เขียนในรูปแบบของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่เรียกว่า ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ตัวอักษร s, p, d, f หมายถึงระดับย่อยของพลังงานของอิเล็กตรอน ตัวเลขด้านหน้าตัวอักษรระบุระดับพลังงานที่อิเล็กตรอนที่กำหนด และตัวห้อยที่ด้านบนขวาระบุจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อยที่กำหนด ในการสร้างสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุใด ๆ ก็เพียงพอที่จะทราบจำนวนขององค์ประกอบนี้ในตารางธาตุและปฏิบัติตามข้อกำหนดพื้นฐานที่ควบคุมการกระจายของอิเล็กตรอนในอะตอม
โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมยังสามารถแสดงเป็นไดอะแกรมของการกระจายของอิเล็กตรอนในเซลล์พลังงาน
สำหรับอะตอมของเหล็กโครงร่างดังกล่าวมีดังนี้:
แผนภาพนี้แสดงให้เห็นอย่างชัดเจนถึงการปฏิบัติตามกฎของ Gund ในระดับย่อย 3 มิติ จำนวนเซลล์สูงสุด (สี่) จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนที่ไม่คู่กัน ภาพของโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนในอะตอมในรูปแบบของสูตรอิเล็กทรอนิกส์และในรูปแบบของไดอะแกรมไม่ได้สะท้อนถึงคุณสมบัติของคลื่นของอิเล็กตรอนอย่างชัดเจน
ถ้อยคำของกฎหมายตามงวดที่แก้ไขเพิ่มเติมใช่. เมนเดเลเยฟ : คุณสมบัติของวัตถุธรรมดา เช่นเดียวกับรูปร่างและคุณสมบัติของสารประกอบของธาตุ จะขึ้นอยู่กับขนาดของน้ำหนักอะตอมของธาตุเป็นระยะ
การกำหนดที่ทันสมัยของกฎหมายธาตุ: คุณสมบัติของธาตุ ตลอดจนรูปแบบและคุณสมบัติของสารประกอบนั้น ขึ้นอยู่กับขนาดของประจุของนิวเคลียสของอะตอมเป็นระยะๆ
ดังนั้นประจุบวกของนิวเคลียส (และไม่ใช่มวลอะตอม) จึงเป็นข้อโต้แย้งที่แม่นยำยิ่งขึ้นซึ่งคุณสมบัติของธาตุและสารประกอบของธาตุขึ้นอยู่กับ
Valence- มันคือจำนวนของพันธะเคมีที่อะตอมหนึ่งถูกพันธะกับอีกอะตอมหนึ่ง
ความจุของเวเลนซ์ของอะตอมนั้นพิจารณาจากจำนวนของอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่และการมีอยู่ของออร์บิทัลของอะตอมอิสระที่ระดับภายนอก โครงสร้างของระดับพลังงานภายนอกของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีและกำหนดคุณสมบัติของอะตอมเป็นหลัก ดังนั้นระดับเหล่านี้จึงเรียกว่าระดับความจุ อิเล็กตรอนในระดับเหล่านี้ และบางครั้งในระดับก่อนภายนอก สามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมี อิเล็กตรอนดังกล่าวเรียกอีกอย่างว่าวาเลนซ์อิเล็กตรอน
ความจุสโตชิโอเมตริกองค์ประกอบทางเคมี - นี่คือจำนวนเทียบเท่าที่อะตอมสามารถยึดติดกับตัวมันเองได้ หรือเป็นจำนวนเทียบเท่าในอะตอม
ความเทียบเท่าถูกกำหนดโดยจำนวนของอะตอมไฮโดรเจนที่ยึดติดหรือถูกแทนที่ ดังนั้น ความจุปริมาณสารสัมพันธ์จึงเท่ากับจำนวนของอะตอมไฮโดรเจนที่อะตอมที่กำหนดมีปฏิสัมพันธ์กัน แต่ไม่ใช่องค์ประกอบทั้งหมดที่มีปฏิสัมพันธ์อย่างอิสระ แต่ในทางปฏิบัติแล้วทั้งหมดนั้นกับออกซิเจน ดังนั้นความจุปริมาณสัมพันธ์จึงสามารถกำหนดเป็นจำนวนอะตอมออกซิเจนที่แนบมาเป็นสองเท่า
ตัวอย่างเช่น ความจุปริมาณสารสัมพันธ์ของกำมะถันในไฮโดรเจนซัลไฟด์ H 2 S คือ 2 ในออกไซด์ SO 2 - 4 ในออกไซด์ SO 3 -6
เมื่อกำหนดความจุปริมาณสัมพันธ์ขององค์ประกอบตามสูตรของสารประกอบไบนารี กฎหนึ่งควรได้รับคำแนะนำ: ความจุรวมของอะตอมทั้งหมดขององค์ประกอบหนึ่งต้องเท่ากับความจุรวมของอะตอมทั้งหมดขององค์ประกอบอื่น
สถานะออกซิเดชันอีกด้วย แสดงคุณลักษณะขององค์ประกอบของสารและเท่ากับความจุปริมาณสารสัมพันธ์ที่มีเครื่องหมายบวก (สำหรับธาตุโลหะหรือองค์ประกอบทางไฟฟ้ามากกว่าในโมเลกุล) หรือลบ
1. ในสารง่าย ๆ สถานะออกซิเดชันของธาตุจะเป็นศูนย์
2. สถานะออกซิเดชันของฟลูออรีนในสารประกอบทั้งหมดคือ -1 ฮาโลเจนที่เหลือ (คลอรีน โบรมีน ไอโอดีน) ที่มีโลหะ ไฮโดรเจน และองค์ประกอบทางไฟฟ้าอื่นๆ มีสถานะออกซิเดชันเป็น -1 แต่ในสารประกอบที่มีองค์ประกอบอิเล็กโตรเนกาทีฟมากกว่า พวกมันมีสถานะออกซิเดชันที่เป็นบวก
3. ออกซิเจนในสารประกอบมีสถานะออกซิเดชัน -2; ข้อยกเว้นคือไฮโดรเจนเปอร์ออกไซด์ H 2 O 2 และอนุพันธ์ของมัน (Na 2 O 2, BaO 2 เป็นต้น ซึ่งออกซิเจนมีสถานะออกซิเดชันเป็น -1 เช่นเดียวกับออกซิเจนฟลูออไรด์ของ 2 ซึ่งเป็นสถานะออกซิเดชันของออกซิเจน คือ +2
4. ธาตุอัลคาไลน์ (Li, Na, K เป็นต้น) และองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของตารางธาตุกลุ่มที่สอง (Be, Mg, Ca, เป็นต้น) จะมีสถานะออกซิเดชันเท่ากับหมายเลขกลุ่มเสมอ คือ +1 และ +2 ตามลำดับ ...
5. องค์ประกอบทั้งหมดของกลุ่มที่สาม ยกเว้นแทลเลียม มีสถานะออกซิเดชันคงที่เท่ากับหมายเลขกลุ่ม กล่าวคือ +3.
6. สถานะออกซิเดชันสูงสุดขององค์ประกอบเท่ากับจำนวนกลุ่มของระบบธาตุและค่าต่ำสุดคือความแตกต่าง: จำนวนกลุ่มคือ 8 ตัวอย่างเช่นสถานะออกซิเดชันสูงสุดของไนโตรเจน (ตั้งอยู่ ในกลุ่มที่ห้า) คือ +5 (ในกรดไนตริกและเกลือของกรดไนตริก) และค่าต่ำสุดคือ -3 (ในเกลือแอมโมเนียและแอมโมเนียม)
7. สถานะออกซิเดชันของธาตุในสารประกอบจะชดเชยซึ่งกันและกัน เพื่อให้ผลรวมของอะตอมทั้งหมดในโมเลกุลหรือหน่วยสูตรเป็นกลางเป็นศูนย์ และสำหรับไอออน - ประจุของธาตุนั้น
กฎเหล่านี้สามารถใช้เพื่อกำหนดสถานะออกซิเดชันที่ไม่รู้จักขององค์ประกอบในสารประกอบ ถ้าทราบสถานะออกซิเดชันขององค์ประกอบอื่น และกำหนดสารประกอบหลายองค์ประกอบ
องศาออกซิเดชัน (เลขออกซิเดชัน,) — ค่าเงื่อนไขเสริมสำหรับการบันทึกกระบวนการออกซิเดชัน รีดักชัน และปฏิกิริยารีดอกซ์
แนวคิด สถานะออกซิเดชันมักใช้ในเคมีอนินทรีย์แทนแนวคิด ความจุ... สถานะออกซิเดชันของอะตอมเท่ากับค่าตัวเลขของประจุไฟฟ้าที่เกิดจากอะตอม โดยสมมติว่าคู่อิเล็กตรอนที่สร้างพันธะมีอคติโดยสมบูรณ์ต่ออะตอมที่มีไฟฟ้ามากขึ้น (นั่นคือ สมมติว่าสารประกอบประกอบด้วยไอออนเท่านั้น ).
สถานะออกซิเดชันสอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอนที่ต้องยึดติดกับไอออนบวกเพื่อลดให้เป็นอะตอมที่เป็นกลาง หรือลบออกจากไอออนลบเพื่อออกซิไดซ์ให้เป็นอะตอมที่เป็นกลาง:
อัล 3+ + 3e - → อัล
S 2− → S + 2e - (S 2− - 2e - → S)
คุณสมบัติของธาตุ ขึ้นอยู่กับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอม จะแปรผันตามช่วงเวลาและกลุ่มของระบบธาตุ เนื่องจากในองค์ประกอบที่คล้ายคลึงกันจำนวนหนึ่ง โครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์มีความคล้ายคลึงกันเท่านั้น แต่ไม่เหมือนกัน ดังนั้นเมื่อส่งผ่านจากองค์ประกอบหนึ่งไปยังอีกองค์ประกอบหนึ่ง พวกมันจึงไม่ได้สังเกตคุณสมบัติการซ้ำซ้อนอย่างง่าย ๆ แต่แสดงให้เห็นการเปลี่ยนแปลงอย่างสม่ำเสมอมากหรือน้อยอย่างชัดเจน
ลักษณะทางเคมีของธาตุเกิดจากความสามารถของอะตอมในการสูญเสียหรือรับอิเล็กตรอน ความสามารถนี้วัดได้จากค่าพลังงานไอออไนซ์และความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน
พลังงานไอออไนซ์ (E และ) คือปริมาณพลังงานขั้นต่ำที่จำเป็นสำหรับการแยกตัวออกและการกำจัดอิเล็กตรอนออกจากอะตอมอย่างสมบูรณ์ในเฟสก๊าซที่ T = 0
K โดยไม่ถ่ายเทพลังงานจลน์ไปยังอิเล็กตรอนที่ถูกปลดปล่อยโดยเปลี่ยนอะตอมให้เป็นไอออนที่มีประจุบวก: E + Ei = E + + e- พลังงานไอออไนเซชันเป็นค่าบวกและมีค่าต่ำสุดสำหรับอะตอมโลหะอัลคาไลและสูงสุดสำหรับอะตอมของก๊าซมีตระกูล (เฉื่อย)
ความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน (Ee) เป็นพลังงานที่ปล่อยออกมาหรือดูดกลืนเมื่ออิเล็กตรอนเกาะกับอะตอมในเฟสก๊าซที่ T = 0
K กับการเปลี่ยนแปลงของอะตอมเป็นไอออนที่มีประจุลบโดยไม่ถ่ายเทพลังงานจลน์ไปยังอนุภาค:
อี + อี- = อี- + อี
ฮาโลเจนโดยเฉพาะฟลูออรีน (Ee = -328 kJ / mol) มีความสัมพันธ์กับอิเล็กตรอนสูงสุด
ค่าของ Ei และ Ee แสดงเป็นกิโลจูลต่อโมล (kJ / mol) หรือเป็นอิเล็กตรอนโวลต์ต่ออะตอม (eV)
ความสามารถของอะตอมที่ถูกผูกมัดเพื่อเปลี่ยนอิเล็กตรอนของพันธะเคมีไปเป็นตัวเอง การเพิ่มความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบตัวเองเรียกว่า อิเล็กโตรเนกาติวีตี้
แนวคิดนี้ถูกนำมาใช้ในวิทยาศาสตร์โดย L. Pauling อิเล็กโตรเนกาติวิตีแสดงด้วยสัญลักษณ์ ÷ และกำหนดลักษณะแนวโน้มของอะตอมที่กำหนดที่จะเกาะติดอิเล็กตรอนเมื่อเกิดพันธะเคมี
จากข้อมูลของ R. Maliken อิเล็กโตรเนกาติวีตี้ของอะตอมถูกประมาณโดยผลรวมครึ่งหนึ่งของพลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนของอะตอมอิสระ ÷ = (Ee + Ei) / 2
ในช่วงเวลามีแนวโน้มทั่วไปสำหรับการเพิ่มขึ้นของพลังงานไอออไนซ์และอิเล็กโตรเนกาติวีตี้ด้วยการเพิ่มขึ้นของประจุของนิวเคลียสของอะตอม ในกลุ่ม ค่าเหล่านี้จะลดลงเมื่อจำนวนลำดับขององค์ประกอบเพิ่มขึ้น
ควรเน้นว่าค่าคงที่ของอิเล็กโตรเนกาติวีตี้ไม่สามารถนำมาประกอบกับองค์ประกอบได้ เนื่องจากขึ้นอยู่กับปัจจัยหลายประการ โดยเฉพาะอย่างยิ่งในสถานะเวเลนซ์ของธาตุ ประเภทของสารประกอบที่ป้อน จำนวนและประเภทของอะตอมที่อยู่ใกล้เคียง
รัศมีอะตอมและไอออนิก. ขนาดของอะตอมและไอออนถูกกำหนดโดยขนาดของเปลือกอิเล็กตรอน ตามแนวคิดทางกลของควอนตัม เปลือกอิเล็กตรอนไม่มีขอบเขตที่กำหนดไว้อย่างเข้มงวด ดังนั้นรัศมีของอะตอมหรือไอออนอิสระจึงสามารถนำมาเป็น ระยะทางที่คำนวณตามทฤษฎีจากแกนกลางถึงตำแหน่งของความหนาแน่นสูงสุดของเมฆอิเล็กตรอนชั้นนอกระยะทางนี้เรียกว่ารัศมีการโคจร ในทางปฏิบัติมักใช้ค่ารัศมีของอะตอมและไอออนในสารประกอบซึ่งคำนวณจากข้อมูลการทดลอง ในกรณีนี้ จะแยกความแตกต่างระหว่างรัศมีโควาเลนต์กับรัศมีโลหะของอะตอม
การพึ่งพารัศมีอะตอมและอิออนต่อประจุของนิวเคลียสของอะตอมของธาตุและมีลักษณะเป็นคาบ... ในช่วงที่เลขอะตอมเพิ่มขึ้น รัศมีมีแนวโน้มลดลง การลดลงที่ใหญ่ที่สุดเป็นเรื่องปกติสำหรับองค์ประกอบของช่วงเวลาเล็ก ๆ เนื่องจากการเติมระดับอิเล็กทรอนิกส์ภายนอก ในช่วงเวลาขนาดใหญ่ในตระกูลของ d- และ f-elements การเปลี่ยนแปลงนี้จะเกิดอย่างกะทันหันน้อยกว่า เนื่องจากการเติมอิเล็กตรอนเกิดขึ้นในชั้นพรี-นอก ในกลุ่มย่อย รัศมีของอะตอมและไอออนที่เป็นชนิดเดียวกันโดยทั่วไปจะเพิ่มขึ้น
ตารางธาตุเป็นตัวอย่างที่ชัดเจนของการปรากฎของธาตุชนิดต่างๆ ในคุณสมบัติของธาตุ ซึ่งสังเกตได้จากแนวนอน (ในคาบจากซ้ายไปขวา) แนวตั้ง (ในกลุ่ม เช่น จากบนลงล่าง) ) ตามแนวทแยง กล่าวคือ คุณสมบัติบางอย่างของอะตอมเพิ่มขึ้นหรือลดลง แต่ความเป็นคาบยังคงอยู่
ในช่วงเวลาจากซ้ายไปขวา (→) คุณสมบัติการออกซิไดซ์และอโลหะของธาตุจะเพิ่มขึ้น ในขณะที่คุณสมบัติรีดิวซ์และโลหะลดลง ดังนั้น จากองค์ประกอบทั้งหมดของช่วงที่ 3 โซเดียมจะเป็นโลหะที่แอคทีฟมากที่สุดและเป็นตัวรีดิวซ์ที่แรงที่สุด และคลอรีนจะเป็นตัวออกซิไดซ์ที่แรงที่สุด
พันธะเคมี- มันคือการเชื่อมต่อซึ่งกันและกันของอะตอมในโมเลกุลหรือผลึกขัดแตะอันเป็นผลมาจากการกระทำระหว่างอะตอมของแรงดึงดูดทางไฟฟ้า
นี่คือปฏิสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนและนิวเคลียสทั้งหมด ซึ่งนำไปสู่การก่อตัวของระบบ polyatomic ที่เสถียร (อนุมูล โมเลกุลไอออน โมเลกุล คริสตัล)
พันธะเคมีดำเนินการโดยเวเลนซ์อิเล็กตรอน ตามแนวคิดสมัยใหม่ พันธะเคมีมีลักษณะทางอิเล็กทรอนิกส์ แต่มีการดำเนินการในรูปแบบต่างๆ พันธะเคมีมีสามประเภทหลัก: โควาเลนต์ อิออน เมทัลลิก. ระหว่างโมเลกุลมี พันธะไฮโดรเจนและเกิดขึ้น ปฏิสัมพันธ์ของ Van der Waals.
ลักษณะสำคัญของพันธะเคมี ได้แก่ :
- ความยาวพันธะ - มันคือระยะห่างระหว่างนิวเคลียร์ระหว่างอะตอมที่ถูกพันธะทางเคมี
ขึ้นอยู่กับธรรมชาติของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์และความหลากหลายของพันธะ ด้วยการเพิ่มทวีคูณความยาวของพันธะจะลดลงและทำให้ความแข็งแรงเพิ่มขึ้น
- หลายหลากของพันธะ - ถูกกำหนดโดยจำนวนคู่อิเล็กตรอนที่เชื่อมต่อสองอะตอม ด้วยการเพิ่มทวีคูณพลังงานที่ผูกมัดจะเพิ่มขึ้น
- มุมเชื่อมต่อ- มุมระหว่างเส้นตรงในจินตนาการที่ลากผ่านนิวเคลียสของอะตอมข้างเคียงที่มีพันธะทางเคมีสองอะตอม
พลังงานผูกพัน E CB - นี่คือพลังงานที่ปล่อยออกมาระหว่างการก่อตัวของพันธะนี้และใช้ในการแตกหัก kJ / mol
พันธะโควาเลนต์ - พันธะเคมีที่เกิดขึ้นจากการแบ่งปันอิเล็กตรอนคู่กับอะตอมสองอะตอม
คำอธิบายของพันธะเคมีโดยการเกิดขึ้นของคู่อิเล็กตรอนทั่วไประหว่างอะตอมเป็นพื้นฐานของทฤษฎีการหมุนของเวเลนซ์ซึ่งเครื่องมือคือ วิธีพันธะวาเลนซ์ (เอ็มวีเอส) ค้นพบโดยลูอิสในปี ค.ศ. 1916 สำหรับคำอธิบายเชิงควอนตัม-กลศาสตร์ของพันธะเคมีและโครงสร้างของโมเลกุล มีการใช้อีกวิธีหนึ่งคือ วิธีการโคจรของโมเลกุล (MMO) .
วิธีวาเลนซ์บอนด์
หลักการพื้นฐานของการก่อตัวของพันธะเคมีตาม MFM:
1. พันธะเคมีเกิดขึ้นจากอิเล็กตรอนที่มีความจุ (unpaired)
2. อิเล็กตรอนที่มีสปินคู่ขนานของอะตอมที่แตกต่างกันสองอะตอมกลายเป็นเรื่องธรรมดา
3. พันธะเคมีจะเกิดขึ้นก็ต่อเมื่ออะตอมตั้งแต่สองอะตอมขึ้นไปเข้าใกล้กัน พลังงานทั้งหมดของระบบจะลดลง
4. แรงหลักที่กระทำต่อโมเลกุลนั้นเป็นไฟฟ้า แหล่งกำเนิดของคูลอมบ์
5. พันธะยิ่งแข็งแกร่ง ยิ่งเมฆอิเล็กตรอนมีปฏิสัมพันธ์ทับซ้อนกันมากเท่านั้น
มีสองกลไกสำหรับการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์:
กลไกการแลกเปลี่ยนพันธะเกิดขึ้นจากการเข้าสังคมของเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมที่เป็นกลางสองอะตอม แต่ละอะตอมให้อิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่หนึ่งคู่แก่คู่อิเล็กตรอนทั่วไป:
ข้าว. 7. กลไกการแลกเปลี่ยนของการเกิดพันธะโควาเลนต์: เอ- ไม่มีขั้ว; ข- โพลาร์
กลไกการรับบริจาคอะตอมหนึ่ง (ผู้บริจาค) ให้คู่อิเล็กตรอนและอีกอะตอม (ตัวรับ) ให้วงโคจรอิสระสำหรับคู่นี้
การเชื่อมต่อ มีการศึกษาโดยกลไกการรับบริจาค อ้างถึง สารประกอบเชิงซ้อน
 |
ข้าว. 8. กลไกการรับบริจาคของการเกิดพันธะโควาเลนต์
พันธะโควาเลนต์มีลักษณะเฉพาะบางประการ
ความคงตัว - คุณสมบัติของอะตอมเพื่อสร้างพันธะโควาเลนต์ตามจำนวนที่กำหนดไว้อย่างเคร่งครัดเนื่องจากความอิ่มตัวของพันธะ โมเลกุลจึงมีองค์ประกอบบางอย่าง
|
ทิศทาง - t ... นั่นคือพันธะเกิดขึ้นในทิศทางของการทับซ้อนกันสูงสุดของเมฆอิเล็กตรอน . สำหรับเส้นที่เชื่อมจุดศูนย์กลางของอะตอมที่ก่อพันธะ มี: σ และ π (รูปที่ 9): σ-bond - เกิดขึ้นจากการทับซ้อนกัน AO ตามเส้นที่เชื่อมต่อศูนย์กลางของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์กัน π-bond เป็นพันธะที่เกิดขึ้นในทิศทางของแกนของเส้นตั้งฉากที่เชื่อมต่อนิวเคลียสของอะตอม ทิศทางของพันธะกำหนดโครงสร้างเชิงพื้นที่ของโมเลกุลนั่นคือรูปทรงเรขาคณิตของพวกมัน การผสมพันธุ์ - เป็นการเปลี่ยนแปลงรูปร่างของออร์บิทัลบางส่วนในระหว่างการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์เพื่อให้เกิดการทับซ้อนกันของออร์บิทัลได้อย่างมีประสิทธิภาพมากขึ้นพันธะเคมีที่เกิดขึ้นจากการมีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนจากออร์บิทัลลูกผสมนั้นแข็งแกร่งกว่าพันธะที่มีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนจากออร์บิทัลที่ไม่ใช่ลูกผสม s และ p เนื่องจากมีทับซ้อนกันมากกว่า การผสมพันธุ์มีดังต่อไปนี้ (รูปที่ 10 ตารางที่ 31): |
sp-hybridization -หนึ่ง s-orbital และ p-orbital หนึ่งอันเปลี่ยนเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสองอันซึ่งมีมุมระหว่างแกนซึ่งเท่ากับ 180 ° โมเลกุลที่ใช้ sp-hybridization มีเรขาคณิตเชิงเส้น (BeCl 2)sp 2 -ไฮบริไดเซชัน- หนึ่ง s-orbital และ p-orbitals สองอันกลายเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสามออร์บิทัลซึ่งมีมุมระหว่างแกนซึ่งเท่ากับ 120 ° โมเลกุลที่ทำ sp 2 -hybridization มีรูปทรงระนาบ (BF 3, AlCl 3)
sp 3-การผสมพันธุ์- หนึ่ง s-orbital และ p-orbitals สามอันเปลี่ยนเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" สี่ออร์บิทัลซึ่งมุมระหว่างแกนคือ 109 ° 28 " โมเลกุลที่ sp 3 -hybridization ดำเนินการมีรูปทรงสี่เหลี่ยมจตุรัส (CH 4 , เอ็นเอช 3).
ข้าว. 10. ประเภทของการผสมพันธุ์ของวาเลนซ์ออร์บิทัล: เอ - sp-hybridization ของ orbitals ความจุ; ข - sp 2 -การผสมพันธุ์ของวาเลนซ์ออร์บิทัล วี - sp 3-hybridization ของ orbitals ความจุ
สารเคมีคือสิ่งที่ประกอบขึ้นเป็นโลกรอบตัวเรา
คุณสมบัติของสารเคมีแต่ละชนิดแบ่งออกเป็น 2 ประเภท ได้แก่ เคมี ซึ่งกำหนดคุณลักษณะของความสามารถในการสร้างสารอื่นๆ และทางกายภาพ ซึ่งสังเกตได้อย่างชัดเจนและถือได้ว่านอกเหนือจากการเปลี่ยนแปลงทางเคมี ตัวอย่างเช่น คุณสมบัติทางกายภาพของสารคือสถานะของการรวมกลุ่ม (ของแข็ง ของเหลวหรือก๊าซ) การนำความร้อน ความจุความร้อน ความสามารถในการละลายในสื่อต่างๆ (น้ำ แอลกอฮอล์ ฯลฯ) ความหนาแน่น สี รสชาติ ฯลฯ .
การเปลี่ยนแปลงของสารเคมีบางชนิดเป็นสารอื่นเรียกว่าปรากฏการณ์ทางเคมีหรือปฏิกิริยาเคมี ควรสังเกตว่ายังมีปรากฏการณ์ทางกายภาพซึ่งมาพร้อมกับการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติทางกายภาพของสสารโดยไม่มีการเปลี่ยนแปลงเป็นสารอื่นอย่างเห็นได้ชัด ปรากฏการณ์ทางกายภาพ เช่น น้ำแข็งละลาย การแช่แข็งหรือการระเหยของน้ำ เป็นต้น
ข้อเท็จจริงที่ปรากฏการณ์ทางเคมีเกิดขึ้นในระหว่างกระบวนการสามารถสรุปได้โดยการสังเกตสัญญาณลักษณะเฉพาะของปฏิกิริยาเคมี เช่น การเปลี่ยนสี การก่อตัวของตะกอน วิวัฒนาการของก๊าซ ความร้อนและ/หรือวิวัฒนาการของแสง
ตัวอย่างเช่น ข้อสรุปเกี่ยวกับกระบวนการของปฏิกิริยาเคมีสามารถทำได้โดยการสังเกต:
การก่อตัวของตะกอนเมื่อต้มน้ำเรียกว่าตะกรันในชีวิตประจำวัน
การสร้างความร้อนและแสงเมื่อเผาไฟ
เปลี่ยนสีของแอปเปิ้ลสดในอากาศ
การเกิดฟองแก๊สระหว่างการหมักแป้ง เป็นต้น
อนุภาคที่เล็กที่สุดของสารซึ่งแทบไม่มีการเปลี่ยนแปลงในกระบวนการของปฏิกิริยาเคมี แต่เชื่อมต่อกันในรูปแบบใหม่เท่านั้นเรียกว่าอะตอม
ความคิดของการมีอยู่ของหน่วยของสสารดังกล่าวเกิดขึ้นในกรีกโบราณในจิตใจของนักปรัชญาโบราณซึ่งจริง ๆ แล้วอธิบายที่มาของคำว่า "อะตอม" เนื่องจาก "อะตอม" แปลตามตัวอักษรจากภาษากรีกแปลว่า "แบ่งไม่ได้"
อย่างไรก็ตาม ตรงกันข้ามกับแนวคิดของนักปรัชญากรีกโบราณ อะตอมไม่ใช่สสารที่น้อยที่สุด กล่าวคือ ตัวเองมีโครงสร้างที่ซับซ้อน
แต่ละอะตอมประกอบด้วยสิ่งที่เรียกว่าอนุภาคย่อยของอะตอม - โปรตอน นิวตรอน และอิเล็กตรอน แทนด้วยสัญลักษณ์ p +, n o และ e - ตัวยกในสัญกรณ์ที่ใช้ระบุว่าโปรตอนมีประจุบวกเป็นหน่วย อิเล็กตรอนมีประจุลบเป็นหน่วย และนิวตรอนไม่มีประจุ
สำหรับโครงสร้างเชิงคุณภาพของอะตอม สำหรับอะตอมแต่ละอะตอม โปรตอนและนิวตรอนทั้งหมดจะกระจุกตัวอยู่ในนิวเคลียสที่เรียกว่า ซึ่งอิเล็กตรอนสร้างเปลือกอิเล็กตรอน
โปรตอนและนิวตรอนมีมวลเท่ากัน กล่าวคือ m p ≈ m n และมวลอิเล็กตรอนนั้นน้อยกว่ามวลของพวกมันเกือบ 2,000 เท่านั่นคือ m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000
เนื่องจากคุณสมบัติพื้นฐานของอะตอมคือความเป็นอิเล็กโตรนิวตริลิตีของมัน และประจุของอิเล็กตรอนหนึ่งตัวเท่ากับประจุของโปรตอนหนึ่งตัว จึงสรุปได้จากสิ่งนี้ว่าจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมใดๆ เท่ากับจำนวนโปรตอน
ตัวอย่างเช่น ตารางด้านล่างแสดงองค์ประกอบที่เป็นไปได้ของอะตอม:
ประเภทของอะตอมที่มีประจุนิวเคลียร์เท่ากัน กล่าวคือ มีโปรตอนจำนวนเท่ากันในนิวเคลียสเรียกว่าองค์ประกอบทางเคมี ดังนั้น จากตารางด้านบน เราสามารถสรุปได้ว่า atom1 และ atom2 เป็นขององค์ประกอบทางเคมีหนึ่ง และ atom3 และ atom4 เป็นขององค์ประกอบทางเคมีอื่น
องค์ประกอบทางเคมีแต่ละชนิดมีชื่อและสัญลักษณ์เฉพาะที่อ่านในลักษณะเฉพาะ ตัวอย่างเช่น องค์ประกอบทางเคมีที่ง่ายที่สุด ซึ่งอะตอมที่มีโปรตอนเพียงตัวเดียวในนิวเคลียส มีชื่อว่า "ไฮโดรเจน" และเขียนแทนด้วยสัญลักษณ์ "H" ซึ่งอ่านว่า "เถ้า" และองค์ประกอบทางเคมีที่มี ประจุนิวเคลียสของ +7 (เช่นประกอบด้วย 7 โปรตอน) - "ไนโตรเจน" มีสัญลักษณ์ "N" ซึ่งอ่านว่า "en"
ดังที่คุณเห็นจากตารางด้านบน อะตอมขององค์ประกอบทางเคมีหนึ่งธาตุอาจแตกต่างกันไปตามจำนวนนิวตรอนในนิวเคลียส
อะตอมที่เป็นขององค์ประกอบทางเคมีเดียวกัน แต่มีจำนวนนิวตรอนต่างกันและด้วยเหตุนี้มวลจึงเรียกว่าไอโซโทป
ตัวอย่างเช่น ไฮโดรเจนขององค์ประกอบทางเคมีมีไอโซโทปสามตัว - 1 H, 2 H และ 3 H ตัวห้อย 1, 2 และ 3 เหนือสัญลักษณ์ H หมายถึงจำนวนนิวตรอนและโปรตอนทั้งหมด เหล่านั้น. เมื่อรู้ว่าไฮโดรเจนเป็นองค์ประกอบทางเคมีที่โดดเด่นด้วยความจริงที่ว่ามีโปรตอนหนึ่งตัวในนิวเคลียสของอะตอม เราสามารถสรุปได้ว่าไม่มีนิวตรอนในไอโซโทป 1 H เลย (1-1 = 0) ใน 2 H ไอโซโทป - 1 นิวตรอน (2-1 = 1) และในไอโซโทป 3 H - สองนิวตรอน (3-1 = 2) เนื่องจากดังที่ได้กล่าวไปแล้ว นิวตรอนและโปรตอนมีมวลเท่ากัน และมวลของอิเล็กตรอนนั้นน้อยมากเมื่อเทียบกับพวกมัน ซึ่งหมายความว่าไอโซโทป 2 H นั้นหนักเกือบสองเท่าของไอโซโทป 1 H และ 3 ไอโซโทป H หนักกว่า 3 เท่า ... ในการเชื่อมต่อกับการแพร่กระจายจำนวนมากในมวลของไอโซโทปไฮโดรเจน ไอโซโทป 2 H และ 3 H ยังถูกกำหนดชื่อและสัญลักษณ์แยกจากกัน ซึ่งไม่เป็นเรื่องปกติสำหรับองค์ประกอบทางเคมีอื่นๆ อีกต่อไป ไอโซโทป 2 H ได้รับชื่อดิวเทอเรียมและได้รับสัญลักษณ์ D และไอโซโทป 3 H ได้รับการตั้งชื่อว่าทริเทียมและสัญลักษณ์ T
ถ้าเราหามวลของโปรตอนและนิวตรอนเป็นหน่วยหนึ่ง และละเลยมวลของอิเล็กตรอน อันที่จริง ดัชนีด้านซ้ายบน นอกเหนือไปจากจำนวนโปรตอนและนิวตรอนทั้งหมดในอะตอม ก็ถือได้ว่าเป็นมวลของมัน ดังนั้นดัชนีนี้จึงเรียกว่าเลขมวลและแสดงด้วยสัญลักษณ์ A อะตอมสอดคล้องกับโปรตอนและประจุของโปรตอนแต่ละตัวจะถือว่าเท่ากับ +1 จำนวนโปรตอนในนิวเคลียสเรียกว่าหมายเลขประจุ (Z) . เมื่อแสดงจำนวนนิวตรอนในอะตอมด้วยตัวอักษร N ในทางคณิตศาสตร์แล้ว ความสัมพันธ์ระหว่างเลขมวล เลขประจุ และจำนวนนิวตรอน สามารถแสดงได้ดังนี้
ตามแนวคิดสมัยใหม่ อิเล็กตรอนมีลักษณะเป็นคู่ (อนุภาคคลื่น) มีทั้งคุณสมบัติของอนุภาคและคลื่น เช่นเดียวกับอนุภาค อิเล็กตรอนมีมวลและประจุ แต่ในขณะเดียวกัน การไหลของอิเล็กตรอนก็เหมือนกับคลื่น ซึ่งมีความสามารถในการเลี้ยวเบน
เพื่ออธิบายสถานะของอิเล็กตรอนในอะตอม แนวคิดของกลศาสตร์ควอนตัมถูกนำมาใช้ ซึ่งอิเล็กตรอนไม่มีวิถีการเคลื่อนที่ที่แน่นอนและสามารถอยู่ที่จุดใดก็ได้ในอวกาศ แต่มีความน่าจะเป็นต่างกัน
บริเวณของอวกาศรอบนิวเคลียสซึ่งมีโอกาสพบอิเล็กตรอนมากที่สุดเรียกว่าวงโคจรของอะตอม
วงโคจรของอะตอมสามารถมีรูปร่าง ขนาด และทิศทางได้หลากหลาย วงโคจรของอะตอมเรียกอีกอย่างว่าเมฆอิเล็กตรอน
ในทางกราฟ หนึ่งอะตอมออร์บิทัลมักจะแสดงเป็นเซลล์สี่เหลี่ยม:
กลศาสตร์ควอนตัมมีเครื่องมือทางคณิตศาสตร์ที่ซับซ้อนมาก ดังนั้นภายในกรอบของหลักสูตรเคมีของโรงเรียน จะพิจารณาเฉพาะผลที่ตามมาของทฤษฎีกลศาสตร์ควอนตัมเท่านั้น
จากผลที่ตามมาเหล่านี้ การโคจรของอะตอมและอิเล็กตรอนใดๆ ก็ตามที่อยู่บนนั้นจะมีเลขควอนตัม 4 ตัวกำหนดลักษณะครบถ้วน
- เลขควอนตัมหลัก n กำหนดพลังงานทั้งหมดของอิเล็กตรอนในวงโคจรที่กำหนด ช่วงของค่าของเลขควอนตัมหลักคือจำนวนธรรมชาติทั้งหมดนั่นคือ n = 1,2,3,4,5 เป็นต้น
- หมายเลขควอนตัมโคจร - l - แสดงลักษณะรูปร่างของการโคจรของอะตอมและสามารถรับค่าจำนวนเต็มใด ๆ จาก 0 ถึง n-1 โดยที่ n, การเรียกคืน, เป็นจำนวนควอนตัมหลัก
ออร์บิทัลที่มี l = 0 เรียกว่า ส-ออร์บิทัล... s-Orbitals เป็นทรงกลมและไม่มีทิศทางในอวกาศ:
ออร์บิทัลที่มี l = 1 เรียกว่า พี-ออร์บิทัล... ออร์บิทัลเหล่านี้มีรูปร่างเป็นรูปแปดมิติ กล่าวคือ รูปร่างที่ได้จากการหมุนตัวเลขแปดรอบแกนสมมาตรและภายนอกคล้ายกับดัมเบลล์:
ออร์บิทัลที่มี l = 2 เรียกว่า d-ออร์บิทัลและด้วย ล. = 3 - ฉ-ออร์บิทัล... โครงสร้างของพวกเขาซับซ้อนกว่ามาก
3) หมายเลขควอนตัมแม่เหล็ก - m l - กำหนดการวางแนวเชิงพื้นที่ของการโคจรของอะตอมโดยเฉพาะและแสดงการฉายภาพของโมเมนตัมเชิงมุมของวงโคจรตามทิศทางของสนามแม่เหล็ก หมายเลขควอนตัมแม่เหล็ก m l สอดคล้องกับการวางแนวของวงโคจรที่สัมพันธ์กับทิศทางของเวกเตอร์ความแรงของสนามแม่เหล็กภายนอกและสามารถรับค่าจำนวนเต็มจาก –l ถึง + l รวมถึง 0, เช่น จำนวนค่าที่เป็นไปได้ทั้งหมดคือ (2l + 1) ตัวอย่างเช่น สำหรับ l = 0 ml = 0 (หนึ่งค่า) สำหรับ l = 1 ml = -1, 0, +1 (สามค่า) สำหรับ l = 2 ml = -2, -1, 0, + 1 , +2 (ห้าค่าของเลขควอนตัมแม่เหล็ก) เป็นต้น
ตัวอย่างเช่น p-orbitals เช่น ออร์บิทัลที่มีเลขควอนตัมโคจร l = 1 ซึ่งมีรูปร่างเป็น "สามมิติแปด" สอดคล้องกับค่าสามค่าของเลขควอนตัมแม่เหล็ก (-1, 0, +1) ซึ่งในทางกลับกันจะสอดคล้องกับ สามทิศทางตั้งฉากกันในอวกาศ
4) หมายเลขควอนตัมสปิน (หรือเพียงแค่สปิน) - m s - สามารถพิจารณาตามเงื่อนไขได้ซึ่งรับผิดชอบทิศทางการหมุนของอิเล็กตรอนในอะตอมซึ่งสามารถรับค่าได้ อิเล็กตรอนที่มีการหมุนต่างกันถูกกำหนดโดยลูกศรแนวตั้งที่ชี้ไปในทิศทางที่ต่างกัน: ↓ และ
เซตของออร์บิทัลทั้งหมดในอะตอมที่มีเลขควอนตัมหลักเหมือนกันเรียกว่าระดับพลังงานหรือเปลือกอิเล็กตรอน ระดับพลังงานใดๆ ก็ตามที่มีจำนวน n จำนวนหนึ่งประกอบด้วย n 2 ออร์บิทัล
ชุดของออร์บิทัลที่มีค่าเท่ากันของเลขควอนตัมหลักและเลขควอนตัมของออร์บิทัลเป็นระดับย่อยของพลังงาน
ระดับพลังงานแต่ละระดับ ซึ่งสอดคล้องกับเลขควอนตัมหลัก n มี n ระดับย่อย ในทางกลับกัน แต่ละระดับย่อยของพลังงานที่มีเลขควอนตัมโคจร l ประกอบด้วย (2l + 1) ออร์บิทัล ดังนั้น s-sublevel ประกอบด้วย s-orbital หนึ่งอัน p-sublevel ประกอบด้วย p-orbitals สามอัน d-sublevel ประกอบด้วย d-orbital ห้าอัน และ f-sublevel ประกอบด้วย f-orbitals เจ็ดอัน เนื่องจากดังที่ได้กล่าวไปแล้ว วงโคจรของอะตอมหนึ่งวงมักจะถูกแทนด้วยเซลล์สี่เหลี่ยมหนึ่งเซลล์ ระดับย่อย s-, p-, d- และ f-s-, p-, d- และ f-sub สามารถแสดงเป็นภาพกราฟิกได้ดังนี้:
แต่ละออร์บิทัลสอดคล้องกับชุดตัวเลขควอนตัมสามตัวที่กำหนดไว้อย่างเคร่งครัด n, l และ m l
การกระจายตัวของอิเล็กตรอนเหนือออร์บิทัลเรียกว่าโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์
การเติมออร์บิทัลของอะตอมด้วยอิเล็กตรอนเกิดขึ้นตามเงื่อนไขสามประการ:
- หลักการพลังงานขั้นต่ำ: อิเล็กตรอนเติมออร์บิทัลโดยเริ่มจากระดับย่อยพลังงานต่ำสุด ลำดับของระดับย่อยตามลำดับการเพิ่มพลังงานมีดังนี้: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
เพื่อให้ง่ายต่อการจำลำดับของการเติมข้อมูลในระดับย่อยทางอิเล็กทรอนิกส์ ภาพประกอบต่อไปนี้สะดวกมาก:
- หลักการเปาลี: แต่ละออร์บิทัลสามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว
หากมีอิเล็กตรอน 1 ตัวในวงโคจรจะเรียกว่า unpaired และถ้ามี 2 ตัวจะเรียกว่าอิเล็กตรอนคู่
- กฎของฮันด์: สถานะที่เสถียรที่สุดของอะตอมคือสภาวะที่อะตอมมีจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่ถูกจับคู่สูงสุดที่เป็นไปได้ภายในหนึ่งระดับย่อย สถานะอะตอมที่เสถียรที่สุดนี้เรียกว่าสถานะพื้น
อันที่จริงข้างต้นหมายความว่าตัวอย่างเช่นการวางตำแหน่งของอิเล็กตรอนที่ 1, 2, 3 และ 4 ในสามออร์บิทัลของ p-sublevel จะดำเนินการดังนี้:
การเติมออร์บิทัลของอะตอมจากไฮโดรเจนด้วยจำนวนประจุ 1 ถึงคริปทอน (Kr) ด้วยจำนวนประจุ 36 จะดำเนินการดังนี้:
รูปภาพของลำดับการเติมออร์บิทัลของอะตอมนี้เรียกว่าแผนภาพพลังงาน ตามไดอะแกรมอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบแต่ละรายการ คุณสามารถเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่เรียกว่า (การกำหนดค่า) ได้ ตัวอย่างเช่น องค์ประกอบที่มี 15 โปรตอน และด้วยเหตุนี้ อิเล็กตรอน 15 ตัวจึงเป็นเช่นนั้น ฟอสฟอรัส (P) จะมีแผนภาพพลังงานดังนี้
เมื่อแปลเป็นสูตรอิเล็กทรอนิกส์แล้ว อะตอมของฟอสฟอรัสจะอยู่ในรูปแบบ:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
ตัวเลขขนาดปกติทางด้านซ้ายของสัญลักษณ์ระดับย่อยแสดงจำนวนระดับพลังงาน และตัวยกทางด้านขวาของสัญลักษณ์ระดับย่อยจะระบุจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อยที่เกี่ยวข้อง
ด้านล่างนี้เป็นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของ 36 องค์ประกอบแรกของระบบธาตุของ D.I. เมนเดเลเยฟ.
| ระยะเวลา | หมายเลขสินค้า | สัญลักษณ์ | ชื่อ | สูตรอิเล็กทรอนิกส์ |
| ผม | 1 | ชม | ไฮโดรเจน | 1s 1 |
| 2 | เขา | ฮีเลียม | 1s 2 | |
| II | 3 | หลี่ | ลิเธียม | 1 วินาที 2 2 วินาที 1 วินาที |
| 4 | เป็น | เบริลเลียม | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | บี | โบรอน | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | ค | คาร์บอน | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | นู๋ | ไนโตรเจน | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | อู๋ | ออกซิเจน | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | ฟลูออรีน | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | เน่ | นีออน | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| สาม | 11 | นา | โซเดียม | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | มก | แมกนีเซียม | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | อัล | อลูมิเนียม | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | ซิ | ซิลิคอน | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | พี | ฟอสฟอรัส | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | ส | กำมะถัน | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | คลอรีน | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | อา | อาร์กอน | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | K | โพแทสเซียม | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | แคลเซียม | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | สแกนเดียม | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | ไทเทเนียม | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | วี | วานาเดียม | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | โครเมียม | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 สบน dระดับย่อย | |
| 25 | มิน | แมงกานีส | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | เฟ | เหล็ก | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | โค | โคบอลต์ | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | นิ | นิกเกิล | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | ทองแดง | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 สบน dระดับย่อย | |
| 30 | สังกะสี | สังกะสี | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | กา | แกลเลียม | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | เก | เจอร์เมเนียม | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | เนื่องจาก | สารหนู | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | เซ | ซีลีเนียม | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | โบรมีน | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | กรุ | คริปทอน | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
ดังที่ได้กล่าวไปแล้วในสถานะพื้นดินอิเล็กตรอนในออร์บิทัลของอะตอมจะถูกจัดเรียงตามหลักการของพลังงานน้อยที่สุด อย่างไรก็ตาม ในการปรากฏตัวของ p-orbitals ที่ว่างเปล่าในสถานะพื้นดินของอะตอม มักจะเป็นไปได้ที่จะถ่ายโอนอะตอมไปยังสถานะที่เรียกว่าตื่นเต้นโดยการให้พลังงานส่วนเกินแก่มัน ตัวอย่างเช่น อะตอมโบรอนในสถานะพื้นดินมีโครงร่างอิเล็กทรอนิกส์และไดอะแกรมพลังงานในรูปแบบต่อไปนี้:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
และอยู่ในสถานะตื่นเต้น (*) เช่น เมื่อพลังงานบางส่วนถูกส่งไปยังอะตอมโบรอน โครงแบบอิเล็กทรอนิกส์และแผนภาพพลังงานจะมีลักษณะดังนี้:
5 B * = 1s 2 2s 1 2p 2
องค์ประกอบทางเคมีแบ่งออกเป็น s, p, d หรือ f ขึ้นอยู่กับระดับย่อยในอะตอม
การหา s, p, d และ f-elements ใน D.I. เมนเดเลเยฟ:
- องค์ประกอบ s มี s-sublevel สุดท้ายที่จะเติม องค์ประกอบเหล่านี้รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลัก (ทางด้านซ้ายในเซลล์ของตาราง) ของกลุ่ม I และ II
- สำหรับองค์ประกอบ p ระดับย่อย p จะถูกเติม องค์ประกอบ p ประกอบด้วยองค์ประกอบหกประการสุดท้ายของแต่ละช่วงเวลา ยกเว้นองค์ประกอบที่หนึ่งและเจ็ด เช่นเดียวกับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม III-VIII
- d-elements อยู่ระหว่าง s - และ p-elements ในช่วงเวลาขนาดใหญ่
- องค์ประกอบ f เรียกว่าแลนทาไนด์และแอคติไนด์ พวกเขาถูกนำลงมาที่ด้านล่างของโต๊ะโดย D.I. เมนเดเลเยฟ.
เมื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุจะมีการระบุระดับพลังงาน (ค่าของเลขควอนตัมหลัก นในรูปแบบของตัวเลข - 1, 2, 3, ฯลฯ ), ระดับย่อยของพลังงาน (ค่าของจำนวนควอนตัมวงโคจร lในรูปแบบของตัวอักษร - ส, พี, d, ฉ) และหมายเลขด้านบนระบุจำนวนอิเล็กตรอนที่ระดับย่อยนี้
องค์ประกอบแรกในตาราง D.I. Mendeleev เป็นไฮโดรเจน ดังนั้นประจุของนิวเคลียสของอะตอม นู๋เท่ากับ 1 ในอะตอมมีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียวต่อ ส-ระดับย่อยหนึ่ง ดังนั้นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมไฮโดรเจนคือ:
องค์ประกอบที่สองคือฮีเลียมมีอิเล็กตรอนสองตัวในอะตอมดังนั้นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมฮีเลียมคือ 2 ไม่ 1ส 2. ช่วงแรกมีเพียงสององค์ประกอบ เนื่องจากระดับพลังงานแรกจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ซึ่งจะมีอิเล็กตรอนได้เพียง 2 ตัวเท่านั้น
องค์ประกอบที่สามตามลำดับ - ลิเธียม - อยู่ในช่วงที่สองแล้ว ดังนั้นระดับพลังงานที่สองจึงเริ่มเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน การเติมระดับที่สองด้วยอิเล็กตรอนเริ่มต้นจาก ส-ระดับย่อย ดังนั้นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมลิเธียมคือ 3 หลี่ 1ส 2 2สหนึ่ง . ในอะตอมเบริลเลียมการเติมอิเล็กตรอนเสร็จสมบูรณ์ ส- ระดับย่อย: 4 Ve 1ส 2 2ส 2 .
ในองค์ประกอบที่ตามมาของช่วงที่ 2 ระดับพลังงานที่สองยังคงเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน แต่ตอนนี้เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนเท่านั้น R- ระดับย่อย: 5 วี 1ส 2 2ส 2 2R 1 ; 6 กับ 1ส 2 2ส 2 2R 2 … 10 เน่ 1ส 2 2ส 2 2R 6 .
อะตอมนีออนเติมเต็มด้วยอิเล็กตรอน R-sublevel องค์ประกอบนี้สิ้นสุดช่วงที่สองมีอิเล็กตรอนอยู่แปดตัวตั้งแต่ on ส- และ R-sublevels สามารถมีได้เพียงแปดอิเล็กตรอน
องค์ประกอบของช่วงที่ 3 มีลำดับที่คล้ายกันในการเติมพลังงานระดับย่อยของระดับที่สามด้วยอิเล็กตรอน สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบบางอย่างในยุคนี้มีดังนี้:
11 นา 1ส 2 2ส 2 2R 6 3ส 1 ; 12 มก 1ส 2 2ส 2 2R 6 3ส 2 ; 13 อัล 1ส 2 2ส 2 2R 6 3ส 2 3พี 1 ;
14 ซิ 1ส 2 2ส 2 2R 6 3ส 2 3พี 2 ;…; 18 อา 1ส 2 2ส 2 2R 6 3ส 2 3พี 6 .
ช่วงที่สามเช่นเดียวกับช่วงที่สองจบลงด้วยองค์ประกอบ (อาร์กอน) ซึ่งเติมอิเล็กตรอนให้สมบูรณ์ R- ระดับย่อย แม้ว่าระดับที่สามจะมีสามระดับย่อย ( ส, R, d). ตามคำสั่งข้างต้นของการเติมระดับย่อยของพลังงานตามกฎของ Klechkovsky พลังงานของระดับย่อย 3 dพลังงานมากขึ้นของระดับย่อย4 สดังนั้นอะตอมโพแทสเซียมที่อยู่ถัดจากอาร์กอนและอะตอมแคลเซียมที่อยู่ด้านหลังจึงเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน 3 ส– ระดับย่อยของระดับที่สี่:
19 ถึง 1ส 2 2ส 2 2R 6 3ส 2 3พี 6 4ส 1 ; 20 Ca 1ส 2 2ส 2 2R 6 3ส 2 3พี 6 4ส 2 .
เริ่มจากธาตุที่ 21 - สแกนเดียม ในอะตอมของธาตุ ระดับย่อย 3 เริ่มเติมอิเล็กตรอน d... สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบเหล่านี้คือ:
21 Sc 1ส 2 2ส 2 2R 6 3ส 2 3พี 6 4ส 2 3d 1 ; 22 Ti 1ส 2 2ส 2 2R 6 3ส 2 3พี 6 4ส 2 3d 2 .
ในอะตอมของธาตุที่ 24 (โครเมียม) และธาตุที่ 29 (ทองแดง) มีปรากฏการณ์ที่เรียกว่า "สลิป" หรือ "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอน: อิเล็กตรอนจากภายนอก 4 ส- ระดับย่อย "ผ่าน" 3 d– ระดับย่อย เติมให้สมบูรณ์ครึ่งหนึ่ง (สำหรับโครเมียม) หรือทั้งหมด (สำหรับทองแดง) ซึ่งช่วยให้อะตอมมีเสถียรภาพมากขึ้น:
24 Cr 1ส 2 2ส 2 2R 6 3ส 2 3พี 6 4ส 1 3d 5 (แทน ... 4 ส 2 3d 4) และ
29 Cu 1ส 2 2ส 2 2R 6 3ส 2 3พี 6 4ส 1 3d 10 (แทน ... 4 ส 2 3d 9).
เริ่มจากธาตุที่ 31 - แกลเลียม เติมอิเล็กตรอนระดับ 4 ต่อไป ตอนนี้ - R– ระดับย่อย:
31 กา 1ส 2 2ส 2 2R 6 3ส 2 3พี 6 4ส 2 3d 10 4พี 1 …; 36 กรุ 1ส 2 2ส 2 2R 6 3ส 2 3พี 6 4ส 2 3d 10 4พี 6 .
องค์ประกอบนี้สิ้นสุดช่วงที่สี่ ซึ่งรวมถึง 18 องค์ประกอบแล้ว
ลำดับที่คล้ายกันในการเติมระดับย่อยของพลังงานด้วยอิเล็กตรอนเกิดขึ้นในอะตอมขององค์ประกอบในช่วงที่ 5 สองตัวแรก (รูบิเดียมและสตรอนเทียม) เต็มไปด้วย ส- ระดับย่อยที่ 5 อีกสิบองค์ประกอบถัดไป (จากอิตเทรียมถึงแคดเมียม) จะถูกเติม d- ระดับย่อยของระดับที่ 4; ระยะเวลาเสร็จสมบูรณ์โดยหกองค์ประกอบ (จากอินเดียมถึงซีนอน) ซึ่งอะตอมจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน R- ระดับย่อยของระดับภายนอก ระดับที่ห้า นอกจากนี้ยังมี 18 องค์ประกอบในช่วงเวลา
สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่หก ลำดับการบรรจุนี้ถูกละเมิด ในตอนต้นของคาบตามปกติจะมีธาตุอยู่ 2 ธาตุ คือ อะตอมที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ส- ระดับย่อยของระดับภายนอกที่หก ธาตุต่อไปคือแลนทานัมเริ่มเติมอิเล็กตรอน d–ระดับย่อยของระดับก่อนหน้า เช่น 5 d... เป็นการเติมอิเลคตรอน 5 . ให้สมบูรณ์ d- ระดับย่อยหยุดลงและองค์ประกอบ 14 ถัดไป - จากซีเรียมถึงลูทีเซียม - เริ่มเติม ฉ-Sublayer ของระดับที่ 4 องค์ประกอบเหล่านี้ทั้งหมดรวมอยู่ในเซลล์เดียวของตาราง และด้านล่างเป็นชุดขององค์ประกอบเหล่านี้เพิ่มเติม ซึ่งเรียกว่าแลนทาไนด์
เริ่มจากธาตุที่ 72 - แฮฟเนียม - ถึงธาตุที่ 80 - ปรอท เติมอิเล็กตรอนต่อไป 5 d- ระดับย่อยและระยะเวลาสิ้นสุดลงตามปกติโดยมีองค์ประกอบหกประการ (จากแทลเลียมถึงเรดอน) ซึ่งอะตอมจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน R- ระดับย่อยของระดับภายนอกที่หก ซึ่งเป็นช่วงที่ใหญ่ที่สุดมี 32 องค์ประกอบ
ในอะตอมของธาตุที่เจ็ด ไม่สมบูรณ์ ระยะเวลา ลำดับการเติมระดับย่อยเดียวกันจะเห็นได้ดังที่อธิบายไว้ข้างต้น เราปล่อยให้นักเรียนเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบในช่วงที่ 5-7 โดยคำนึงถึงสิ่งที่กล่าวมาทั้งหมด
บันทึก:ในตำราเรียนบางเล่ม อนุญาตให้เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุที่แตกต่างกันได้: ไม่ใช่ตามลำดับการเติม แต่ให้สอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานที่ระบุในตาราง ตัวอย่างเช่น สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของสารหนูสามารถเป็น: As 1ส 2 2ส 2 2R 6 3ส 2 3พี 6 3d 10 4ส 2 4พี 3 .
โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมของธาตุในสี่ช่วงแรก: $ s- $, $ p- $ และ $ d- $ องค์ประกอบ การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม สภาพพื้นดินและความตื่นเต้นของอะตอม
แนวคิดของอะตอมเกิดขึ้นในโลกยุคโบราณเพื่อกำหนดอนุภาคของสสาร แปลจากภาษากรีก atom แปลว่า "แบ่งแยกไม่ได้"
อิเล็กตรอน
นักฟิสิกส์ชาวไอริช Stoney บนพื้นฐานของการทดลองได้ข้อสรุปว่ากระแสไฟฟ้าถูกนำพาโดยอนุภาคที่เล็กที่สุดที่มีอยู่ในอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีทั้งหมด ในปี 1891 Stoney แนะนำให้เรียกอนุภาคเหล่านี้ อิเล็กตรอนซึ่งในภาษากรีกหมายถึง "อำพัน"
ไม่กี่ปีหลังจากที่อิเล็กตรอนได้ชื่อมา นักฟิสิกส์ชาวอังกฤษ โจเซฟ ทอมสัน และนักฟิสิกส์ชาวฝรั่งเศส ฌอง แปร์ริน ได้พิสูจน์ว่าอิเล็กตรอนมีประจุลบ นี่คือประจุลบที่เล็กที่สุด ซึ่งในวิชาเคมีถือเป็นหน่วยของ $ (- 1) $ ทอมสันยังสามารถกำหนดความเร็วของการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนได้ (เท่ากับความเร็วแสง - $ 300,000 km / s) และมวลของอิเล็กตรอน (น้อยกว่ามวลของอะตอมไฮโดรเจน $ 1836 $ เท่า) .
Thomson และ Perrin เชื่อมต่อขั้วของแหล่งพลังงานกับแผ่นโลหะสองแผ่น - แคโทดและแอโนดที่บัดกรีในหลอดแก้วซึ่งอากาศถูกอพยพ เมื่อแรงดันไฟฟ้าประมาณ 10,000 โวลต์ถูกนำไปใช้กับเพลตอิเล็กโทรด การปล่อยแสงจะวาบในหลอดและอนุภาคก็บินจากขั้วลบ (ขั้วลบ) ไปยังขั้วบวก (ขั้วบวก) ซึ่งนักวิทยาศาสตร์เรียกว่า รังสีแคโทดแล้วพวกเขาก็พบว่ามันเป็นกระแสของอิเล็กตรอน อิเล็กตรอนที่ชนกับสารพิเศษ เช่น บนหน้าจอทีวี ทำให้เกิดประกายไฟ
สรุปได้ว่าอิเล็กตรอนถูกขับออกจากอะตอมของวัสดุที่ใช้แคโทด
สามารถรับอิเล็กตรอนอิสระหรือฟลักซ์ของอิเล็กตรอนด้วยวิธีอื่นได้ เช่น โดยการให้ความร้อนแก่ลวดโลหะหรือโดยแสงตกกระทบบนโลหะที่เกิดจากองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลัก I ของกลุ่ม I ของตารางธาตุ (เช่น ซีเซียม)
สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอม
สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอมเป็นที่เข้าใจกันว่าเป็นชุดของข้อมูลเกี่ยวกับ พลังงานอิเล็กตรอนบางตัวใน ช่องว่างที่มันตั้งอยู่ เรารู้อยู่แล้วว่าอิเล็กตรอนในอะตอมไม่มีวิถีการเคลื่อนที่ กล่าวคือ คุยกันได้เท่านั้น ความน่าจะเป็นพบในอวกาศรอบนิวเคลียส มันสามารถตั้งอยู่ในส่วนใดก็ได้ของพื้นที่นี้รอบ ๆ นิวเคลียส และจำนวนรวมของตำแหน่งต่าง ๆ ของมันถือเป็นเมฆอิเล็กตรอนที่มีประจุลบหนาแน่น เปรียบเสมือนสิ่งนี้สามารถจินตนาการได้ดังนี้: หากเป็นไปได้ หลังจากผ่านไปร้อยหรือล้านวินาที ในการถ่ายภาพตำแหน่งของอิเล็กตรอนในอะตอม เช่นเดียวกับในภาพถ่ายที่เสร็จสิ้น อิเล็กตรอนในภาพถ่ายดังกล่าวจะถูกแสดงเป็น จุด. ภาพถ่ายดังกล่าวที่ทับซ้อนกันนับไม่ถ้วนจะส่งผลให้ภาพเมฆอิเล็กตรอนมีความหนาแน่นสูงสุดซึ่งมีจุดเหล่านี้ส่วนใหญ่
รูปแสดง "การตัด" ของความหนาแน่นของอิเล็กตรอนดังกล่าวในอะตอมไฮโดรเจนที่ผ่านนิวเคลียส และเส้นประกำหนดทรงกลม ซึ่งภายในความน่าจะเป็นที่จะตรวจพบอิเล็กตรอนคือ 90% ดอลลาร์ รูปร่างที่ใกล้กับนิวเคลียสมากที่สุดครอบคลุมพื้นที่ซึ่งความน่าจะเป็นในการตรวจจับอิเล็กตรอนคือ $ 10% $ ความน่าจะเป็นที่จะตรวจจับอิเล็กตรอนภายในรูปร่างที่สองจากแกนกลางคือ $ 20% $ ภายในที่สาม - $ ≈ 30% $ เป็นต้น มีความไม่แน่นอนบางอย่างในสถานะของอิเล็กตรอน เพื่ออธิบายลักษณะพิเศษนี้ นักฟิสิกส์ชาวเยอรมัน W. Heisenberg ได้แนะนำแนวคิดของ หลักความไม่แน่นอน, เช่น. แสดงให้เห็นว่าเป็นไปไม่ได้ที่จะระบุพลังงานและตำแหน่งของอิเล็กตรอนได้อย่างแม่นยำและพร้อมกัน ยิ่งกำหนดพลังงานของอิเล็กตรอนได้แม่นยำมากเท่าใด ตำแหน่งของอิเล็กตรอนก็จะยิ่งไม่แน่นอน และในทางกลับกัน เมื่อกำหนดตำแหน่งแล้ว จะไม่สามารถระบุพลังงานของอิเล็กตรอนได้ พื้นที่ของความน่าจะเป็นในการตรวจจับอิเล็กตรอนไม่มีขอบเขตที่ชัดเจน อย่างไรก็ตาม เป็นไปได้ที่จะระบุช่องว่างที่มีความน่าจะเป็นสูงสุดในการค้นหาอิเล็กตรอน
ที่ว่างรอบนิวเคลียสของอะตอมซึ่งพบอิเล็กตรอนมากที่สุดเรียกว่าออร์บิทัล
ประกอบด้วยเมฆอิเล็กตรอนประมาณ 90% $ ซึ่งหมายความว่าประมาณ 90% $ ของเวลาที่อิเล็กตรอนอยู่ในพื้นที่ส่วนนี้ ตามรูปร่าง ออร์บิทัลที่รู้จักในปัจจุบันมีอยู่ 4 ดอลลาร์สหรัฐฯ ซึ่งเขียนแทนด้วยตัวอักษรละติน $ s, p, d $ และ $ f $ การแสดงกราฟิกของออร์บิทัลอิเล็กตรอนบางรูปแบบแสดงในรูปภาพ
ลักษณะที่สำคัญที่สุดของการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนในวงโคจรที่แน่นอนคือพลังงานของพันธะกับนิวเคลียส อิเล็คตรอนที่มีพลังงานใกล้ตัวเกิดเป็นอิเล็กตรอนตัวเดียว ชั้นอิเล็กทรอนิกส์, หรือ ระดับพลังงาน... ระดับพลังงานมีหมายเลขเริ่มต้นจากแกนหลัก: $ 1, 2, 3, 4, 5, 6 $ และ $ 7 $
จำนวนเต็ม $ n $ ที่แสดงถึงจำนวนของระดับพลังงานเรียกว่าเลขควอนตัมหลัก
มันแสดงลักษณะพลังงานของอิเล็กตรอนที่มีระดับพลังงานที่กำหนด พลังงานต่ำสุดถูกครอบครองโดยอิเล็กตรอนระดับพลังงานแรกซึ่งอยู่ใกล้กับนิวเคลียสมากที่สุด เมื่อเทียบกับอิเล็กตรอนในระดับที่หนึ่ง อิเล็กตรอนในระดับต่อมาจะมีพลังงานสะสมจำนวนมาก ดังนั้นอิเล็กตรอนในระดับชั้นนอกจึงจับกับนิวเคลียสของอะตอมอย่างแน่นหนาน้อยที่สุด
จำนวนระดับพลังงาน (ชั้นอิเล็กทรอนิกส์) ในอะตอมเท่ากับจำนวนคาบในระบบของ DI Mendeleev ซึ่งเป็นองค์ประกอบทางเคมี: อะตอมขององค์ประกอบของช่วงแรกมีหนึ่งระดับพลังงาน ช่วงที่สอง - สอง; ช่วงที่เจ็ดคือเจ็ด
จำนวนอิเล็กตรอนที่มากที่สุดในระดับพลังงานถูกกำหนดโดยสูตร:
โดยที่ $ N $ คือจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุด $ n $ - หมายเลขระดับหรือหมายเลขควอนตัมหลัก ดังนั้นที่ระดับพลังงานแรกที่ใกล้กับนิวเคลียสมากที่สุดจะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว ในวินาที - ไม่เกิน $ 8 $; ในวันที่สาม - ไม่เกิน $ 18 $; ในวันที่สี่ - ไม่เกิน $ 32 และในทางกลับกัน ระดับพลังงาน (ชั้นอิเล็กตรอน) ถูกจัดเรียงอย่างไร?
เริ่มต้นจากระดับพลังงานที่สอง $ (n = 2) $ แต่ละระดับจะถูกแบ่งออกเป็นระดับย่อย (sublayers) ที่แตกต่างกันเล็กน้อยในพลังงานที่จับกับนิวเคลียส
จำนวนระดับย่อยเท่ากับค่าของเลขควอนตัมหลัก:ระดับพลังงานแรกมีหนึ่งระดับย่อย ที่สอง - สอง; ที่สาม - สาม; ที่สี่คือสี่ ในทางกลับกัน ระดับย่อยจะถูกสร้างขึ้นโดยออร์บิทัล
แต่ละค่าของ $ n $ สอดคล้องกับจำนวนของออร์บิทัลที่เท่ากับ $ n ^ 2 $ จากข้อมูลที่นำเสนอในตาราง เป็นไปได้ที่จะติดตามความสัมพันธ์ของเลขควอนตัมหลัก $ n $ กับจำนวนระดับย่อย ประเภทและจำนวนของออร์บิทัล และจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดที่ระดับย่อยและระดับ
เลขควอนตัมหลัก ชนิดและจำนวนออร์บิทัล จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดที่ระดับย่อยและระดับ
| ระดับพลังงาน $ (n) $ | จำนวนระดับย่อยเท่ากับ $ n $ | ประเภทวงโคจร | ออร์บิทัล | จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุด | ||
| ในระดับย่อย | ในระดับเท่ากับ $ n ^ 2 $ | ในระดับย่อย | ในระดับเท่ากับ $ n ^ 2 $ | |||
| $ K (n = 1) $ | $1$ | $ 1s $ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $ L (n = 2) $ | $2$ | $ 2s $ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $ 2p $ | $3$ | $6$ | ||||
| $ M (n = 3) $ | $3$ | $ 3s $ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $ 3p $ | $3$ | $6$ | ||||
| $ 3d $ | $5$ | $10$ | ||||
| $ N (n = 4) $ | $4$ | $ 4s $ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $ 4p $ | $3$ | $6$ | ||||
| $ 4d $ | $5$ | $10$ | ||||
| $ 4f $ | $7$ | $14$ | ||||
ระดับย่อยมักจะแสดงด้วยตัวอักษรละติน เช่นเดียวกับรูปร่างของออร์บิทัลที่ประกอบด้วย: $ s, p, d, f $ ดังนั้น:
- $ s $ -sublevel - อันแรกใกล้กับนิวเคลียสอะตอมมากที่สุดระดับย่อยของแต่ละระดับพลังงานประกอบด้วยหนึ่ง $ s $ -orbital;
- $ p $ -sublevel - ระดับย่อยที่สองของแต่ละระดับยกเว้นระดับพลังงานแรกประกอบด้วยสาม $ p $ -orbitals;
- $ d $ -sublayer - ระดับย่อยที่สามของแต่ละ, เริ่มจากระดับที่สาม, ระดับพลังงาน, ประกอบด้วยห้า $ d $ -orbitals;
- $ f $ -sublayer ของแต่ละตัว, เริ่มจากระดับที่สี่, พลังงาน, ประกอบด้วยเจ็ด $ f $ -orbitals
นิวเคลียสของอะตอม
แต่อิเล็กตรอนไม่ใช่องค์ประกอบเดียวของอะตอม นักฟิสิกส์ อองรี เบคเคอเรล ค้นพบว่าแร่ธาตุธรรมชาติที่มีเกลือยูเรเนียมยังปล่อยรังสีที่ไม่รู้จักออกมา ทำให้ฟิล์มภาพถ่ายที่ส่องสว่างซึ่งซ่อนจากแสง ปรากฏการณ์นี้มีชื่อว่า กัมมันตภาพรังสี.
รังสีกัมมันตภาพรังสีมีสามประเภท:
- $ α $ -รังสีซึ่งประกอบด้วย $ α $ -อนุภาคที่มีประจุ $ 2 $ คูณด้วยประจุของอิเล็กตรอน แต่มีเครื่องหมายบวกและมวล $ 4 $ คูณมวลของอะตอมไฮโดรเจน
- $ β $ -รังสีแสดงถึงการไหลของอิเล็กตรอน
- $ γ $ -รังสีเป็นคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าที่มีมวลเล็กน้อยซึ่งไม่มีประจุไฟฟ้า
ดังนั้นอะตอมจึงมีโครงสร้างที่ซับซ้อน - ประกอบด้วยนิวเคลียสและอิเล็กตรอนที่มีประจุบวก
อะตอมทำงานอย่างไร?
ในปี 1910 ที่เมืองเคมบริดจ์ ใกล้กับลอนดอน เออร์เนสต์ รัทเธอร์ฟอร์ดกับนักเรียนและเพื่อนร่วมงานของเขาได้ศึกษาการกระเจิงของอนุภาค $ α $ ที่ผ่านแผ่นฟอยล์สีทองบางๆ และตกลงมาบนหน้าจอ อนุภาคอัลฟ่ามักจะเบี่ยงเบนไปจากทิศทางเดิมเพียงระดับเดียว ซึ่งยืนยันถึงความสม่ำเสมอที่ดูเหมือนและความสม่ำเสมอของคุณสมบัติของอะตอมทองคำ และทันใดนั้น นักวิจัยสังเกตเห็นว่าอนุภาค $ α $ -บางตัวเปลี่ยนทิศทางของเส้นทางไปอย่างกะทันหัน ราวกับว่าชนเข้ากับสิ่งกีดขวางบางอย่าง
การวางหน้าจอไว้ที่ด้านหน้าของฟอยล์ รัทเธอร์ฟอร์ดสามารถตรวจจับแม้กระทั่งกรณีที่หายากเหล่านั้นเมื่ออนุภาค $ α $ ซึ่งสะท้อนจากอะตอมทองคำ บินไปในทิศทางตรงกันข้าม
การคำนวณแสดงให้เห็นว่าปรากฏการณ์ที่สังเกตได้อาจเกิดขึ้นได้หากมวลทั้งหมดของอะตอมและประจุบวกทั้งหมดรวมตัวกันในนิวเคลียสกลางขนาดเล็ก รัศมีของนิวเคลียสตามที่ปรากฎนั้นน้อยกว่ารัศมีของอะตอมทั้งหมด 100,000 เท่าซึ่งเป็นบริเวณที่มีอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ หากเราใช้การเปรียบเทียบเชิงเปรียบเทียบ ปริมาตรทั้งหมดของอะตอมก็สามารถเปรียบได้กับสนามกีฬาในลุจนิกิ และนิวเคลียส - กับลูกฟุตบอลที่อยู่ตรงกลางสนาม
อะตอมขององค์ประกอบทางเคมีใด ๆ เทียบได้กับระบบสุริยะขนาดเล็ก ดังนั้นแบบจำลองอะตอมนี้ซึ่งเสนอโดยรัทเทอร์ฟอร์ดจึงเรียกว่าดาวเคราะห์
โปรตอนและนิวตรอน
ปรากฎว่านิวเคลียสอะตอมขนาดเล็กซึ่งมวลทั้งหมดของอะตอมกระจุกตัวอยู่ ประกอบด้วยอนุภาคสองประเภท - โปรตอนและนิวตรอน
โปรตอนมีประจุเท่ากับประจุของอิเล็กตรอน แต่อยู่ตรงข้ามกับเครื่องหมาย $ (+ 1) $ และมีมวลเท่ากับมวลของอะตอมไฮโดรเจน (ถือเป็นหน่วยทางเคมี) โปรตอนแสดงด้วยเครื่องหมาย $ ↙ (1) ↖ (1) p $ (หรือ $ p + $) นิวตรอนไม่มีประจุ พวกมันเป็นกลางและมีมวลเท่ากับโปรตอน กล่าวคือ $ 1 $. นิวตรอนแสดงด้วยเครื่องหมาย $ ↙ (0) ↖ (1) n $ (หรือ $ n ^ 0 $)
โปรตอนและนิวตรอนรวมกันเรียกว่า นิวคลีออน(จาก ลท. นิวเคลียส- แกน)
ผลรวมของจำนวนโปรตอนและนิวตรอนในอะตอมเรียกว่า จำนวนมาก... ตัวอย่างเช่น เลขมวลของอะตอมอะลูมิเนียม:
เนื่องจากมวลของอิเล็กตรอนซึ่งเล็กน้อยมากสามารถละเลยได้ เป็นที่แน่ชัดว่ามวลทั้งหมดของอะตอมกระจุกตัวอยู่ในนิวเคลียส อิเล็กตรอนจะแสดงดังนี้: $ e↖ (-) $
เนื่องจากอะตอมมีความเป็นกลางทางไฟฟ้า จึงเห็นได้ชัดเจนว่า ว่าจำนวนโปรตอนและอิเล็กตรอนในอะตอมเท่ากัน เท่ากับเลขลำดับของธาตุเคมีกำหนดไว้ในตารางธาตุ ตัวอย่างเช่น นิวเคลียสของอะตอมเหล็กประกอบด้วยโปรตอน 26 ดอลลาร์ และอิเล็กตรอน 26 ดอลลาร์ โคจรรอบนิวเคลียส จะกำหนดจำนวนนิวตรอนได้อย่างไร?
อย่างที่คุณทราบ มวลของอะตอมประกอบด้วยมวลของโปรตอนและนิวตรอน การรู้เลขลำดับขององค์ประกอบ $ (Z) $ เช่น จำนวนโปรตอนและเลขมวล $ (A) $ เท่ากับผลรวมของจำนวนโปรตอนและนิวตรอน คุณสามารถหาจำนวนนิวตรอน $ (N) $ ได้จากสูตร:
ตัวอย่างเช่น จำนวนนิวตรอนในอะตอมของเหล็กคือ:
$56 – 26 = 30$.
ตารางแสดงลักษณะสำคัญของอนุภาคมูลฐาน
ลักษณะพื้นฐานของอนุภาคมูลฐาน
ไอโซโทป
อะตอมที่หลากหลายของธาตุเดียวกันซึ่งมีประจุนิวเคลียร์เท่ากัน แต่มีเลขมวลต่างกันเรียกว่าไอโซโทป
คำ ไอโซโทปประกอบด้วยคำภาษากรีกสองคำ: isos- เหมือนกันและ ท็อปโพส- place หมายถึง "ครอบครองหนึ่งแห่ง" (เซลล์) ในตารางธาตุของธาตุ
องค์ประกอบทางเคมีที่เกิดขึ้นตามธรรมชาติเป็นส่วนผสมของไอโซโทป ดังนั้น คาร์บอนจึงมีไอโซโทปสามตัวที่มีมวล $ 12, 13, 14 $; ออกซิเจน - ไอโซโทปสามตัวที่มีมวล $ 16, 17, 18 $ เป็นต้น
โดยปกติในตารางธาตุมวลอะตอมสัมพัทธ์ขององค์ประกอบทางเคมีคือค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของส่วนผสมตามธรรมชาติของไอโซโทปของธาตุนี้โดยคำนึงถึงเนื้อหาสัมพัทธ์ในธรรมชาติดังนั้นค่าของอะตอม มวลมักเป็นเศษส่วน ตัวอย่างเช่น อะตอมของคลอรีนธรรมชาติเป็นส่วนผสมของไอโซโทปสองชนิด - $ 35 $ ($ 75% ในธรรมชาติ) และ $ 37 $ ($ 25% $ ของพวกเขา); ดังนั้นมวลอะตอมสัมพัทธ์ของคลอรีนจึงอยู่ที่ 35.5 ดอลลาร์ ไอโซโทปของคลอรีนเขียนดังนี้:
$ ↖ (35) ↙ (17) (Cl) $ และ $ ↖ (37) ↙ (17) (Cl) $
คุณสมบัติทางเคมีของไอโซโทปคลอรีนนั้นเหมือนกันทุกประการ เช่นเดียวกับไอโซโทปขององค์ประกอบทางเคมีส่วนใหญ่ เช่น โพแทสเซียม อาร์กอน:
$ ↖ (39) ↙ (19) (K) $ และ $ ↖ (40) ↙ (19) (K) $, $ ↖ (39) ↙ (18) (Ar) $ และ $ ↖ (40) ↙ (18) ) (อ) $
อย่างไรก็ตาม ไอโซโทปไฮโดรเจนมีคุณสมบัติแตกต่างกันอย่างมากเนื่องจากการเพิ่มขึ้นอย่างรวดเร็วของมวลอะตอมสัมพัทธ์ของพวกมัน พวกเขายังถูกกำหนดชื่อบุคคลและสัญลักษณ์ทางเคมี: protium - $ ↖ (1) ↙ (1) (H) $; ดิวเทอเรียม - $ ↖ (2) ↙ (1) (H) $ หรือ $ ↖ (2) ↙ (1) (D) $; ทริเทียม - $ ↖ (3) ↙ (1) (H) $ หรือ $ ↖ (3) ↙ (1) (T) $
ตอนนี้คุณสามารถให้คำจำกัดความที่ทันสมัย เข้มงวดยิ่งขึ้นและเป็นวิทยาศาสตร์ขององค์ประกอบทางเคมีได้แล้ว
องค์ประกอบทางเคมีคือกลุ่มของอะตอมที่มีประจุนิวเคลียร์เท่ากัน
โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมของธาตุในสี่ช่วงแรก
ให้เราพิจารณาการแสดงการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบตามช่วงเวลาของระบบ D.I. Mendeleev
องค์ประกอบของช่วงแรก
แผนภาพโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนเหนือชั้นอิเล็กทรอนิกส์ (ระดับพลังงาน)
สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายของอิเล็กตรอนเหนือระดับพลังงานและต่ำกว่าระดับ
สูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิกของอะตอมแสดงการกระจายของอิเล็กตรอน ไม่เพียงแต่เหนือระดับและต่ำกว่าระดับเท่านั้น แต่ยังแสดงเหนือออร์บิทัลด้วย
ในอะตอมของฮีเลียม ชั้นอิเล็กตรอนแรกจะเสร็จสมบูรณ์ - มีอิเล็กตรอน 2 ดอลลาร์อยู่ในนั้น
ไฮโดรเจนและฮีเลียมเป็นองค์ประกอบ $ s $ - วงโคจรของ $ s $ - ของอะตอมเหล่านี้เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน
องค์ประกอบของช่วงที่สอง
สำหรับองค์ประกอบทั้งหมดของช่วงที่สอง ชั้นอิเล็กตรอนแรกจะเต็ม และอิเล็กตรอนเติม $ s- $ และ $ p $ -ออร์บิทัลของชั้นอิเล็กตรอนที่สองตามหลักการของพลังงานน้อยที่สุด ($ s $ แรกแล้วตามด้วย $ p $) และกฎของ Pauli และ Hund
ในอะตอมนีออน ชั้นอิเล็กตรอนที่สองเสร็จสมบูรณ์ - มีอิเล็กตรอน $ 8 $ อยู่ในนั้น
องค์ประกอบของยุคที่สาม
สำหรับอะตอมของธาตุในช่วงที่สาม ชั้นอิเล็กตรอนที่หนึ่งและชั้นที่สองจะเสร็จสมบูรณ์ ดังนั้นชั้นอิเล็กตรอนที่สามจึงเต็ม ซึ่งอิเล็กตรอนสามารถครอบครองระดับย่อย 3s, 3p และ 3d ได้
โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมของธาตุในช่วงที่สาม
วงโคจรอิเล็กทรอนิกส์ $ 3.5 $ - กำลังจะเสร็จสิ้นที่อะตอมแมกนีเซียม $ Na $ และ $ Mg $ เป็นองค์ประกอบ $ s $ -
ในอะลูมิเนียมและองค์ประกอบที่ตามมา ระดับย่อย $ 3d $ จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน
| $ ↙ (18) (Ar) $ Argon |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) s ^ 2 (3) p ^ 6 $ |  |
ในอะตอมของอาร์กอนบนชั้นนอก (ชั้นอิเล็กตรอนที่สาม) มีอิเล็กตรอน $ 8 $ เมื่อชั้นนอกเสร็จสมบูรณ์ แต่ในชั้นอิเล็กตรอนที่สามทั้งหมด ดังที่คุณทราบแล้ว อาจมีอิเล็กตรอน 18 ตัว ซึ่งหมายความว่าองค์ประกอบของคาบที่สามยังคงไม่เติมออร์บิทัล $ 3d $
องค์ประกอบทั้งหมดตั้งแต่ $ Al $ ถึง $ Ar $ - $ p $ -องค์ประกอบ
$ s- $ และ $ p $ -องค์ประกอบรูปร่าง กลุ่มย่อยหลักในตารางธาตุ
องค์ประกอบของยุคที่สี่
ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ปรากฏขึ้นสำหรับอะตอมโพแทสเซียมและแคลเซียม และเติม $ 4s $ -sublevel ตั้งแต่ มันมีพลังงานน้อยกว่าระดับย่อย $ 3d $ เพื่อลดความซับซ้อนของสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิกของอะตอมขององค์ประกอบในช่วงที่สี่:
- ลองกำหนดสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิกของอาร์กอนดังนี้: $ Ar $;
- เราจะไม่พรรณนาถึงระดับย่อยที่ไม่ได้เติมในอะตอมเหล่านี้
$ K, Ca $ - $ s $ -องค์ประกอบรวมอยู่ในกลุ่มย่อยหลัก ในอะตอมตั้งแต่ $ Sc $ ถึง $ Zn $ ระดับย่อย 3d จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน นี่คือองค์ประกอบ $ 3d $ รวมอยู่ใน กลุ่มย่อยด้านข้างชั้นอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกของพวกมันถูกเติมเข้าไป พวกมันจะถูกเรียกว่า องค์ประกอบการเปลี่ยนแปลง
ให้ความสนใจกับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมโครเมียมและทองแดง ในนั้นอิเล็กตรอนหนึ่งตัว "ตกลง" จาก $ 4s- $ ถึง $ 3d $ sublevel ซึ่งอธิบายโดยความเสถียรทางพลังงานที่สูงขึ้นของการกำหนดค่าอิเล็กตรอนที่เป็นผลลัพธ์ $ 3d ^ 5 $ และ $ 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)… $ 
| สัญลักษณ์ธาตุ เลขลำดับ ชื่อ | แผนภาพโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ | สูตรอิเล็กทรอนิกส์ | สูตรอิเล็กทรอนิกส์กราฟิค |
| $ ↙ (19) (K) $ โพแทสเซียม |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 $ | |
| $ ↙ (20) (C) $ แคลเซียม |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 $ | |
| $ ↙ (21) (Sc) $ Scandium |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ 1 $ หรือ $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ 1 (4) s ^ 1 $ |  |
| $ ↙ (22) (Ti) $ ไทเทเนียม |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ 2 $ หรือ $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ 2 (4) s ^ 2 $ |  |
| $ ↙ (23) (V) $ วานาเดียม |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ 3 $ หรือ $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ 3 (4) s ^ 2 $ |  |
| $ ↙ (24) (Сr) $ Chrome |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ 5 $ หรือ $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ 5 (4) s ^ 1 $ |  |
| $ ↙ (29) (Cu) $ Chrome |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ (10) $ หรือ $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2 ) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ 1 $ |  |
| $ ↙ (30) (Zn) $ สังกะสี |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) $ หรือ $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2 ) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ 2 $ |  |
| $ ↙ (31) (Ga) $ แกลเลียม |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) 4p ^ (1) $ หรือ $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ (2) 4p ^ (1) $ |  |
| $ ↙ (36) (Kr) $ คริปทอน |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) 4p ^ 6 $ หรือ $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ (2) 4p ^ 6 $ |  |
ในอะตอมของสังกะสี ชั้นอิเล็กทรอนิกส์ที่สามเสร็จสมบูรณ์ - ระดับย่อย $ 3s, 3p $ และ $ 3d $ ทั้งหมดถูกเติมเข้าไป โดยมีอิเล็กตรอนรวมทั้งสิ้น 18 $ อิเล็กตรอน
ในองค์ประกอบที่ตามมาหลังสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ ซึ่งเป็นระดับย่อย $ 4p $ ยังคงถูกเติมต่อไป องค์ประกอบจาก $ Ga $ ถึง $ Kr $ - $ p $ -องค์ประกอบ
ที่อะตอมของคริปทอน ชั้นนอก (ที่สี่) เสร็จสมบูรณ์ มีอิเล็กตรอน $ 8 $ แต่โดยรวมแล้วในชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ ดังที่คุณทราบ อิเล็กตรอนสามารถมีได้ $32$ สำหรับอะตอมคริปทอน ระดับย่อย $ 4d- $ และ $ 4f $ ยังคงว่างเปล่า
องค์ประกอบของช่วงที่ห้าเต็มไปด้วยระดับย่อยในลำดับต่อไปนี้: $ 5s → 4d → 5p $ และยังมีข้อยกเว้นที่เกี่ยวข้องกับ "จุ่ม" ของอิเล็กตรอนสำหรับ $ ↙ (41) Nb $, $ ↙ (42) Mo $, $ ↙ (44) Ru $, $ ↙ (45) Rh $, $ ↙ ( 46) Pd $, $ ↙ (47) Ag $. ในช่วงที่หกและเจ็ด $ f $ ปรากฏขึ้น -องค์ประกอบ, เช่น. องค์ประกอบซึ่งถูกเติมตามลำดับโดย $ 4f- $ และ $ 5f $ -sublevels ของชั้นอิเล็กตรอนที่สามด้านนอก
$ 4f $ -องค์ประกอบเรียกว่า แลนทาไนด์
$ 5f $ -องค์ประกอบเรียกว่า แอคติไนด์
ลำดับของการเติมระดับย่อยทางอิเล็กทรอนิกส์ในอะตอมขององค์ประกอบในช่วงที่หก: $ ↙ (55) Cs $ และ $ ↙ (56) Ва $ - $ 6s $ -elements; $ ↙ (57) ลา ... 6s ^ (2) 5d ^ (1) $ - $ 5d $ -element; $ ↙ (58) Ce $ - $ ↙ (71) Lu - 4f $ -องค์ประกอบ; $ ↙ (72) Hf $ - $ ↙ (80) Hg - 5d $ -องค์ประกอบ; $ ↙ (81) Т1 $ - $ ↙ (86) Rn - 6d $ -องค์ประกอบ แต่ถึงกระนั้นที่นี่ก็มีองค์ประกอบที่ลำดับการเติมออร์บิทัลอิเล็กตรอนถูกละเมิดซึ่งตัวอย่างเช่นมีความเกี่ยวข้องกับความเสถียรของพลังงานที่สูงขึ้นในระดับย่อย $ f $ ที่เติมครึ่งหนึ่งและเติมเต็มอย่างสมบูรณ์เช่น $ nf ^ 7 $ และ $ nf ^ (14) $
องค์ประกอบทั้งหมดตามที่คุณเข้าใจแล้วแบ่งออกเป็นสี่ตระกูลอิเล็กทรอนิกส์หรือบล็อกทั้งนี้ขึ้นอยู่กับระดับย่อยของอะตอมที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน:
- $ s $ -องค์ประกอบ;อิเล็กตรอนเติม $ s $ -sublevel ของระดับนอกของอะตอม; $ s $ -องค์ประกอบ ได้แก่ ไฮโดรเจน ฮีเลียม และองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม I และ II
- $ p $ -องค์ประกอบ;$ p $ -ระดับย่อยของระดับชั้นนอกของอะตอมนั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน $ p $ -องค์ประกอบรวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม III – VIII;
- $ d $ -องค์ประกอบ;อิเล็กตรอนเติม $ d $ -sublevel ของระดับ pre-outer ของอะตอม; $ d $ -elements รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยรองของกลุ่ม I – VIII นั่นคือ องค์ประกอบของปลั๊กอินทศวรรษของช่วงเวลาขนาดใหญ่ซึ่งอยู่ระหว่างองค์ประกอบ $ s- $ และ $ p- $ พวกเขายังถูกเรียกว่า องค์ประกอบเฉพาะกาล
- $ f $ -องค์ประกอบ;อิเล็กตรอนเติมระดับย่อย $ f- $ ที่สามนอกระดับของอะตอม เหล่านี้รวมถึงแลนทาไนด์และแอคติไนด์
การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม สภาพพื้นดินและความตื่นเต้นของอะตอม
นักฟิสิกส์ชาวสวิส W. Pauli ในปี 1925 ได้ก่อตั้งสิ่งนั้น ในอะตอมในหนึ่งออร์บิทัลจะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัวมีด้านหลังตรงข้าม (ตรงกันข้าม) (แปลจากภาษาอังกฤษ - แกนหมุน) เช่น มีคุณสมบัติดังกล่าวที่สามารถจินตนาการตามอัตภาพว่าเป็นการหมุนของอิเล็กตรอนรอบแกนจินตภาพตามเข็มนาฬิกาหรือทวนเข็มนาฬิกา หลักการนี้เรียกว่า หลักการของเปาลี
หากมีอิเล็กตรอน 1 ตัวในออร์บิทัล เรียกว่า ไม่มีคู่ถ้าสองอย่างนี้ อิเล็กตรอนคู่, เช่น. อิเล็กตรอนที่มีสปินตรงข้าม
รูปแสดงไดอะแกรมการแบ่งระดับพลังงานออกเป็นระดับย่อย
$ s- $ Orbitalอย่างที่คุณรู้อยู่แล้ว มีรูปร่างเป็นทรงกลม อิเล็กตรอนของอะตอมไฮโดรเจน $ (n = 1) $ อยู่ในวงโคจรนี้และไม่มีการจับคู่ ดังนั้น ของเขา สูตรอิเล็กทรอนิกส์, หรือ การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์, เขียนแบบนี้: $ 1s ^ 1 $. ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ จำนวนระดับพลังงานจะแสดงด้วยตัวเลขที่อยู่ด้านหน้าตัวอักษร $ (1 ...) $ ตัวอักษรละตินหมายถึงระดับย่อย (ประเภทของวงโคจร) และตัวเลขที่เขียนไว้ทางด้านขวาบนของ ตัวอักษร (เป็นเลขชี้กำลัง) แสดงจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อย
สำหรับอะตอมฮีเลียม He ซึ่งมีอิเล็กตรอนคู่กันสองตัวในหนึ่ง $ s- $ orbital สูตรนี้คือ: $ 1s ^ 2 $ เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมฮีเลียมนั้นสมบูรณ์และเสถียรมาก ฮีเลียมเป็นก๊าซมีตระกูล ที่ระดับพลังงานที่สอง $ (n = 2) $ มีสี่ออร์บิทัลหนึ่ง $ s $ และสาม $ p $ อิเล็กตรอนของระดับที่สอง $ s $ -orbital ($ 2s $ -orbitals) มีพลังงานสูงกว่าเพราะ อยู่ห่างจากนิวเคลียสมากกว่าอิเล็กตรอนของ $ 1s $ -orbital $ (n = 2) $ โดยทั่วไป สำหรับแต่ละค่าของ $ n $ จะมีหนึ่ง $ s- $ ออร์บิทัล แต่มีการจัดเก็บพลังงานอิเล็กตรอนที่สอดคล้องกันและดังนั้นด้วยเส้นผ่านศูนย์กลางที่สอดคล้องกันซึ่งจะเพิ่มขึ้นเมื่อค่าของ $ n $ เพิ่มขึ้น $ S- $ Orbital อย่างที่คุณรู้อยู่แล้ว มีรูปร่างเป็นทรงกลม อิเล็กตรอนของอะตอมไฮโดรเจน $ (n = 1) $ อยู่ในวงโคจรนี้และไม่มีการจับคู่ ดังนั้นสูตรอิเล็กทรอนิกส์หรือการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์จึงเขียนดังนี้: $ 1s ^ 1 $ ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ จำนวนระดับพลังงานจะแสดงด้วยตัวเลขที่อยู่ด้านหน้าตัวอักษร $ (1 ...) $ ตัวอักษรละตินหมายถึงระดับย่อย (ประเภทของวงโคจร) และตัวเลขที่เขียนไว้ทางด้านขวาบนของ ตัวอักษร (เป็นเลขชี้กำลัง) แสดงจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อย
สำหรับอะตอมฮีเลียม $ He $ ซึ่งมีอิเล็กตรอนคู่กันสองตัวในหนึ่ง $ s- $ orbital สูตรนี้คือ: $ 1s ^ 2 $ เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมฮีเลียมนั้นสมบูรณ์และเสถียรมาก ฮีเลียมเป็นก๊าซมีตระกูล ที่ระดับพลังงานที่สอง $ (n = 2) $ มีสี่ออร์บิทัลหนึ่ง $ s $ และสาม $ p $ อิเล็กตรอนของวงโคจร $ s- $ ระดับที่สอง ($ 2s $ -orbital) มีพลังงานสูงกว่าเพราะ อยู่ห่างจากนิวเคลียสมากกว่าอิเล็กตรอนของ $ 1s $ -orbital $ (n = 2) $ โดยทั่วไป สำหรับแต่ละค่าของ $ n $ จะมีหนึ่ง $ s- $ ออร์บิทัล แต่มีการจัดเก็บพลังงานอิเล็กตรอนที่สอดคล้องกัน ดังนั้นด้วยเส้นผ่านศูนย์กลางที่สอดคล้องกันซึ่งจะเพิ่มขึ้นเมื่อค่าของ $ n $ เพิ่มขึ้น 
$ p- $ Orbitalมีรูปร่างเหมือนดัมเบลหรือเลขแปด ออร์บิทัลทั้งสาม $ p $ -orbitals ตั้งอยู่ในอะตอมที่ตั้งฉากกันตามพิกัดเชิงพื้นที่ที่วาดผ่านนิวเคลียสของอะตอม ควรเน้นย้ำอีกครั้งว่าแต่ละระดับพลังงาน (ชั้นอิเล็กตรอน) เริ่มต้นจาก $ n = 2 $ มีออร์บิทัลสาม $ p $ -ออร์บิทัล เมื่อค่าของ $ n $ เพิ่มขึ้น อิเล็กตรอนจะครอบครอง $ р $ -orbitals ซึ่งอยู่ห่างจากนิวเคลียสเป็นระยะทางไกลและมุ่งตรงไปตามแกน $ x, y, z $
สำหรับองค์ประกอบของช่วงเวลา $ ที่สอง (n = 2) $ ช่วงเวลาแรก $ s $ -orbital ถูกเติมแล้วสาม $ p $ -orbital; สูตรอิเล็กทรอนิกส์ $ Li: 1s ^ (2) 2s ^ (1) $ อิเล็กตรอน $ 2s ^ 1 $ มีพันธะน้อยกว่ากับนิวเคลียสของอะตอม ดังนั้นลิเธียมอะตอมจึงสามารถบริจาคมันได้อย่างง่ายดาย (อย่างที่คุณจำได้ กระบวนการนี้เรียกว่าออกซิเดชัน) กลายเป็นลิเธียมไอออน $ Li ^ + $
ในอะตอมเบริลเลียม Be อิเล็กตรอนตัวที่สี่ยังอยู่บน $ 2s $ -orbital: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) $ อิเล็กตรอนชั้นนอกสองตัวของอะตอมเบริลเลียมถูกฉีกขาดง่าย - $ B ^ 0 $ ถูกออกซิไดซ์เป็นไอออนบวก $ Be ^ (2 +) $
อิเล็กตรอนตัวที่ห้าของอะตอมโบรอนถูกครอบครองโดย $ 2p $ -orbital: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (1) $ ถัดไป อะตอม $ C, N, O, F $ จะเต็มไปด้วย $ 2p $ -orbitals ซึ่งจบลงด้วยก๊าซมีตระกูลของนีออน: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) $
สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่สาม ออร์บิทัล $ 3s- $ และ $ 3p $ - จะถูกเติมตามลำดับ ในกรณีนี้ ห้า $ d $ -orbitals ของระดับที่สามยังคงว่างอยู่:
$ ↙ (11) นา 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) $
บางครั้งในไดอะแกรมที่แสดงการกระจายของอิเล็กตรอนในอะตอม จะระบุเฉพาะจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานเท่านั้น กล่าวคือ เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี ตรงกันข้ามกับสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบเต็มข้างต้น ตัวอย่างเช่น
$ ↙ (11) Na 2, 8, 1; $ $ ↙ (17) Cl 2, 8, 7; $ $ ↙ (18) Ar 2, 8, 8 $.
สำหรับองค์ประกอบของคาบขนาดใหญ่ (ที่สี่และห้า) อิเล็กตรอนสองตัวแรกครอบครอง $ 4s- $ และ $ 5s $ -orbitals ตามลำดับ: $ ↙ (19) K 2, 8, 8, 1; $ $ ↙ (38) Sr 2, 8, 18 ดอลลาร์, 8, 2. เริ่มจากองค์ประกอบที่สามของแต่ละช่วงเวลาขนาดใหญ่ อิเล็กตรอนสิบตัวถัดไปจะเข้าสู่ออร์บิทัล $ 3d- $ และ $ 4d- $ ก่อนหน้าตามลำดับ (สำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยด้านข้าง): $ ↙ (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 $. ตามกฎแล้ว เมื่อ $ d $ -sublayer ก่อนหน้าถูกเติม ระดับย่อยภายนอก (ตามลำดับ $ 4p- $ และ $ 5p- $) $ p- $ จะเริ่มเติม: $ ↙ (33) เป็น 2, 8, 18 , 5; $ $ ↙ (52) หมายเลข 2, 8, 18, 18, 6 $.
ในองค์ประกอบของช่วงเวลาขนาดใหญ่ - ที่หกและที่เจ็ดที่ยังไม่เสร็จ - ระดับอิเล็กทรอนิกส์และระดับย่อยจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตามกฎดังนี้: อิเล็กตรอนสองตัวแรกมาถึงชั้นนอก $ s- $: $ ↙ (56) Ba 2 , 8, 18, 18, 8, 2; $ $ ↙ (87) Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; อิเล็กตรอนตัวถัดไป (y $ La $ และ $ Ca $) ไปยัง $ d $ -sublevel ก่อนหน้า: $ ↙ (57) La 2, 8, 18, 18, 9, 2 $ และ $ ↙ (89) Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 เหรียญ
จากนั้นอิเล็กตรอน $ 14 $ ถัดไปจะเข้าสู่ระดับพลังงานภายนอกที่สาม $ 4f $ และ $ 5f $ -orbitals ตามลำดับของ lantonoids และ actinides: $ ↙ (64) Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $ ↙ (92 ) U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.
จากนั้นระดับพลังงานภายนอกที่สอง ($ d $ -sublevel) สำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยรองจะเริ่มสร้างขึ้นอีกครั้ง: $ ↙ (73) Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2; $ $ ↙ (104) Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 $. และในที่สุด หลังจากที่เติม $ d $ -sublayer ที่มีอิเล็กตรอนสิบตัวจนเต็มแล้ว $ p $ -sub-level ก็จะถูกเติมอีกครั้ง: $ ↙ (86) Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8 $ .
บ่อยครั้งที่โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมนั้นแสดงโดยใช้พลังงานหรือเซลล์ควอนตัม - ที่เรียกว่า สูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์... สำหรับสัญกรณ์นี้ จะใช้สัญกรณ์ต่อไปนี้: แต่ละเซลล์ควอนตัมถูกกำหนดโดยเซลล์ที่สอดคล้องกับหนึ่งออร์บิทัล อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะถูกระบุด้วยลูกศรที่สอดคล้องกับทิศทางของการหมุน เมื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิก ควรจำกฎสองข้อ: หลักการของเปาลีตามที่ในเซลล์หนึ่งสามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว (ออร์บิทัล) แต่มีสปินคู่ขนานและ กฎของ F. Hundตามที่อิเล็กตรอนครอบครองเซลล์อิสระในแต่ละครั้งและมีค่าสปินเท่ากันจากนั้นจึงจับคู่ แต่สปินตามหลักการของ Pauli จะถูกชี้นำตรงกันข้ามแล้ว
อัลกอริทึมสำหรับการวาดสูตรอิเล็กทรอนิกส์สำหรับองค์ประกอบ:
1. กำหนดจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมโดยใช้ตารางธาตุขององค์ประกอบทางเคมีของ D.I. เมนเดเลเยฟ.
2. ตามจำนวนช่วงเวลาที่องค์ประกอบตั้งอยู่กำหนดจำนวนระดับพลังงาน จำนวนอิเล็กตรอนในระดับอิเล็กทรอนิกส์สุดท้ายสอดคล้องกับหมายเลขกลุ่ม
3. แบ่งระดับออกเป็นระดับย่อยและออร์บิทัลและเติมอิเล็กตรอนตามกฎสำหรับการเติมออร์บิทัล:
ต้องจำไว้ว่ามีอิเล็กตรอนสูงสุด 2 ตัวที่ระดับแรก 1s 2ในวินาที - สูงสุด 8 (สอง สและหก ร: 2s 2 2p 6) ที่สาม - สูงสุด 18 (สอง ส, หก พีและสิบ ง: 3s 2 3p 6 3d 10).
- หมายเลขควอนตัมหลัก นควรจะน้อยที่สุด
- เติมครั้งแรก ส-ระดับรองแล้ว p-, d- b f-ระดับย่อย
- อิเล็กตรอนเติมออร์บิทัลตามลำดับการเพิ่มพลังงานของออร์บิทัล (กฎของเคลชคอฟสกี)
- ภายในระดับย่อย อิเล็กตรอนจะครอบครองออร์บิทัลอิสระในแต่ละครั้งก่อน จากนั้นจึงสร้างเป็นคู่ (กฎของฮันด์)
- ในหนึ่งออร์บิทัลจะมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว (หลักการของ Pauli)
ตัวอย่าง.
1. มาเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของไนโตรเจนกัน ในตารางธาตุ ไนโตรเจนอยู่ที่เลข 7
2. มาเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอาร์กอนกัน อาร์กอนอยู่ที่ 18 ในตารางธาตุ
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.
3. มาเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของโครเมียมกัน โครเมียมอยู่ที่หมายเลข 24 ในตารางธาตุ
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5
แผนภาพพลังงานสังกะสี
4. มาเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของสังกะสีกัน สังกะสีอยู่ที่หมายเลข 30 ในตารางธาตุ
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
โปรดทราบว่าส่วนหนึ่งของสูตรอิเล็กทรอนิกส์ คือ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 เป็นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอาร์กอน
สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของสังกะสีสามารถแสดงเป็น