e-، 7 هـ-
18 أر		أر+ 18 ) 2 ) 8 )8	+1 8 أر، 2e-، 8e-، 8 هـ-

جدول التحليل 1. قارن عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الأخير ورقم المجموعة التي يوجد فيها العنصر الكيميائي.

هل لاحظت ذلك عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية للذرات هو نفسه رقم المجموعة، الذي يوجد فيه العنصر (الاستثناء هو الهيليوم)؟

!!! هذه القاعدة صحيحة فقطللعناصر رائدمجموعات فرعية.

كل فترة من فترات النظام ينتهي بعنصر خامل(الهيليوم هي ، نيون نيون ، أرغون أر). يحتوي مستوى الطاقة الخارجية لهذه العناصر على أكبر عدد ممكن من الإلكترونات: الهليوم -2 ، والعناصر المتبقية - 8. هذه عناصر المجموعة الثامنة من المجموعة الفرعية الرئيسية. يسمى مستوى الطاقة المماثل لهيكل مستوى طاقة الغاز الخامل منجز. هذا نوع من حد القوة لمستوى الطاقة لكل عنصر من عناصر النظام الدوري. تتكون جزيئات المواد البسيطة - الغازات الخاملة ، من ذرة واحدة وتتميز بالخمول الكيميائي ، أي أنها لا تدخل عملياً في تفاعلات كيميائية.

بالنسبة للعناصر المتبقية من PSCE ، يختلف مستوى الطاقة عن مستوى طاقة العنصر الخامل ، وتسمى هذه المستويات غير مكتمل. تسعى ذرات هذه العناصر جاهدة لإكمال مستوى الطاقة الخارجية عن طريق التبرع أو قبول الإلكترونات.

أسئلة لضبط النفس

1. ما هو مستوى الطاقة يسمى الخارجية؟

2. ما هو مستوى الطاقة يسمى الداخلية؟

3. ما هو مستوى الطاقة يسمى كاملة؟

4. عناصر أي مجموعة أو مجموعة فرعية لديها مستوى طاقة مكتمل؟

5. ما هو عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية؟

6. كيف تتشابه عناصر مجموعة فرعية رئيسية واحدة في هيكل المستوى الإلكتروني

7. كم عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي التي تحتوي على عناصر أ) المجموعة IIA ؛

ب) مجموعة IVA ؛ ج) المجموعة السابعة أ

مشاهدة الجواب

1. أخيرًا

2. أي ما عدا الأخير

3. الذي يحتوي على أكبر عدد من الإلكترونات. وكذلك المستوى الخارجي إذا كان يحتوي على 8 إلكترونات للفترة I - 2 إلكترونات.

4 - عناصر المجموعة الثامنة (عناصر خاملة)

5. رقم المجموعة التي يقع فيها العنصر

6. تحتوي جميع عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية على مستوى الطاقة الخارجية على عدد من الإلكترونات مثل رقم المجموعة

7. أ) تحتوي عناصر المجموعة IIA على إلكترونين في المستوى الخارجي ؛ ب) تحتوي عناصر المجموعة IVA على 4 إلكترونات ؛ ج) تحتوي عناصر المجموعة السابعة أ على 7 إلكترونات.

مهام الحل المستقل

1. حدد العنصر وفقًا للمعايير التالية: أ) يحتوي على مستويين إلكترونيين ، في الخارج - 3 إلكترونات ؛ ب) يحتوي على 3 مستويات إلكترونية ، في الخارج - 5 إلكترونات. اكتب توزيع الإلكترونات على مستويات الطاقة لهذه الذرات.

2. ما ذرتان لهما نفس العدد من مستويات الطاقة المملوءة؟

مشاهدة الجواب:

1 - أ) لنحدد "إحداثيات" العنصر الكيميائي: مستويان إلكترونيان - الفترة الثانية ؛ 3 إلكترونات في المستوى الخارجي - المجموعة الثالثة أ. هذا بر 5B. مخطط توزيع الإلكترونات حسب مستويات الطاقة: 2 هـ- ، 3 هـ-

ب) الفترة الثالثة ، مجموعة VA ، عنصر الفوسفور 15P. مخطط توزيع الإلكترونات حسب مستويات الطاقة: 2 هـ- ، 8 هـ- ، 5 هـ-

2. د) الصوديوم والكلور.

تفسير: أ) صوديوم: +11 )2)8 ) 1 (معبأ 2) ← ← هيدروجين: +1) 1

ب) الهليوم: +2 )2 (معبأ 1) ← ← هيدروجين: هيدروجين: +1) 1

ج) الهليوم: +2 )2 (شغل 1) ← ← نيون: +10 )2)8 (شغل 2)

* ز)صوديوم: +11 )2)8 ) 1 (شغل 2) ← ← الكلور: +17 )2)8 ) 7 (شغل 2)

4. عشرة. عدد الإلكترونات = الرقم التسلسلي

5 ج) الزرنيخ والفوسفور. تحتوي الذرات الموجودة في نفس المجموعة الفرعية على نفس عدد الإلكترونات.

شروحات:

أ) الصوديوم والمغنيسيوم (في مجموعات مختلفة) ؛ ب) الكالسيوم والزنك (في نفس المجموعة ، ولكن في مجموعات فرعية مختلفة) ؛ * ج) الزرنيخ والفوسفور (في مجموعة واحدة ، رئيسية ، فرعية) د) الأكسجين والفلور (في مجموعات مختلفة).

7. د) عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي

8. ب) عدد مستويات الطاقة

9. أ) الليثيوم (موجود في المجموعة الأولى ألف من الفترة الثانية)

10. c) السيليكون (مجموعة IVA ، الفترة III)

11. ب) البورون (مستويين - ثانيًافترة، 3 إلكترونات في المستوى الخارجي - IIIAمجموعة)

2. بنية النوى وقذائف الإلكترون للذرات

2.6. مستويات الطاقة والمستويات الفرعية

إن أهم ما يميز حالة الإلكترون في الذرة هو طاقة الإلكترون ، والتي ، وفقًا لقوانين ميكانيكا الكم ، لا تتغير باستمرار ، ولكن بشكل مفاجئ ، أي. يمكن أن تأخذ فقط على قيم محددة جيدًا. وبالتالي ، يمكننا التحدث عن وجود مجموعة من مستويات الطاقة في الذرة.

مستوى الطاقة- مجموعة AO بقيم طاقة قريبة.

يتم ترقيم مستويات الطاقة بـ رقم الكم الرئيسي، والتي يمكن أن تأخذ فقط قيم صحيحة موجبة (ن = 1 ، 2 ، 3 ، ...). كلما زادت قيمة n ، زادت طاقة الإلكترون ومستوى الطاقة المحدد. تحتوي كل ذرة على عدد لا حصر له من مستويات الطاقة ، بعضها مليء بالإلكترونات في الحالة الأرضية للذرة ، والبعض الآخر ليس كذلك (مستويات الطاقة هذه مأهولة في الحالة المثارة للذرة).

طبقة إلكترونية- مجموعة من الإلكترونات عند مستوى طاقة معين.

بمعنى آخر ، طبقة الإلكترون هي مستوى طاقة يحتوي على إلكترونات.

تشكل مجموعة طبقات الإلكترون الغلاف الإلكتروني للذرة.

داخل نفس طبقة الإلكترون ، يمكن أن تختلف الإلكترونات إلى حد ما في الطاقة ، وبالتالي يقولون ذلك تنقسم مستويات الطاقة إلى مستويات طاقة فرعية(طبقات فرعية). عدد المستويات الفرعية التي يتم تقسيم مستوى طاقة معين إليها يساوي عدد العدد الكمي الرئيسي لمستوى الطاقة:

N (subur) \ u003d n (المستوى). (2.4)

يتم تصوير المستويات الفرعية باستخدام الأرقام والحروف: الرقم يتوافق مع رقم مستوى الطاقة (الطبقة الإلكترونية) ، والحرف يتوافق مع طبيعة AO التي تشكل المستويات الفرعية (s - ، p - ، d - ، f -) ، على سبيل المثال: 2p - المستوى الفرعي (2p -AO، 2p -electron).

وهكذا ، فإن مستوى الطاقة الأول (الشكل 2.5) يتكون من مستوى فرعي واحد (1s) ، والثاني - من اثنين (2s و 2p) ، والثالث - من ثلاثة (3s ، 3p و 3d) ، الرابع من أربعة (4s ، 4p و 4 d و 4 f) ، إلخ. يحتوي كل مستوى فرعي على عدد معين من AO:

N (AO) = ن 2. (2.5)

أرز. 2.5 مخطط مستويات الطاقة والمستويات الفرعية للطبقات الإلكترونية الثلاثة الأولى

1. توجد AOs من النوع s في جميع مستويات الطاقة ، يظهر النوع p بدءًا من مستوى الطاقة الثاني ، النوع d - من المستوى الثالث ، النوع f - من المستوى الرابع ، إلخ.

2. عند مستوى طاقة معين ، يمكن أن يكون هناك واحد s - ، ثلاثة p - ، خمسة d - ، سبعة f -orbitals.

3. كلما زاد عدد الكم الرئيسي ، زاد حجم AO.

نظرًا لأنه لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين في AO واحد ، فإن العدد الإجمالي (الأقصى) للإلكترونات عند مستوى طاقة معين أكبر مرتين من عدد AOs ويساوي:

ن (هـ) = 2 ن 2. (2.6)

وبالتالي ، عند مستوى طاقة معين ، يمكن أن يكون هناك حد أقصى 2 إلكترونات من النوع s و 6 إلكترونات من النوع p و 10 إلكترونات من النوع d. في المجموع ، عند مستوى الطاقة الأول ، يكون الحد الأقصى لعدد الإلكترونات 2 ، في الثانية - 8 (2 s-type و 6 p-type) ، في الثالث - 18 (2 s-type ، 6 p-type و 10 د نوع). تم تلخيص هذه النتائج بشكل ملائم في الجدول 1. 2.2.

الجدول 2.2

العلاقة بين الرقم الكمي الرئيسي ، الرقم e