Isinulat sa anyo ng tinatawag na mga electronic formula. Sa mga elektronikong formula, ang mga letrang s, p, d, f ay tumutukoy sa mga sublevel ng enerhiya ng mga electron; ang mga numero sa harap ng mga titik ay nagpapahiwatig ng antas ng enerhiya kung saan matatagpuan ang ibinigay na electron, at ang subscript sa kanang tuktok ay nagpapahiwatig ng bilang ng mga electron sa ibinigay na sublevel. Upang mabuo ang electronic formula ng isang atom ng anumang elemento, sapat na malaman ang bilang ng elementong ito sa periodic table at matupad ang mga pangunahing probisyon na namamahala sa pamamahagi ng mga electron sa atom.
Ang istraktura ng shell ng elektron ng isang atom ay maaari ding ilarawan bilang isang diagram ng pamamahagi ng mga electron sa mga selula ng enerhiya.
Para sa mga atomo ng bakal, ang gayong pamamaraan ay ang mga sumusunod:
Malinaw na ipinapakita ng diagram na ito ang katuparan ng panuntunan ng Gund. Sa 3d-sublevel, ang maximum na bilang ng mga cell (apat) ay puno ng mga hindi pares na electron. Ang imahe ng istraktura ng shell ng elektron sa atom sa anyo ng mga elektronikong formula at sa anyo ng mga diagram ay hindi malinaw na sumasalamin sa mga katangian ng alon ng elektron.
Ang mga salita ng pana-panahong batas bilang susugan OO. Mendeleev : ang mga katangian ng mga simpleng katawan, pati na rin ang mga hugis at katangian ng mga compound ng mga elemento, ay nasa pana-panahong pag-asa sa laki ng atomic na timbang ng mga elemento.
Makabagong pagbabalangkas ng Periodic Law: ang mga katangian ng mga elemento, pati na rin ang mga anyo at katangian ng kanilang mga compound, ay pana-panahong nakadepende sa laki ng singil ng nucleus ng kanilang mga atomo.
Kaya, ang positibong singil ng nucleus (at hindi ang atomic mass) ay naging isang mas tumpak na argumento kung saan nakasalalay ang mga katangian ng mga elemento at ang kanilang mga compound.
Valence- ito ay ang bilang ng mga kemikal na bono kung saan ang isang atom ay nakagapos sa isa pa.
Ang mga kakayahan ng valence ng isang atom ay tinutukoy ng bilang ng mga hindi magkapares na electron at ang pagkakaroon ng mga libreng atomic orbital sa panlabas na antas. Ang istraktura ng mga panlabas na antas ng enerhiya ng mga atomo ng mga elemento ng kemikal at pangunahing tinutukoy ang mga katangian ng kanilang mga atomo. Samakatuwid, ang mga antas na ito ay tinatawag na mga antas ng valence. Ang mga electron ng mga antas na ito, at kung minsan ng mga pre-external na antas, ay maaaring makilahok sa pagbuo ng mga kemikal na bono. Ang ganitong mga electron ay tinatawag ding valence electron.
Stoichiometric valence elemento ng kemikal - ito ang bilang ng mga katumbas na maaaring ilakip ng isang partikular na atom sa sarili nito, o ang bilang ng mga katumbas sa isang atom.
Ang mga katumbas ay natutukoy sa pamamagitan ng bilang ng mga naka-attach o napalitan na hydrogen atoms; samakatuwid, ang stoichiometric valence ay katumbas ng bilang ng mga hydrogen atoms kung saan nakikipag-ugnayan ang isang partikular na atom. Ngunit hindi lahat ng mga elemento ay malayang nakikipag-ugnayan, ngunit halos lahat ng mga ito ay may oxygen, samakatuwid ang stoichiometric valence ay maaaring tukuyin bilang ang dobleng bilang ng mga nakalakip na atomo ng oxygen.
Halimbawa, ang stoichiometric valence ng sulfur sa hydrogen sulfide H 2 S ay 2, sa oxide SO 2 - 4, sa oxide SO 3 -6.
Kapag tinutukoy ang stoichiometric valence ng isang elemento ayon sa formula ng isang binary compound, ang isa ay dapat na magabayan ng panuntunan: ang kabuuang valence ng lahat ng mga atom ng isang elemento ay dapat na katumbas ng kabuuang valence ng lahat ng mga atom ng iba pang elemento.
Katayuan ng oksihenasyon din nailalarawan ang komposisyon ng isang sangkap at katumbas ng stoichiometric valence na may plus sign (para sa isang metal o higit pang electropositive na elemento sa isang molekula) o minus.
1. Sa mga simpleng sangkap, ang estado ng oksihenasyon ng mga elemento ay zero.
2. Ang estado ng oksihenasyon ng fluorine sa lahat ng mga compound ay -1. Ang natitirang bahagi ng mga halogens (chlorine, bromine, iodine) na may mga metal, hydrogen at iba pang mas electropositive na mga elemento ay mayroon ding estado ng oksihenasyon na -1, ngunit sa mga compound na may mas maraming electronegative na elemento mayroon silang mga positibong estado ng oksihenasyon.
3. Ang oxygen sa mga compound ay may estado ng oksihenasyon na -2; ang pagbubukod ay ang hydrogen peroxide H 2 O 2 at ang mga derivatives nito (Na 2 O 2, BaO 2, atbp., kung saan ang oxygen ay may oxidation state na -1, pati na rin ang oxygen fluoride OF 2, ang oxidation state ng oxygen kung saan ay +2.
4. Ang mga elementong alkalina (Li, Na, K, atbp.) at mga elemento ng pangunahing subgroup ng pangalawang pangkat ng Periodic table (Be, Mg, Ca, atbp.) ay palaging may estado ng oksihenasyon na katumbas ng numero ng pangkat, na ay, +1 at +2, ayon sa pagkakabanggit ...
5. Ang lahat ng mga elemento ng ikatlong pangkat, maliban sa thallium, ay may pare-parehong estado ng oksihenasyon na katumbas ng numero ng grupo, i.e. +3.
6. Ang pinakamataas na estado ng oksihenasyon ng isang elemento ay katumbas ng bilang ng pangkat ng Periodic system, at ang pinakamababa ay ang pagkakaiba: ang bilang ng pangkat ay 8. Halimbawa, ang pinakamataas na estado ng oksihenasyon ng nitrogen (ito ay matatagpuan sa ikalimang pangkat) ay +5 (sa nitric acid at mga asin nito), at ang pinakamababa ay -3 (sa ammonia at ammonium salts).
7. Ang mga estado ng oksihenasyon ng mga elemento sa compound ay nagbabayad sa bawat isa upang ang kanilang kabuuan para sa lahat ng mga atom sa isang molekula o neutral na yunit ng formula ay zero, at para sa isang ion - ang singil nito.
Ang mga panuntunang ito ay maaaring gamitin upang matukoy ang hindi alam na estado ng oksihenasyon ng isang elemento sa isang compound, kung ang mga estado ng oksihenasyon ng iba ay kilala, at upang bumuo ng mga multi-element compound.
Degree ng oksihenasyon (oxidative number,) — auxiliary conditional value para sa pagtatala ng mga proseso ng oxidation, reduction at redox reactions.
Konsepto estado ng oksihenasyon ay kadalasang ginagamit sa inorganikong kimika sa halip na sa konsepto valence... Ang estado ng oksihenasyon ng isang atom ay katumbas ng numerical na halaga ng electric charge na iniuugnay sa atom, sa pag-aakalang ang mga pares ng elektron na gumagawa ng bono ay ganap na kumikiling sa mas maraming electronegative na mga atom (iyon ay, sa pag-aakalang ang tambalan ay binubuo lamang ng mga ion. ).
Ang estado ng oksihenasyon ay tumutugma sa bilang ng mga electron na dapat ikabit sa isang positibong ion upang mabawasan ito sa isang neutral na atom, o ibawas mula sa isang negatibong ion upang ma-oxidize ito sa isang neutral na atom:
Al 3+ + 3e - → Al
S 2− → S + 2e - (S 2− - 2e - → S)
Ang mga katangian ng mga elemento, depende sa istraktura ng shell ng elektron ng atom, ay nag-iiba ayon sa mga panahon at grupo ng periodic system. Dahil sa isang bilang ng mga kahalintulad na elemento ang mga elektronikong istruktura ay magkapareho lamang, ngunit hindi magkapareho, kung gayon kapag pumasa mula sa isang elemento sa isang pangkat patungo sa isa pa, hindi nila napapansin ang isang simpleng pag-uulit ng mga katangian, ngunit ang kanilang higit o hindi gaanong malinaw na ipinahayag na regular na pagbabago.
Ang kemikal na katangian ng isang elemento ay dahil sa kakayahan ng atom nito na mawala o makakuha ng mga electron. Ang kakayahang ito ay sinusukat ng mga halaga ng ionization energies at electron affinity.
Enerhiya ng ionization (E at) ay ang pinakamababang halaga ng enerhiya na kinakailangan para sa detatsment at kumpletong pag-alis ng isang electron mula sa isang atom sa gas phase sa T = 0
K nang hindi naglilipat ng kinetic energy sa liberated electron na may pagbabago ng atom sa isang positively charged na ion: E + Ei = E + + e-. Ang enerhiya ng ionization ay isang positibong halaga at may pinakamababang halaga para sa mga atomo ng alkali metal at ang pinakamataas para sa mga noble (inert) na mga atom ng gas.
Affinity ng elektron (Ee) ay ang enerhiya na inilabas o hinihigop kapag ang isang electron ay nakakabit sa isang atom sa gas phase sa T = 0
K na may pagbabago ng isang atom sa isang negatibong sisingilin na ion nang hindi naglilipat ng kinetic energy sa particle:
E + e- = E- + Ee.
Ang mga halogens, lalo na ang fluorine (Ee = -328 kJ / mol), ay may pinakamataas na electron affinity.
Ang mga halaga ng Ei at Ee ay ipinahayag sa kilojoules bawat mole (kJ / mol) o sa electron-volts bawat atom (eV).
Ang kakayahan ng isang nakagapos na atom na ilipat ang mga electron ng mga kemikal na bono sa sarili nito, ang pagtaas ng density ng elektron sa paligid nito ay tinatawag na electronegativity.
Ang konseptong ito ay ipinakilala sa agham ni L. Pauling. Electronegativitytinutukoy ng simbolong ÷ at nagpapakilala sa pagkahilig ng isang ibinigay na atom na mag-attach ng mga electron kapag ito ay bumubuo ng isang kemikal na bono.
Ayon kay R. Maliken, ang electronegativity ng isang atom ay tinatantya ng kalahating kabuuan ng mga ionization energies at ang electron affinity ng mga libreng atom ÷ = (Ee + Ei) / 2
Sa mga panahon, mayroong isang pangkalahatang ugali para sa pagtaas ng enerhiya ng ionization at electronegativity na may pagtaas sa singil ng atomic nucleus; sa mga grupo, ang mga halagang ito ay bumababa sa pagtaas ng ordinal na numero ng elemento.
Dapat itong bigyang-diin na ang isang pare-parehong halaga ng electronegativity ay hindi maaaring maiugnay sa isang elemento, dahil ito ay nakasalalay sa maraming mga kadahilanan, lalo na sa valence state ng elemento, ang uri ng compound na pinasok nito, ang bilang at uri ng mga kalapit na atomo.
Atomic at ionic radii. Ang mga sukat ng mga atomo at ion ay tinutukoy ng laki ng shell ng elektron. Ayon sa mga konsepto ng quantum mechanical, ang shell ng elektron ay walang mahigpit na tinukoy na mga hangganan. Samakatuwid, ang radius ng isang libreng atom o ion ay maaaring kunin bilang theoretically kinakalkula ang distansya mula sa core hanggang sa posisyon ng pangunahing maximum ng density ng mga panlabas na ulap ng elektron. Ang distansyang ito ay tinatawag na orbital radius. Sa pagsasagawa, ang mga halaga ng radii ng mga atom at ion sa mga compound, na kinakalkula mula sa pang-eksperimentong data, ay karaniwang ginagamit. Sa kasong ito, ang isang pagkakaiba ay ginawa sa pagitan ng covalent at metallic radii ng mga atomo.
Ang pag-asa ng atomic at ionic radii sa singil ng nucleus ng atom ng elemento at ito ay pana-panahong kalikasan... Sa mga panahon habang tumataas ang atomic number, ang radii ay may posibilidad na bumaba. Ang pinakamalaking pagbaba ay karaniwan para sa mga elemento ng maliliit na panahon, dahil ang kanilang panlabas na antas ng elektroniko ay napuno. Sa malalaking panahon sa mga pamilya ng d- at f-element, ang pagbabagong ito ay hindi gaanong biglaan, dahil sa kanila ang pagpuno ng mga electron ay nangyayari sa pre-outer layer. Sa mga subgroup, ang radii ng mga atom at ion ng parehong uri ay karaniwang tumataas.
Ang periodic table ng mga elemento ay isang malinaw na halimbawa ng pagpapakita ng iba't ibang uri ng periodicity sa mga katangian ng mga elemento, na sinusunod nang pahalang (sa panahon mula kaliwa hanggang kanan), patayo (sa isang grupo, halimbawa, mula sa itaas hanggang sa ibaba. ), pahilis, ibig sabihin ilang pag-aari ng atom ay tumataas o bumababa, ngunit ang periodicity ay nananatili.
Sa panahon mula kaliwa hanggang kanan (→), ang oxidizing at non-metallic properties ng mga elemento ay tumataas, habang bumababa ang reducing at metallic properties. Kaya, sa lahat ng mga elemento ng ika-3 panahon, ang sodium ang magiging pinakaaktibong metal at ang pinakamalakas na ahente ng pagbabawas, at ang klorin ang magiging pinakamalakas na ahente ng oxidizing.
Kemikal na dumidikit- ito ay ang magkasanib na koneksyon ng mga atomo sa isang molekula, o kristal na sala-sala, bilang resulta ng pagkilos sa pagitan ng mga atomo ng mga puwersang pang-akit.
Ito ang pakikipag-ugnayan ng lahat ng mga electron at lahat ng nuclei, na humahantong sa pagbuo ng isang matatag, polyatomic system (radical, molecular ion, molecule, crystal).
Ang kemikal na bono ay isinasagawa ng mga electron ng valence. Ayon sa mga modernong konsepto, ang isang kemikal na bono ay isang elektronikong kalikasan, ngunit ito ay isinasagawa sa iba't ibang paraan. Samakatuwid, mayroong tatlong pangunahing uri ng mga bono ng kemikal: covalent, ionic, metal Sa pagitan ng mga molekula ay mayroong hydrogen bond, at mangyari mga pakikipag-ugnayan ng van der Waals.
Ang mga pangunahing katangian ng bono ng kemikal ay kinabibilangan ng:
- haba ng bono - ito ay ang internuclear na distansya sa pagitan ng mga atomo na nakagapos ng kemikal.
Depende ito sa likas na katangian ng mga nakikipag-ugnayan na mga atomo at sa multiplicity ng bono. Sa pagtaas ng multiplicity, bumababa ang haba ng bono, at, dahil dito, tumataas ang lakas nito;
- ang multiplicity ng bono - ay tinutukoy ng bilang ng mga pares ng elektron na nagkokonekta sa dalawang atomo. Sa pagtaas ng multiplicity, tumataas ang nagbubuklod na enerhiya;
- anggulo ng koneksyon- ang anggulo sa pagitan ng mga haka-haka na tuwid na linya na dumadaan sa nuclei ng dalawang magkakaugnay na kemikal na magkakaugnay na mga atomo;
Binding energy E CB - ito ang enerhiya na inilabas sa panahon ng pagbuo ng bono na ito at ginugol sa pagsira nito, kJ / mol.
Covalent bond - Isang kemikal na bono na nabuo sa pamamagitan ng pagbabahagi ng isang pares ng mga electron na may dalawang atomo.
Ang paliwanag ng kemikal na bono sa pamamagitan ng paglitaw ng mga karaniwang pares ng elektron sa pagitan ng mga atomo ang naging batayan ng spin theory ng valence, ang instrumento kung saan ay paraan ng valence bond (MVS) natuklasan ni Lewis noong 1916. Para sa quantum-mechanical na paglalarawan ng kemikal na bono at ang istraktura ng mga molekula, isa pang paraan ang ginagamit - molecular orbital method (MMO) .
Paraan ng Valence bond
Ang mga pangunahing prinsipyo ng pagbuo ng isang kemikal na bono ayon sa MFM:
1. Ang isang kemikal na bono ay nabuo sa pamamagitan ng mga electron ng valence (hindi magkapares).
2. Ang mga electron na may mga antiparallel spin na kabilang sa dalawang magkaibang atom ay nagiging karaniwan.
3. Ang isang kemikal na bono ay nabuo lamang kung, kapag ang dalawa o higit pang mga atomo ay lumalapit sa isa't isa, ang kabuuang enerhiya ng sistema ay bumababa.
4. Ang mga pangunahing pwersang kumikilos sa molekula ay de-koryente, pinagmulan ng Coulomb.
5. Ang bono ay mas malakas, mas ang nakikipag-ugnayan na mga ulap ng elektron ay nagsasapawan.
Mayroong dalawang mga mekanismo para sa pagbuo ng isang covalent bond:
Mekanismo ng palitan. Ang bono ay nabuo sa pamamagitan ng pakikisalamuha sa mga valence electron ng dalawang neutral na atomo. Ang bawat atom ay nagbibigay ng isang hindi pares na elektron sa isang karaniwang pares ng elektron:
kanin. 7. Mekanismo ng palitan ng pagbuo ng covalent bond: a- non-polar; b- polar
Mekanismo ng donor-acceptor. Ang isang atom (donor) ay nagbibigay ng isang pares ng electron, at ang isa pang atom (acceptor) ay nagbibigay ng isang libreng orbital para sa pares na ito.
Mga koneksyon, nakapag-aral sa pamamagitan ng mekanismo ng donor-acceptor, sumangguni sa mga kumplikadong compound
 |
kanin. 8. Donor-acceptor na mekanismo ng covalent bond formation
Ang covalent bond ay may ilang mga katangian.
Saturability - ang pag-aari ng mga atom upang bumuo ng isang mahigpit na tinukoy na bilang ng mga covalent bond. Dahil sa saturation ng mga bono, ang mga molekula ay may isang tiyak na komposisyon.
|
Direktibidad - t ... Iyon ay, ang bono ay nabuo sa direksyon ng pinakamataas na overlap ng mga ulap ng elektron . Kaugnay ng linyang nag-uugnay sa mga sentro ng mga atomo na bumubuo ng bono, mayroong: σ at π (Larawan 9): σ-bond - nabuo sa pamamagitan ng pagsasanib ng AO sa kahabaan ng linya na nagdudugtong sa mga sentro ng nakikipag-ugnayan na mga atomo; Ang π-bond ay isang bono na nangyayari sa direksyon ng axis ng perpendicular line na nagkokonekta sa nuclei ng atom. Tinutukoy ng direksyon ng bono ang spatial na istraktura ng mga molekula, iyon ay, ang kanilang geometric na hugis. Hybridization - ito ay isang pagbabago sa hugis ng ilang mga orbital sa panahon ng pagbuo ng isang covalent bond upang makamit ang isang mas mahusay na overlap ng mga orbital. Ang kemikal na bono na nabuo sa partisipasyon ng mga electron mula sa mga hybrid na orbital ay mas malakas kaysa sa bono na may partisipasyon ng mga electron mula sa non-hybrid s at p orbitals, dahil mayroong higit na magkakapatong. Mayroong mga sumusunod na uri ng hybridization (Larawan 10, Talahanayan 31): |
sp-hybridization - ang isang s-orbital at isang p-orbital ay nagiging dalawang magkaparehong "hybrid" na orbital, ang anggulo sa pagitan ng mga axes na kung saan ay 180 °. Ang mga molekula kung saan isinasagawa ang sp-hybridization ay may linear geometry (BeCl 2).sp 2 -hybridization- isang s-orbital at dalawang p-orbital ay nagiging tatlong magkaparehong "hybrid" na orbital, ang anggulo sa pagitan ng mga axes na katumbas ng 120 °. Ang mga molekula kung saan isinasagawa ang sp 2 -hybridization ay may planar geometry (BF 3, AlCl 3).
sp 3-hybridization- isang s-orbital at tatlong p-orbital ay nagbabago sa apat na magkaparehong "hybrid" na orbital, ang anggulo sa pagitan ng mga axes ay 109 ° 28 ". Ang mga molekula kung saan isinasagawa ang sp 3 -hybridization ay may tetrahedral geometry (CH 4 , NH 3).
kanin. 10. Mga uri ng hybridization ng valence orbitals: isang - sp-hybridization ng valence orbitals; b - sp 2 - hybridization ng valence orbitals; v - sp 3-hybridization ng valence orbitals
Ang mga kemikal ay yaong bumubuo sa mundo sa paligid natin.
Ang mga katangian ng bawat kemikal ay nahahati sa dalawang uri: kemikal, na nagpapakilala sa kakayahan nitong bumuo ng iba pang mga sangkap, at pisikal, na obhetibong sinusunod at maaaring isaalang-alang bukod sa mga pagbabagong kemikal. Kaya, halimbawa, ang mga pisikal na katangian ng isang sangkap ay ang estado ng pagsasama-sama nito (solid, likido o gas), thermal conductivity, kapasidad ng init, solubility sa iba't ibang media (tubig, alkohol, atbp.), density, kulay, lasa, atbp. .
Ang pagbabago ng ilang mga kemikal sa ibang mga sangkap ay tinatawag na chemical phenomena o mga reaksiyong kemikal. Dapat pansinin na mayroon ding mga pisikal na phenomena, na malinaw na sinamahan ng isang pagbabago sa alinman sa mga pisikal na katangian ng isang sangkap nang walang pagbabago nito sa iba pang mga sangkap. Ang mga pisikal na phenomena, halimbawa, ay kinabibilangan ng natutunaw na yelo, pagyeyelo o pagsingaw ng tubig, atbp.
Ang katotohanan na sa kurso ng isang proseso ang isang kemikal na kababalaghan ay nagaganap ay maaaring tapusin sa pamamagitan ng pagmamasid sa mga katangian ng mga palatandaan ng mga reaksiyong kemikal, tulad ng pagbabago ng kulay, pagbuo ng sediment, ebolusyon ng gas, init at / o liwanag na ebolusyon.
Kaya, halimbawa, ang konklusyon tungkol sa kurso ng mga reaksiyong kemikal ay maaaring gawin sa pamamagitan ng pagmamasid:
Ang pagbuo ng isang namuo kapag kumukulo ng tubig, na tinatawag na sukat sa pang-araw-araw na buhay;
Pagbuo ng init at liwanag kapag nasusunog ang apoy;
Baguhin ang kulay ng isang hiwa ng sariwang mansanas sa hangin;
Ang pagbuo ng mga bula ng gas sa panahon ng pagbuburo ng kuwarta, atbp.
Ang pinakamaliit na mga particle ng isang sangkap, na halos hindi sumasailalim sa mga pagbabago sa proseso ng mga reaksiyong kemikal, ngunit kumonekta lamang sa isang bagong paraan, ay tinatawag na mga atomo.
Ang mismong ideya ng pagkakaroon ng gayong mga yunit ng bagay ay lumitaw sa sinaunang Greece sa isipan ng mga sinaunang pilosopo, na talagang nagpapaliwanag sa pinagmulan ng salitang "atom", dahil ang "atomos" na literal na isinalin mula sa Griyego ay nangangahulugang "hindi mahahati".
Gayunpaman, salungat sa ideya ng mga sinaunang pilosopong Griyego, ang mga atomo ay hindi ang ganap na minimum ng bagay, i.e. ang kanilang mga sarili ay may isang kumplikadong istraktura.
Ang bawat atom ay binubuo ng tinatawag na mga subatomic na particle - mga proton, neutron at mga electron, na tinutukoy ayon sa pagkakabanggit ng mga simbolo na p +, n o at e -. Ang superscript sa notation na ginamit ay nagpapahiwatig na ang proton ay may unit positive charge, ang electron ay may unit negative charge, at ang neutron ay walang charge.
Tulad ng para sa qualitative na istraktura ng atom, para sa bawat atom ang lahat ng mga proton at neutron ay puro sa tinatawag na nucleus, kung saan ang mga electron ay bumubuo ng isang electron shell.
Ang proton at neutron ay may halos parehong masa, i.e. m p ≈ m n, at ang mass ng elektron ay halos 2000 beses na mas mababa kaysa sa masa ng bawat isa sa kanila, i.e. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.
Dahil ang pangunahing pag-aari ng isang atom ay ang electroneutrality nito, at ang singil ng isang elektron ay katumbas ng singil ng isang proton, maaari itong tapusin mula dito na ang bilang ng mga electron sa anumang atom ay katumbas ng bilang ng mga proton.
Kaya, halimbawa, ang talahanayan sa ibaba ay nagpapakita ng posibleng komposisyon ng mga atomo:
Ang uri ng mga atomo na may parehong nuclear charge, i.e. na may parehong bilang ng mga proton sa kanilang nuclei ay tinatawag na elementong kemikal. Kaya, mula sa talahanayan sa itaas, maaari nating tapusin na ang atom1 at atom2 ay nabibilang sa isang elemento ng kemikal, at ang atom3 at atom4 ay kabilang sa isa pang elemento ng kemikal.
Ang bawat elemento ng kemikal ay may sariling pangalan at isang indibidwal na simbolo na binabasa sa isang tiyak na paraan. Kaya, halimbawa, ang pinakasimpleng elemento ng kemikal, na ang mga atomo ay naglalaman lamang ng isang proton sa nucleus, ay may pangalang "hydrogen" at tinutukoy ng simbolo na "H", na nagbabasa ng "abo", at isang elemento ng kemikal na may singil sa nucleus. ng +7 (ibig sabihin, naglalaman ng 7 proton) - "nitrogen", ay may simbolong "N", na binabasa bilang "en".
Tulad ng makikita mo mula sa talahanayan sa itaas, ang mga atomo ng isang elemento ng kemikal ay maaaring mag-iba sa bilang ng mga neutron sa nuclei.
Ang mga atom na kabilang sa parehong elemento ng kemikal, ngunit may ibang bilang ng mga neutron at, bilang resulta, masa, ay tinatawag na isotopes.
Kaya, halimbawa, ang kemikal na elemento ng hydrogen ay may tatlong isotopes - 1 H, 2 H at 3 H. Ang mga subscript 1, 2 at 3 sa itaas ng simbolo H ay tumutukoy sa kabuuang bilang ng mga neutron at proton. Yung. alam na ang hydrogen ay isang kemikal na elemento na nailalarawan sa katotohanan na mayroong isang proton sa nuclei ng mga atomo nito, maaari nating tapusin na walang mga neutron sa 1 H isotope sa lahat (1-1 = 0), sa 2 H isotope - 1 neutron (2-1 = 1) at sa isotope 3 H - dalawang neutron (3-1 = 2). Dahil, tulad ng nabanggit na, ang isang neutron at isang proton ay may parehong masa, at ang masa ng isang electron ay bale-wala kung ihahambing sa kanila, nangangahulugan ito na ang 2 H isotope ay halos dalawang beses na mas mabigat kaysa sa 1 H isotope, at ang 3 Ang H isotope ay tatlong beses na mas mabigat. ... Kaugnay ng napakalaking pagkalat sa masa ng hydrogen isotopes, ang isotopes 2 H at 3 H ay itinalaga pa nga ng magkahiwalay na indibidwal na mga pangalan at simbolo, na hindi na tipikal para sa anumang iba pang elemento ng kemikal. Ang isotope 2 H ay binigyan ng pangalang deuterium at binigyan ng simbolo D, at ang isotope 3 H ay binigyan ng pangalang tritium at ang simbolo na T.
Kung kukunin natin ang masa ng isang proton at neutron bilang isang yunit, at pinabayaan ang masa ng isang elektron, sa katunayan, ang itaas na kaliwang index, bilang karagdagan sa kabuuang bilang ng mga proton at neutron sa isang atom, ay maaaring ituring na masa nito, at samakatuwid ang index na ito ay tinatawag na mass number at tinutukoy ng simbolong A. atom ay tumutugma sa mga proton, at ang singil ng bawat proton ay karaniwang itinuturing na katumbas ng +1, ang bilang ng mga proton sa nucleus ay tinatawag na numero ng singil (Z) . Ang pagkakaroon ng tinukoy na bilang ng mga neutron sa isang atom ng titik N, sa matematika, ang ugnayan sa pagitan ng numero ng masa, numero ng singil at bilang ng mga neutron ay maaaring ipahayag bilang:
Ayon sa mga modernong konsepto, ang electron ay may dual (wave-particle) na kalikasan. Mayroon itong parehong particle at wave properties. Tulad ng isang butil, ang isang elektron ay may masa at singil, ngunit sa parehong oras, ang daloy ng mga electron, tulad ng isang alon, ay nailalarawan sa pamamagitan ng kakayahang magdiffraction.
Upang ilarawan ang estado ng isang electron sa isang atom, ang mga konsepto ng quantum mechanics ay ginagamit, ayon sa kung saan ang electron ay walang tiyak na tilapon ng paggalaw at maaaring nasa anumang punto sa espasyo, ngunit may iba't ibang mga probabilidad.
Ang rehiyon ng espasyo sa paligid ng nucleus kung saan malamang na matagpuan ang electron ay tinatawag na atomic orbital.
Ang isang atomic orbital ay maaaring magkaroon ng iba't ibang hugis, sukat, at oryentasyon. Ang atomic orbital ay tinatawag ding electron cloud.
Sa graphically, ang isang atomic orbital ay karaniwang tinutukoy bilang isang square cell:
Ang quantum mechanics ay may napakakomplikadong mathematical apparatus, samakatuwid, sa loob ng balangkas ng kursong kimika ng paaralan, tanging ang mga kahihinatnan ng quantum mechanical theory ang isinasaalang-alang.
Ayon sa mga kahihinatnan na ito, ang anumang atomic orbital at isang elektron na matatagpuan dito ay ganap na nailalarawan sa pamamagitan ng 4 na mga numero ng quantum.
- Tinutukoy ng principal quantum number, n, ang kabuuang enerhiya ng isang electron sa isang ibinigay na orbital. Ang hanay ng mga halaga ng pangunahing quantum number ay lahat ng natural na numero, i.e. n = 1,2,3,4,5 atbp.
- Ang orbital quantum number - l - ay nagpapakilala sa hugis ng atomic orbital at maaaring tumagal ng anumang mga halaga ng integer mula 0 hanggang n-1, kung saan ang n, recall, ay ang pangunahing quantum number.
Ang mga orbital na may l = 0 ay tinatawag s-mga orbital... Ang mga s-Orbital ay spherical at walang direksyon sa espasyo:
Ang mga orbital na may l = 1 ay tinatawag p-mga orbital... Ang mga orbital na ito ay may hugis ng isang three-dimensional figure na walo, i.e. ang hugis na nakuha sa pamamagitan ng pag-ikot ng figure na walo sa paligid ng axis ng symmetry, at panlabas na kahawig ng isang dumbbell:
Ang mga orbital na may l = 2 ay tinatawag d-mga orbital, at may l = 3 - f-mga orbital... Ang kanilang istraktura ay mas kumplikado.
3) Ang magnetic quantum number - m l - ay tumutukoy sa spatial na oryentasyon ng isang partikular na atomic orbital at nagpapahayag ng projection ng orbital angular momentum sa direksyon ng magnetic field. Ang magnetic quantum number m l ay tumutugma sa oryentasyon ng orbital na may kaugnayan sa direksyon ng panlabas na magnetic field strength vector at maaaring tumagal ng anumang mga halaga ng integer mula –l hanggang + l, kabilang ang 0, i.e. ang kabuuang bilang ng mga posibleng halaga ay (2l + 1). Kaya, halimbawa, para sa l = 0 ml = 0 (isang halaga), para sa l = 1 ml = -1, 0, +1 (tatlong halaga), para sa l = 2 ml = -2, -1, 0, + 1 , +2 (limang halaga ng magnetic quantum number), atbp.
Kaya, halimbawa, p-orbitals, i.e. orbital na may orbital quantum number l = 1, na may hugis ng "three-dimensional eight", tumutugma sa tatlong halaga ng magnetic quantum number (-1, 0, +1), na, naman, ay tumutugma sa tatlong direksyon na patayo sa isa't isa sa kalawakan.
4) Ang spin quantum number (o simpleng spin) - m s - ay maaaring ituring na may kondisyon na responsable para sa direksyon ng pag-ikot ng electron sa atom, maaari itong tumagal sa mga halaga. Ang mga electron na may iba't ibang mga spin ay itinalaga ng mga patayong arrow na tumuturo sa iba't ibang direksyon: ↓ at.
Ang hanay ng lahat ng orbital sa isang atom na may parehong pangunahing quantum number ay tinatawag na antas ng enerhiya o ang electron shell. Ang anumang arbitrary na antas ng enerhiya na may ilang bilang n ay binubuo ng n 2 orbital.
Ang hanay ng mga orbital na may parehong mga halaga ng pangunahing quantum number at ang orbital quantum number ay isang sublevel ng enerhiya.
Ang bawat antas ng enerhiya, na tumutugma sa pangunahing quantum number n, ay naglalaman ng n sublevel. Sa turn, ang bawat sublevel ng enerhiya na may orbital quantum number l, ay binubuo ng (2l + 1) orbitals. Kaya, ang s-sublevel ay binubuo ng isang s-orbital, ang p-sublevel ay binubuo ng tatlong p-orbitals, ang d-sublevel ay binubuo ng limang d-orbital, at ang f-sublevel ay binubuo ng pitong f-orbitals. Dahil, tulad ng nabanggit na, ang isang atomic orbital ay madalas na tinutukoy ng isang square cell, ang s-, p-, d- at f-sublevels ay maaaring graphical na ilarawan tulad ng sumusunod:
Ang bawat orbital ay tumutugma sa isang indibidwal na mahigpit na tinukoy na set ng tatlong quantum number n, l at m l.
Ang pamamahagi ng mga electron sa mga orbital ay tinatawag na electronic configuration.
Ang pagpuno ng mga atomic orbital na may mga electron ay nangyayari alinsunod sa tatlong kondisyon:
- Minimum na prinsipyo ng enerhiya: pinupuno ng mga electron ang mga orbital, simula sa pinakamababang sublevel ng enerhiya. Ang pagkakasunud-sunod ng mga sublevel sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng kanilang mga enerhiya ay ang mga sumusunod: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Upang gawing mas madaling matandaan ang pagkakasunud-sunod na ito ng pagpuno sa mga electronic sublevel, ang sumusunod na graphic na paglalarawan ay napaka-maginhawa:
- Prinsipyo ni Pauli: bawat orbital ay maaaring maglaman ng hindi hihigit sa dalawang electron.
Kung mayroong isang electron sa orbital, kung gayon ito ay tinatawag na unpaired, at kung mayroong dalawa, kung gayon sila ay tinatawag na isang electron pair.
- Pamumuno ni Hund: ang pinaka-matatag na estado ng isang atom ay isa kung saan ang isang atom ay may pinakamataas na posibleng bilang ng mga hindi magkapares na electron sa loob ng isang sublevel. Ang pinaka-matatag na estado ng atom ay tinatawag na ground state.
Sa katunayan, ang nasa itaas ay nangangahulugan na, halimbawa, ang paglalagay ng 1st, 2nd, 3rd at 4th electron sa tatlong orbital ng p-sublevel ay isasagawa tulad ng sumusunod:
Ang pagpuno ng atomic orbitals mula sa hydrogen na may charge number na 1 hanggang krypton (Kr) na may charge number na 36 ay isasagawa tulad ng sumusunod:
Ang larawang ito ng pagkakasunud-sunod kung saan napuno ang mga atomic orbital ay tinatawag na diagram ng enerhiya. Batay sa mga elektronikong diagram ng mga indibidwal na elemento, maaari mong isulat ang kanilang tinatawag na mga electronic formula (mga pagsasaayos). Kaya, halimbawa, isang elemento na may 15 proton at, bilang kinahinatnan, 15 electron, i.e. phosphorus (P), ay magkakaroon ng sumusunod na anyo ng isang energy diagram:
Kapag isinalin sa electronic formula, ang phosphorus atom ay magkakaroon ng anyo:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Ang mga normal na laki ng mga numero sa kaliwa ng simbolo ng sublevel ay nagpapakita ng bilang ng antas ng enerhiya, at ang mga superscript sa kanan ng simbolo ng sublevel ay nagpapahiwatig ng bilang ng mga electron sa kaukulang sublevel.
Nasa ibaba ang mga electronic formula ng unang 36 na elemento ng periodic system ng D.I. Mendeleev.
| panahon | item no. | simbolo | pamagat | elektronikong pormula |
| ako | 1 | H | hydrogen | 1s 1 |
| 2 | Siya | helium | 1s 2 | |
| II | 3 | Li | lithium | 1s 2 2s 1 |
| 4 | Maging | beryllium | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | B | boron | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | C | carbon | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | N | nitrogen | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | oxygen | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | F | fluorine | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Ne | neon | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | Na | sosa | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | magnesiyo | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Sinabi ni Al | aluminyo | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Si | silikon | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | P | posporus | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | S | asupre | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | chlorine | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ar | argon | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | K | potasa | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | kaltsyum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | scandium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | titan | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | vanadium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | kromo | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 s sa d sublevel | |
| 25 | Mn | mangganeso | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | bakal | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Co | kobalt | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ni | nikel | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | tanso | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 s sa d sublevel | |
| 30 | Zn | sink | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | ga | gallium | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Sinabi ni Ge | germanyum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | Bilang | arsenic | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Se | siliniyum | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Sinabi ni Br | bromine | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Kr | krypton | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Tulad ng nabanggit na, sa kanilang ground state, ang mga electron sa atomic orbitals ay nakaayos ayon sa prinsipyo ng hindi bababa sa enerhiya. Gayunpaman, sa pagkakaroon ng mga walang laman na p-orbital sa ground state ng atom, kadalasang posible na ilipat ang atom sa tinatawag na excited state sa pamamagitan ng pagbibigay ng labis na enerhiya dito. Kaya, halimbawa, ang isang boron atom sa ground state nito ay may electronic configuration at isang energy diagram ng sumusunod na form:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
At sa isang nasasabik na estado (*), i.e. kapag ang ilang enerhiya ay naibigay sa isang boron atom, ang electronic configuration at energy diagram nito ay magiging ganito:
5 B * = 1s 2 2s 1 2p 2
Depende sa kung aling sublevel sa atom ang huling napunan, ang mga elemento ng kemikal ay nahahati sa s, p, d o f.
Ang paghahanap ng s, p, d at f-element sa D.I. Mendeleev:
- Ang mga s-element ay may huling s-sublevel na pupunan. Kasama sa mga elementong ito ang mga elemento ng pangunahing (sa kaliwa sa cell ng talahanayan) na mga subgroup ng mga pangkat I at II.
- Para sa mga p-elemento, ang p-sublevel ay napunan. Kasama sa mga p-elemento ang huling anim na elemento ng bawat panahon, maliban sa una at ikapito, gayundin ang mga elemento ng pangunahing subgroup ng III-VIII na mga grupo.
- d-elemento ay matatagpuan sa pagitan ng s - at p-elemento sa malalaking panahon.
- Ang mga elementong f ay tinatawag na lanthanides at actinides. Ibinaba sila sa ilalim ng mesa ni D.I. Mendeleev.
Kapag nagsusulat ng mga elektronikong formula ng mga atomo ng mga elemento, ang mga antas ng enerhiya ay ipinahiwatig (mga halaga ng pangunahing numero ng quantum n sa anyo ng mga numero - 1, 2, 3, atbp.), mga sublevel ng enerhiya (mga halaga ng orbital quantum number l sa anyo ng mga titik - s, p, d, f) at ang numero sa itaas ay nagpapahiwatig ng bilang ng mga electron sa sublevel na ito.
Ang unang elemento sa talahanayan D.I. Ang Mendeleev ay hydrogen, samakatuwid, ang singil ng atomic nucleus N ay katumbas ng 1, sa atom ay mayroon lamang isang elektron bawat s-isang sub-level. Samakatuwid, ang electronic formula ng hydrogen atom ay:
Ang pangalawang elemento ay helium, mayroong dalawang electron sa atom nito, samakatuwid ang electronic formula ng helium atom ay 2 Hindi 1s 2. Ang unang yugto ay kinabibilangan lamang ng dalawang elemento, dahil ang unang antas ng enerhiya ay puno ng mga electron, na maaari lamang sakupin ng 2 electron.
Ang ikatlong elemento sa pagkakasunud-sunod - lithium - ay nasa ikalawang yugto na, samakatuwid, ang pangalawang antas ng enerhiya ay nagsisimulang punan ng mga electron (napag-usapan namin ito sa itaas). Ang pagpuno ng pangalawang antas ng mga electron ay nagsisimula sa s-sublevel, samakatuwid ang electronic formula ng lithium atom ay 3 Li 1s 2 2s isa. Sa beryllium atom, ang pagpuno ng mga electron ay nakumpleto s- sublevel: 4 Ve 1s 2 2s 2 .
Sa kasunod na mga elemento ng 2nd period, ang pangalawang antas ng enerhiya ay patuloy na napupuno ng mga electron, ngayon lamang ito ay napuno ng mga electron R- sublevel: 5 V 1s 2 2s 2 2R 1 ; 6 SA 1s 2 2s 2 2R 2 … 10 Ne 1s 2 2s 2 2R 6 .
Nakumpleto ng neon atom ang pagpuno ng mga electron R-sublevel, ang elementong ito ay nagtatapos sa ikalawang yugto, mayroong walong electron sa loob nito, mula noong s- at R-Ang mga sublevel ay maaaring maglaman lamang ng walong electron.
Ang mga elemento ng ika-3 yugto ay may katulad na pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga sublevel ng enerhiya ng ikatlong antas ng mga electron. Ang mga elektronikong pormula ng mga atomo ng ilang elemento ng panahong ito ay ang mga sumusunod:
11 Na 1s 2 2s 2 2R 6 3s 1 ; 12 Mg 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 ; 13 Sinabi ni Al 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 1 ;
14 Si 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 2 ;…; 18 Ar 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 .
Ang ikatlong yugto, tulad ng pangalawa, ay nagtatapos sa isang elemento (argon), na kumukumpleto ng pagpuno ng mga electron R- sublevel, bagaman ang ikatlong antas ay may kasamang tatlong sublevel ( s, R, d). Ayon sa pagkakasunud-sunod sa itaas ng pagpuno ng mga sublevel ng enerhiya alinsunod sa mga panuntunan ng Klechkovsky, ang enerhiya ng sublevel 3 d mas maraming enerhiya ng sublevel 4 s, samakatuwid, ang potassium atom sa tabi ng argon at ang calcium atom sa likod nito ay puno ng mga electron 3 s–Sublevel ng ikaapat na antas:
19 SA 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 ; 20 Ca 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
Simula sa ika-21 elemento - scandium, sa mga atomo ng mga elemento, ang sublevel 3 ay nagsisimulang punuin ng mga electron d... Ang mga elektronikong pormula ng mga atomo ng mga elementong ito ay:
21 Sc 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ; 22 Ti 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 .
Sa mga atomo ng ika-24 na elemento (chromium) at ika-29 na elemento (tanso), mayroong isang phenomenon na tinatawag na "slip" o "failure" ng isang electron: isang electron mula sa panlabas na 4 s- ang sublevel na "bumagsak" ng 3 d–Sublevel, na kumukumpleto sa pagpuno nito ng kalahati (para sa chromium) o ganap (para sa tanso), na nag-aambag sa higit na katatagan ng atom:
24 Cr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 (sa halip na ... 4 s 2 3d 4) at
29 Cu 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 (sa halip na ... 4 s 2 3d 9).
Simula sa ika-31 elemento - gallium, nagpapatuloy ang pagpuno ng mga electron ng ika-4 na antas, ngayon - R–Sublevel:
31 ga 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 …; 36 Kr 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 .
Tinatapos ng elementong ito ang ikaapat na yugto, na kinabibilangan na ng 18 elemento.
Ang isang katulad na pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga sublevel ng enerhiya na may mga electron ay nagaganap sa mga atomo ng mga elemento ng ika-5 panahon. Ang unang dalawa (rubidium at strontium) ay puno ng s- sublevel 5th level, ang susunod na sampung elemento (mula yttrium hanggang cadmium) ay napuno d- sub-level ng ika-4 na antas; ang panahon ay nakumpleto ng anim na elemento (mula sa indium hanggang xenon), kung saan ang mga atomo ay mayroong pagpuno ng mga electron R- isang sub-level ng panlabas, ikalimang antas. Mayroon ding 18 elemento sa panahon.
Para sa mga elemento ng ikaanim na yugto, nilalabag ang order ng pagpuno na ito. Sa simula ng panahon, gaya ng dati, mayroong dalawang elemento, ang mga atomo nito ay puno ng mga electron s- isang sublevel ng panlabas, ikaanim, antas. Ang susunod na elemento, lanthanum, ay nagsisimulang punuin ng mga electron. d–Sublevel ng nakaraang antas, ibig sabihin 5 d... Kinukumpleto nito ang pagpuno ng mga electron 5 d- huminto ang sublevel at ang susunod na 14 na elemento - mula cerium hanggang lutetium - magsisimulang punan f-Sublayer ng ika-4 na antas. Ang mga elementong ito ay kasama lahat sa isang cell ng talahanayan, at sa ibaba ay isang pinalawak na serye ng mga elementong ito, na tinatawag na lanthanides.
Simula sa ika-72 elemento - hafnium - hanggang sa ika-80 elemento - mercury, ang pagpuno ng mga electron ay nagpapatuloy 5 d- sublevel, at ang panahon ay nagtatapos, gaya ng dati, na may anim na elemento (mula sa thallium hanggang radon), kung saan ang mga atomo nito ay puno ng mga electron R- isang sublevel ng panlabas, ikaanim, antas. Ito ang pinakamalaking panahon na may 32 elemento.
Sa mga atomo ng mga elemento ng ikapitong, hindi natapos, panahon, ang parehong pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga sublevel ay makikita tulad ng inilarawan sa itaas. Iniwan namin ang mga mag-aaral na isulat ang mga elektronikong pormula ng mga atomo ng mga elemento ng ika-5-7 na panahon mismo, na isinasaalang-alang ang lahat ng nasa itaas.
Tandaan:Sa ilang mga aklat-aralin, pinahihintulutan ang ibang pagkakasunud-sunod ng pagsulat ng mga elektronikong formula ng mga atomo ng mga elemento: hindi sa pagkakasunud-sunod ng pagpuno sa mga ito, ngunit alinsunod sa bilang ng mga electron sa bawat antas ng enerhiya na ibinigay sa talahanayan. Halimbawa, ang electronic formula ng arsenic atom ay maaaring: Bilang 1s 2 2s 2 2R 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 .
Ang istraktura ng mga electron shell ng mga atom ng mga elemento ng unang apat na yugto: $ s- $, $ p- $ at $ d- $ elemento. Elektronikong pagsasaayos ng atom. Ground at excited na estado ng mga atom
Ang konsepto ng isang atom ay lumitaw sa sinaunang mundo para sa pagtatalaga ng mga particle ng bagay. Isinalin mula sa Griyego, ang atom ay nangangahulugang "hindi mahahati".
Mga electron
Ang Irish physicist na si Stoney, batay sa mga eksperimento, ay dumating sa konklusyon na ang kuryente ay dinadala ng pinakamaliit na particle na umiiral sa mga atomo ng lahat ng mga elemento ng kemikal. Noong $ 1891, iminungkahi ni Stoney na tawagan ang mga particle na ito mga electron, na sa Griyego ay nangangahulugang "amber".
Ilang taon matapos makuha ng electron ang pangalan nito, pinatunayan ng English physicist na si Joseph Thomson at ng French physicist na si Jean Perrin na ang mga electron ay may negatibong singil. Ito ang pinakamaliit na negatibong singil, na sa kimika ay kinuha bilang isang yunit ng $ (- 1) $. Nagawa pa ni Thomson na matukoy ang bilis ng paggalaw ng isang elektron (ito ay katumbas ng bilis ng liwanag - $ 300,000 km / s) at ang masa ng isang elektron (ito ay $ 1836 $ beses na mas mababa kaysa sa masa ng isang hydrogen atom) .
Ikinonekta nina Thomson at Perrin ang mga poste ng pinagmumulan ng kuryente sa dalawang metal plate, isang cathode at isang anode, na ibinebenta sa isang glass tube kung saan lumikas ang hangin. Kapag ang isang boltahe na humigit-kumulang 10 libong volt ay inilapat sa mga plate-electrodes, isang maliwanag na discharge ang kumikislap sa tubo, at ang mga particle ay lumipad mula sa katod (negatibong poste) patungo sa anode (positibong poste), na unang tinawag ng mga siyentipiko. cathode ray at pagkatapos ay nalaman nila na ito ay isang stream ng mga electron. Ang mga electron na tumatama sa mga espesyal na substance na inilapat, halimbawa, sa isang TV screen, ay nagdudulot ng glow.
Napagpasyahan na ang mga electron ay pinalabas mula sa mga atomo ng materyal kung saan ginawa ang katod.
Ang mga libreng electron o ang kanilang flux ay maaaring makuha sa iba pang mga paraan, halimbawa, sa pamamagitan ng pag-init ng metal wire o sa pamamagitan ng incident light sa mga metal na nabuo ng mga elemento ng pangunahing subgroup I ng group I ng periodic table (halimbawa, cesium).
Ang estado ng mga electron sa isang atom
Ang estado ng isang electron sa isang atom ay nauunawaan bilang isang set ng impormasyon tungkol sa enerhiya isang tiyak na elektron sa space kung saan ito matatagpuan. Alam na natin na ang isang electron sa isang atom ay walang trajectory of motion, i.e. pwede lang natin pag usapan mga probabilidad paghahanap nito sa espasyo sa paligid ng nucleus. Matatagpuan ito sa anumang bahagi ng puwang na ito na nakapalibot sa nucleus, at ang kabuuan ng iba't ibang posisyon nito ay itinuturing bilang isang electron cloud na may tiyak na density ng negatibong singil. Sa makasagisag na paraan, maaari itong isipin bilang mga sumusunod: kung posible, pagkatapos ng daan-daang o milyon-milyong mga segundo, na kunan ng larawan ang posisyon ng electron sa atom, tulad ng sa photo finish, kung gayon ang electron sa naturang mga litrato ay kakatawanin bilang isang punto. Ang magkakapatong na hindi mabilang na mga larawan ay magreresulta sa isang larawan ng electron cloud na may pinakamataas na density kung saan mayroong karamihan sa mga puntong ito.
Ang figure ay nagpapakita ng isang "cut" ng tulad ng isang electron density sa isang hydrogen atom na dumadaan sa nucleus, at ang dashed line ay tumutukoy sa isang globo, sa loob kung saan ang posibilidad ng pag-detect ng isang electron ay $ 90% $. Ang contour na pinakamalapit sa nucleus ay sumasaklaw sa rehiyon ng espasyo kung saan ang posibilidad ng pag-detect ng isang electron ay $ 10% $, ang posibilidad ng pag-detect ng isang electron sa loob ng pangalawang contour mula sa core ay $ 20% $, sa loob ng pangatlo - $ ≈ 30% $, atbp. Mayroong ilang kawalan ng katiyakan sa estado ng elektron. Upang makilala ang espesyal na estadong ito, ipinakilala ng German physicist na si W. Heisenberg ang konsepto ng prinsipyo ng kawalan ng katiyakan, ibig sabihin. nagpakita na imposibleng matukoy nang sabay-sabay at tumpak ang enerhiya at lokasyon ng elektron. Ang mas tiyak na ang enerhiya ng electron ay tinutukoy, ang mas hindi tiyak ang posisyon nito, at vice versa, na natukoy ang posisyon, ito ay imposible upang matukoy ang enerhiya ng electron. Ang rehiyon ng posibilidad ng pag-detect ng isang elektron ay walang malinaw na mga hangganan. Gayunpaman, posible na iisa ang espasyo kung saan ang posibilidad na makahanap ng isang elektron ay pinakamataas.
Ang espasyo sa paligid ng atomic nucleus, kung saan ang elektron ay malamang na matatagpuan, ay tinatawag na orbital.
Naglalaman ito ng humigit-kumulang $ 90% $ ng electron cloud, na nangangahulugan na humigit-kumulang $ 90% $ ng oras na ang electron ay nasa bahaging ito ng espasyo. Ayon sa hugis, mayroong $ 4 $ ng mga kasalukuyang kilalang uri ng mga orbital, na tinutukoy ng mga Latin na titik na $ s, p, d $ at $ f $. Ang isang graphic na representasyon ng ilang anyo ng mga electron orbital ay ipinapakita sa figure.
Ang pinakamahalagang katangian ng paggalaw ng isang electron sa isang tiyak na orbital ay ang enerhiya ng bono nito sa nucleus. Ang mga electron na may malapit na enerhiya ay bumubuo ng isang solong elektronikong layer, o antas ng enerhiya... Ang mga antas ng enerhiya ay binibilang simula sa core: $ 1, 2, 3, 4, 5, 6 $ at $ 7 $.
Ang integer $ n $ na nagsasaad ng bilang ng antas ng enerhiya ay tinatawag na pangunahing quantum number.
Ito ay nagpapakilala sa enerhiya ng mga electron na sumasakop sa isang naibigay na antas ng enerhiya. Ang pinakamababang enerhiya ay tinataglay ng mga electron ng unang antas ng enerhiya, na pinakamalapit sa nucleus. Kung ikukumpara sa mga electron ng unang antas, ang mga electron ng kasunod na mga antas ay nailalarawan sa pamamagitan ng isang malaking tindahan ng enerhiya. Dahil dito, ang mga electron ng panlabas na antas ay hindi bababa sa mahigpit na nakagapos sa nucleus ng atom.
Ang bilang ng mga antas ng enerhiya (electronic na mga layer) sa isang atom ay katumbas ng bilang ng panahon sa sistema ng DI Mendeleev, kung saan nabibilang ang elementong kemikal: ang mga atomo ng mga elemento ng unang yugto ay may isang antas ng enerhiya; ang pangalawang panahon - dalawa; ang ikapitong yugto ay pito.
Ang pinakamalaking bilang ng mga electron sa antas ng enerhiya ay tinutukoy ng formula:
kung saan ang $ N $ ay ang pinakamataas na bilang ng mga electron; $ n $ - numero ng antas, o pangunahing numero ng quantum. Samakatuwid: sa unang antas ng enerhiya na pinakamalapit sa nucleus ay maaaring hindi hihigit sa dalawang electron; sa pangalawa - hindi hihigit sa $ 8 $; sa pangatlo - hindi hihigit sa $ 18 $; sa ikaapat - hindi hihigit sa $ 32. At paano naman, ang mga antas ng enerhiya (mga layer ng elektron) ay nakaayos?
Simula sa pangalawang antas ng enerhiya $ (n = 2) $, ang bawat isa sa mga antas ay nahahati sa mga sublevel (mga sublayer) na bahagyang naiiba sa isa't isa sa nagbubuklod na enerhiya sa nucleus.
Ang bilang ng mga sublevel ay katumbas ng halaga ng pangunahing quantum number: ang unang antas ng enerhiya ay may isang sub level; ang pangalawa - dalawa; ang pangatlo - tatlo; ang pang-apat ay apat. Ang mga sublevel, naman, ay nabuo ng mga orbital.
Ang bawat halaga ng $ n $ ay tumutugma sa bilang ng mga orbital na katumbas ng $ n ^ 2 $. Ayon sa data na ipinakita sa talahanayan, posibleng masubaybayan ang kaugnayan ng pangunahing quantum number $ n $ sa bilang ng mga sublevel, ang uri at bilang ng mga orbital, at ang maximum na bilang ng mga electron sa sublevel at level.
Pangunahing numero ng quantum, mga uri at bilang ng mga orbital, maximum na bilang ng mga electron sa mga sublevel at antas.
| Antas ng enerhiya $ (n) $ | Bilang ng mga sublevel na katumbas ng $ n $ | Uri ng orbital | Mga orbital | Pinakamataas na bilang ng mga electron | ||
| sa sublevel | sa isang antas na katumbas ng $ n ^ 2 $ | sa sublevel | sa antas na katumbas ng $ 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 $ | $7$ | $14$ | ||||
Ang mga sublevel ay karaniwang tinutukoy ng mga Latin na titik, pati na rin ang hugis ng mga orbital kung saan sila ay binubuo: $ s, p, d, f $. Kaya:
- $ s $ -sublevel - ang una, pinakamalapit sa atomic nucleus, sublevel ng bawat energy level, ay binubuo ng isang $ s $ -orbital;
- $ p $ -sublevel - ang pangalawang sublevel ng bawat isa, maliban sa una, energy level, ay binubuo ng tatlong $ p $ -orbitals;
- $ d $ -sublayer - ang ikatlong sublevel ng bawat isa, simula sa pangatlo, antas ng enerhiya, ay binubuo ng limang $ d $ -orbital;
- Ang $f $ -sublayer ng bawat isa, simula sa ikaapat, antas ng enerhiya, ay binubuo ng pitong $f $ -orbital.
Atom nucleus
Ngunit ang mga electron ay hindi lamang ang mga nasasakupan ng mga atomo. Natuklasan ng physicist na si Henri Becquerel na ang isang natural na mineral na naglalaman ng uranium salt ay naglalabas din ng hindi kilalang radiation, na nagbibigay-liwanag sa mga photographic film na nakatago sa liwanag. Pinangalanan ang phenomenon na ito radioactivity.
May tatlong uri ng radioactive rays:
- $ α $ -ray, na binubuo ng $ α $ -particle na may singil na $ 2 $ beses sa singil ng isang electron, ngunit may positibong tanda, at isang mass na $ 4 $ beses sa mass ng hydrogen atom;
- Ang $ β $ -ray ay kumakatawan sa daloy ng mga electron;
- Ang $ γ $ -ray ay mga electromagnetic wave na may hindi gaanong masa na hindi nagdadala ng electric charge.
Dahil dito, ang atom ay may isang kumplikadong istraktura - ito ay binubuo ng isang positibong sisingilin na nucleus at mga electron.
Paano gumagana ang isang atom?
Noong 1910, sa Cambridge, malapit sa London, pinag-aralan ni Ernest Rutherford kasama ng kanyang mga estudyante at kasamahan ang pagkalat ng $ α $ na mga particle na dumadaan sa isang manipis na gintong foil at nahuhulog sa screen. Ang mga particle ng Alpha ay karaniwang lumihis mula sa orihinal na direksyon sa pamamagitan lamang ng isang degree, na nagpapatunay sa tila pagkakapareho at pagkakapareho ng mga katangian ng mga atomo ng ginto. At biglang napansin ng mga mananaliksik na ang ilan sa mga $ α $ -particle ay biglang binago ang direksyon ng kanilang daraanan, na parang nabangga sa isang uri ng balakid.
Sa pamamagitan ng paglalagay ng screen sa harap ng foil, natukoy ni Rutherford kahit na ang mga bihirang kaso kapag ang $ α $ na mga particle, na sinasalamin mula sa mga atomo ng ginto, ay lumipad sa kabilang direksyon.
Ipinakita ng mga kalkulasyon na ang mga naobserbahang phenomena ay maaaring mangyari kung ang buong masa ng atom at lahat ng positibong singil nito ay puro sa isang maliit na gitnang nucleus. Ang radius ng nucleus, tulad ng nangyari, ay 100,000 beses na mas mababa kaysa sa radius ng buong atom, ang rehiyon kung saan mayroong mga electron na may negatibong singil. Kung ilalapat natin ang isang makasagisag na paghahambing, kung gayon ang buong dami ng isang atom ay maihahalintulad sa isang istadyum sa Luzhniki, at ang nucleus - sa isang soccer ball na matatagpuan sa gitna ng field.
Ang atom ng anumang elemento ng kemikal ay maihahambing sa maliit na solar system. Samakatuwid, ang modelong ito ng atom, na iminungkahi ni Rutherford, ay tinatawag na planetaryo.
Mga proton at neutron
Lumalabas na ang maliit na atomic nucleus, kung saan ang buong masa ng atom ay puro, ay binubuo ng dalawang uri ng mga particle - mga proton at neutron.
Mga proton may singil na katumbas ng singil ng mga electron, ngunit kabaligtaran sa sign na $ (+ 1) $, at isang masa na katumbas ng masa ng isang hydrogen atom (ito ay kinuha bilang isang yunit sa kimika). Ang mga proton ay tinutukoy ng tanda na $ ↙ (1) ↖ (1) p $ (o $ p + $). Mga neutron huwag magdala ng singil, sila ay neutral at may mass na katumbas ng isang proton, i.e. $1 $. Ang mga neutron ay tinutukoy ng sign na $ ↙ (0) ↖ (1) n $ (o $ n ^ 0 $).
Ang mga proton at neutron na magkasama ay tinatawag mga nucleon(mula sa lat. nucleus- core).
Ang kabuuan ng bilang ng mga proton at neutron sa isang atom ay tinatawag napakalaking numero... Halimbawa, ang mass number ng isang aluminum atom:
Dahil ang masa ng elektron, na kung saan ay bale-wala, ay maaaring mapabayaan, ito ay malinaw na ang buong masa ng atom ay puro sa nucleus. Ang mga electron ay tinutukoy ng ganito: $ e↖ (-) $.
Dahil ang atom ay neutral sa kuryente, halata rin iyon na ang bilang ng mga proton at electron sa isang atom ay pareho. Ito ay katumbas ng ordinal na bilang ng isang elemento ng kemikal nakatalaga dito sa Periodic Table. Halimbawa, ang nucleus ng isang iron atom ay naglalaman ng $26 $ proton, at $26 $ electron ay umiikot sa paligid ng nucleus. Paano matukoy ang bilang ng mga neutron?
Tulad ng alam mo, ang masa ng isang atom ay binubuo ng masa ng mga proton at neutron. Pag-alam sa ordinal na numero ng elementong $ (Z) $, i.e. ang bilang ng mga proton, at ang mass number na $ (A) $, katumbas ng kabuuan ng mga bilang ng mga proton at neutron, maaari mong mahanap ang bilang ng mga neutron $ (N) $ sa pamamagitan ng formula:
Halimbawa, ang bilang ng mga neutron sa isang iron atom ay:
$56 – 26 = 30$.
Ipinapakita ng talahanayan ang mga pangunahing katangian ng elementarya na mga particle.
Mga pangunahing katangian ng elementarya na mga particle.
Isotopes
Ang iba't ibang mga atom ng parehong elemento, na may parehong nuclear charge, ngunit magkaibang mga numero ng masa, ay tinatawag na isotopes.
salita isotope ay binubuo ng dalawang salitang Griyego: isos- pareho at topos- lugar, ay nangangahulugang "sinasakop ang isang lugar" (cell) sa Periodic Table ng mga Elemento.
Ang mga natural na elemento ng kemikal ay pinaghalong isotopes. Kaya, ang carbon ay may tatlong isotopes na may masa na $ 12, 13, 14 $; oxygen - tatlong isotopes na may masa na $ 16, 17, 18 $, atbp.
Karaniwang ibinibigay sa Periodic Table, ang kamag-anak na atomic na masa ng isang elemento ng kemikal ay ang average na halaga ng mga atomic na masa ng natural na pinaghalong isotopes ng isang naibigay na elemento, na isinasaalang-alang ang kanilang kamag-anak na nilalaman sa kalikasan, samakatuwid, ang mga halaga ng Ang mga masa ng atom ay kadalasang fractional. Halimbawa, ang mga natural na chlorine atoms ay pinaghalong dalawang isotopes - $ 35 $ ($ 75% ng mga ito sa kalikasan) at $ 37 $ ($ 25% $ ng mga ito); samakatuwid, ang relatibong atomic mass ng chlorine ay $ 35.5 $. Ang mga isotopes ng klorin ay nakasulat tulad ng sumusunod:
$ ↖ (35) ↙ (17) (Cl) $ at $ ↖ (37) ↙ (17) (Cl) $
Ang mga kemikal na katangian ng chlorine isotopes ay eksaktong pareho, tulad ng mga isotopes ng karamihan sa mga elemento ng kemikal, halimbawa potassium, argon:
$ ↖ (39) ↙ (19) (K) $ at $ ↖ (40) ↙ (19) (K) $, $ ↖ (39) ↙ (18) (Ar) $ at $ ↖ (40) ↙ (18 ) (Ar) $
Gayunpaman, malaki ang pagkakaiba ng hydrogen isotopes sa mga katangian dahil sa isang matalim na pagtaas ng marami sa kanilang kamag-anak na atomic na masa; sila ay binigyan pa nga ng mga indibidwal na pangalan at kemikal na palatandaan: protium - $ ↖ (1) ↙ (1) (H) $; deuterium - $ ↖ (2) ↙ (1) (H) $, o $ ↖ (2) ↙ (1) (D) $; tritium - $ ↖ (3) ↙ (1) (H) $, o $ ↖ (3) ↙ (1) (T) $.
Ngayon ay maaari kang magbigay ng moderno, mas mahigpit at siyentipikong kahulugan ng isang kemikal na elemento.
Ang elementong kemikal ay isang koleksyon ng mga atomo na may parehong nuclear charge.
Ang istraktura ng mga shell ng elektron ng mga atomo ng mga elemento ng unang apat na panahon
Isaalang-alang natin ang pagpapakita ng mga elektronikong pagsasaayos ng mga atomo ng mga elemento sa pamamagitan ng mga panahon ng sistema ng D.I.Mendeleev.
Mga elemento ng unang yugto.
Ang mga diagram ng elektronikong istraktura ng mga atomo ay nagpapakita ng pamamahagi ng mga electron sa mga elektronikong layer (mga antas ng enerhiya).
Ang mga elektronikong pormula ng mga atom ay nagpapakita ng pamamahagi ng mga electron sa mga antas ng enerhiya at sa ibaba ng mga antas.
Ang mga graphical na electronic formula ng mga atom ay nagpapakita ng pamamahagi ng mga electron hindi lamang sa mga antas at sa ibaba ng mga antas, kundi pati na rin sa mga orbital.
Sa isang helium atom, ang unang layer ng elektron ay kumpleto - mayroong $ 2 $ electron sa loob nito.
Ang hydrogen at helium ay $ s $ -mga elemento, ang $ s $ -orbital ng mga atom na ito ay puno ng mga electron.
Mga elemento ng ikalawang yugto.
Para sa lahat ng elemento ng ikalawang yugto, ang unang layer ng elektron ay napuno, at ang mga electron ay pinupuno ang $ s- $ at $ p $ -orbitals ng pangalawang layer ng elektron alinsunod sa prinsipyo ng hindi bababa sa enerhiya (unang $ s $, pagkatapos ay $ p $) at ang mga panuntunang Pauli at Hund.
Sa neon atom, ang pangalawang layer ng elektron ay kumpleto - mayroong $ 8 $ electron sa loob nito.
Mga elemento ng ikatlong yugto.
Para sa mga atomo ng mga elemento ng ikatlong yugto, ang una at pangalawang mga layer ng elektron ay nakumpleto, kaya ang ikatlong layer ng elektron ay napuno, kung saan maaaring sakupin ng mga electron ang 3s, 3p at 3d sub na antas.
Ang istraktura ng mga shell ng elektron ng mga atomo ng mga elemento ng ikatlong panahon.
Ang $3.5 $ -electronic orbital ay kinukumpleto sa magnesium atom. Ang $ Na $ at $ Mg $ ay $ s $ -mga elemento.
Sa aluminyo at kasunod na mga elemento, ang $ 3d $ sublevel ay puno ng mga electron.
| $ ↙ (18) (Ar) $ Argon |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) s ^ 2 (3) p ^ 6 $ |  |
Sa isang argon atom sa panlabas na layer (ikatlong electron layer) mayroong $ 8 $ electron. Habang nakumpleto ang panlabas na layer, ngunit sa kabuuan sa ikatlong layer ng elektron, tulad ng alam mo na, maaaring mayroong 18 mga electron, na nangangahulugan na ang mga elemento ng ikatlong yugto ay nananatiling hindi napuno ng $ 3d $ orbital.
Lahat ng elemento mula $ Al $ hanggang $ Ar $ - $ p $ -mga elemento.
$ s- $ at $ p $ -mga elemento anyo pangunahing mga subgroup sa Periodic Table.
Mga elemento ng ikaapat na yugto.
Lumilitaw ang ikaapat na layer ng elektron para sa potassium at calcium atoms, at ang $4s $-sublevel ay napuno, dahil ito ay may mas kaunting enerhiya kaysa sa $ 3d $ sublevel. Upang gawing simple ang mga graphical na electronic formula ng mga atomo ng mga elemento ng ikaapat na yugto:
- italaga natin ang graphical electronic formula ng argon bilang mga sumusunod: $ Ar $;
- hindi namin ilarawan ang mga sublevel na hindi napunan sa mga atom na ito.
$ K, Ca $ - $ s $ -mga elemento, kasama sa mga pangunahing subgroup. Sa mga atomo mula $ Sc $ hanggang $ Zn $, ang 3d sublevel ay puno ng mga electron. Ito ay $ 3d $ elemento. Kasama sila sa side subgroups, ang kanilang pre-external electronic layer ay napuno, sila ay tinutukoy bilang mga elemento ng paglipat.
Bigyang-pansin ang istraktura ng mga shell ng elektron ng chromium at tanso na mga atomo. Sa kanila, ang isang elektron ay "bumagsak" mula sa $ 4s- $ hanggang sa $ 3d $ sublevel, na ipinaliwanag ng mas mataas na katatagan ng enerhiya ng mga nagresultang pagsasaayos ng elektron $ 3d ^ 5 $ at $ 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)… $ 
| Simbolo ng elemento, numero ng ordinal, pangalan | Diagram ng elektronikong istraktura | Electronic formula | Graphic na elektronikong formula |
| $ ↙ (19) (K) $ Potassium |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 $ | |
| $ ↙ (20) (C) $ Calcium |  |
$ 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 $ o $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ 1 (4) s ^ 1 $ |  |
| $ ↙ (22) (Ti) $ Titanium |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ 2 $ o $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ 2 (4) s ^ 2 $ |  |
| $ ↙ (23) (V) $ Vanadium |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ 3 $ o $ 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 $ o $ 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) $ o $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2 ) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ 1 $ |  |
| $ ↙ (30) (Zn) $ Zinc |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) $ o $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2 ) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ 2 $ |  |
| $ ↙ (31) (Ga) $ Gallium |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) 4p ^ (1) $ o $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ (2) 4p ^ (1) $ |  |
| $ ↙ (36) (Kr) $ Krypton |  |
$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) 4p ^ 6 $ o $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ (2) 4p ^ 6 $ |  |
Sa zinc atom, ang ikatlong layer ng elektron ay kumpleto - lahat ng $ 3s, 3p $, at $ 3d $ na mga sublevel ay napuno dito, na may kabuuang $ 18 $ na mga electron sa kanila.
Sa mga elementong sumusunod sa zinc, ang ikaapat na layer ng elektron, ang $4p $ sublevel, ay patuloy na pinupuno. Mga elemento mula $ Ga $ hanggang $ Kr $ - $ p $ -mga elemento.
Sa krypton atom, ang panlabas (ika-apat) na layer ay kumpleto, mayroong $ 8 $ electron. Ngunit sa kabuuan sa ikaapat na layer ng elektron, tulad ng alam mo, maaaring mayroong $ 32 $ ng isang elektron; para sa krypton atom, ang mga sublevel na $ 4d- $ at $ 4f $ ay walang laman pa rin.
Ang mga elemento ng ikalimang yugto ay puno ng mga sublevel sa sumusunod na pagkakasunud-sunod: $ 5s → 4d → 5p $. At mayroon ding mga pagbubukod na nauugnay sa "paglubog" ng mga electron, para sa $ ↙ (41) Nb $, $ ↙ (42) Mo $, $ ↙ (44) Ru $, $ ↙ (45) Rh $, $ ↙ ( 46) Pd $, $ ↙ (47) Ag $. Sa ikaanim at ikapitong yugto, lilitaw ang $ f $ -mga elemento, ibig sabihin. mga elemento, na pinupunan, ayon sa pagkakabanggit, ng $ 4f- $ at $ 5f $ -sublevel ng ikatlong layer ng elektron sa labas.
$4f $ -mga elemento ay tinatawag lanthanides.
$5f $ -mga elemento ay tinatawag actinides.
Ang pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga elektronikong sublevel sa mga atomo ng mga elemento ng ikaanim na yugto: $ ↙ (55) Cs $ at $ ↙ (56) Ва $ - $ 6s $ -mga elemento; $ ↙ (57) La ... 6s ^ (2) 5d ^ (1) $ - $ 5d $ -elemento; $ ↙ (58) Ce $ - $ ↙ (71) Lu - 4f $ -mga elemento; $ ↙ (72) Hf $ - $ ↙ (80) Hg - 5d $ -mga elemento; $ ↙ (81) Т1 $ - $ ↙ (86) Rn - 6d $ -mga elemento. Ngunit kahit dito mayroong mga elemento kung saan ang pagkakasunud-sunod ng pagpuno ng mga orbital ng elektron ay nilabag, na, halimbawa, ay nauugnay sa isang mas mataas na katatagan ng enerhiya ng kalahati at ganap na napuno ng $ f $ sublevel, i.e. $ nf ^ 7 $ at $ nf ^ (14) $.
Depende sa kung aling sublevel ng atom ang huling napuno ng mga electron, lahat ng elemento, gaya ng naintindihan mo na, ay nahahati sa apat na elektronikong pamilya, o mga bloke:
- $s $ -mga elemento; pinupunan ng mga electron ang $ s $ -sublevel ng panlabas na antas ng atom; $ s $ -mga elemento ay kinabibilangan ng hydrogen, helium at mga elemento ng pangunahing subgroup ng mga pangkat I at II;
- $ p $ -mga elemento; ang $ p $ -sublevel ng panlabas na antas ng atom ay puno ng mga electron; $ p $ -mga elemento ay kinabibilangan ng mga elemento ng mga pangunahing subgroup ng III – VIII na grupo;
- $d $ -mga elemento; pinupunan ng mga electron ang $ d $ -sublevel ng pre-outer level ng atom; $ d $ -mga elemento ay kinabibilangan ng mga elemento ng pangalawang subgroup ng mga pangkat I – VIII, ibig sabihin, mga elemento ng plug-in na mga dekada ng malalaking yugto na matatagpuan sa pagitan ng $ s- $ at $ p- $ na mga elemento. Tinatawag din sila mga elemento ng transisyon;
- $f $ -mga elemento; pinupuno ng mga electron ang $ f- $ sublevel ng pangatlo sa labas ng antas ng atom; kabilang dito ang lanthanides at actinides.
Elektronikong pagsasaayos ng atom. Ground at excited na estado ng mga atom
Itinatag iyon ng Swiss physicist na si W. Pauli noong $ 1925 sa isang atom sa isang orbital ay maaaring hindi hihigit sa dalawang electron pagkakaroon ng kabaligtaran (antiparallel) backs (isinalin mula sa English - spindle), i.e. nagtataglay ng mga katangian na maaaring kumbensiyonal na maisip bilang ang pag-ikot ng isang electron sa paligid ng haka-haka na axis nito clockwise o counterclockwise. Ang prinsipyong ito ay tinatawag Prinsipyo ni Pauli.
Kung mayroong isang elektron sa orbital, kung gayon ito ay tinatawag walang kaparehas kung dalawa, ito ipinares na mga electron, ibig sabihin. mga electron na may kabaligtaran na mga spin.
Ang figure ay nagpapakita ng isang diagram ng paghahati ng mga antas ng enerhiya sa mga sublevel.
$s- $ Orbital, tulad ng alam mo na, ay may spherical na hugis. Ang isang electron ng hydrogen atom $ (n = 1) $ ay matatagpuan sa orbital na ito at ito ay hindi ipinares. Samakatuwid, ang kanyang elektronikong pormula, o elektronikong pagsasaayos, ay nakasulat nang ganito: $ 1s ^ 1 $. Sa mga elektronikong formula, ang bilang ng antas ng enerhiya ay ipinahiwatig ng numero sa harap ng titik $ (1 ...) $, ang Latin na titik ay tumutukoy sa sublevel (uri ng orbital), at ang numerong nakasulat sa kanang itaas ng ang titik (bilang isang exponent) ay nagpapakita ng bilang ng mga electron sa sublevel.
Para sa isang helium atom He, na mayroong dalawang magkapares na electron sa isang $ s- $ orbital, ang formula na ito ay: $ 1s ^ 2 $. Ang electron shell ng helium atom ay kumpleto at napaka-stable. Ang helium ay isang marangal na gas. Sa pangalawang antas ng enerhiya $ (n = 2) $ mayroong apat na orbital, isang $ s $ at tatlong $ p $. Ang mga electron ng pangalawang antas na $ s $ -orbital ($ 2s $ -orbital) ay may mas mataas na enerhiya, dahil ay nasa mas malaking distansya mula sa nucleus kaysa sa mga electron ng $ 1s $ -orbital $ (n = 2) $. Sa pangkalahatan, para sa bawat halaga ng $ n $, mayroong isang $ s- $ orbital, ngunit may katumbas na tindahan ng enerhiya ng elektron dito at, samakatuwid, na may katumbas na diameter na lumalaki habang tumataas ang halaga ng $ n $. $ S- $ Orbital, tulad ng alam mo na, ay may spherical na hugis. Ang isang electron ng hydrogen atom $ (n = 1) $ ay matatagpuan sa orbital na ito at ito ay hindi ipinares. Samakatuwid, ang electronic formula nito, o electronic configuration, ay nakasulat bilang mga sumusunod: $ 1s ^ 1 $. Sa mga elektronikong formula, ang bilang ng antas ng enerhiya ay ipinahiwatig ng numero sa harap ng titik $ (1 ...) $, ang Latin na titik ay tumutukoy sa sublevel (uri ng orbital), at ang numerong nakasulat sa kanang itaas ng ang titik (bilang isang exponent) ay nagpapakita ng bilang ng mga electron sa sublevel.
Para sa isang helium atom $ He $, na mayroong dalawang magkapares na electron sa isang $ s- $ orbital, ang formula na ito ay: $ 1s ^ 2 $. Ang electron shell ng helium atom ay kumpleto at napaka-stable. Ang helium ay isang marangal na gas. Sa pangalawang antas ng enerhiya $ (n = 2) $ mayroong apat na orbital, isang $ s $ at tatlong $ p $. Ang mga electron ng pangalawang antas na $ s- $ orbital ($ 2s $ -orbital) ay may mas mataas na enerhiya, dahil ay nasa mas malaking distansya mula sa nucleus kaysa sa mga electron ng $ 1s $ -orbital $ (n = 2) $. Sa pangkalahatan, para sa bawat halaga ng $ n $, mayroong isang $ s- $ orbital, ngunit may kaukulang tindahan ng enerhiya ng elektron dito at, samakatuwid, na may katumbas na diameter na lumalaki habang tumataas ang halaga ng $ n $. 
$ p- $ Orbital ay may hugis ng isang dumbbell, o volumetric figure na walo. Ang lahat ng tatlong $ p $ -orbital ay matatagpuan sa atom na magkaparehong patayo kasama ang mga spatial na coordinate na iginuhit sa pamamagitan ng atomic nucleus. Dapat itong bigyang-diin muli na ang bawat antas ng enerhiya (layer ng elektron), simula sa $ n = 2 $, ay may tatlong $ p $ -orbital. Habang tumataas ang halaga ng $ n $, sinasakop ng mga electron ang $ р $ -orbital na matatagpuan sa malalayong distansya mula sa nucleus at nakadirekta sa mga $ x, y, z $ axes.
Para sa mga elemento ng pangalawang $ (n = 2) $ period, ang unang $ s $ -orbital ay napunan, at pagkatapos ay tatlong $ p $ -orbital; electronic formula $ Li: 1s ^ (2) 2s ^ (1) $. Ang $ 2s ^ 1 $ electron ay hindi gaanong nakagapos sa nucleus ng atom, kaya ang lithium atom ay madaling mag-donate nito (tulad ng naaalala mo, ang prosesong ito ay tinatawag na oksihenasyon), na nagiging lithium ion $ Li ^ + $.
Sa beryllium atom Be, ang ikaapat na electron ay matatagpuan din sa $ 2s $ -orbital: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) $. Ang dalawang panlabas na electron ng beryllium atom ay madaling mapunit - $ B ^ 0 $ ay na-oxidize sa cation $ Be ^ (2 +) $.
Ang ikalimang electron ng boron atom ay inookupahan ng $ 2p $ -orbital: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (1) $. Susunod, ang $ C, N, O, F $ na mga atomo ay puno ng $ 2p $ -orbitals, na nagtatapos sa noble gas ng neon: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) $.
Para sa mga elemento ng ikatlong yugto, ang $ 3s- $ at $ 3p $ -orbital ay pinupunan, ayon sa pagkakabanggit. Sa kasong ito, limang $ d $ -orbital ng ikatlong antas ang nananatiling libre:
$ ↙ (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) $.
Minsan sa mga diagram na nagpapakita ng pamamahagi ng mga electron sa mga atomo, ang bilang lamang ng mga electron sa bawat antas ng enerhiya ay ipinahiwatig, i.e. isulat ang pinaikling mga elektronikong formula ng mga atomo ng mga elemento ng kemikal, sa kaibahan sa mga buong elektronikong formula sa itaas, halimbawa:
$ ↙ (11) Na 2, 8, 1; $ $ ↙ (17) Cl 2, 8, 7; $ $ ↙ (18) Ar 2, 8, 8 $.
Para sa mga elemento ng malalaking yugto (ika-apat at ikalima), ang unang dalawang electron ay sumasakop ng $ 4s- $ at $ 5s $ -orbitals, ayon sa pagkakabanggit: $ ↙ (19) K 2, 8, 8, 1; $ $ ↙ (38) Sr 2, 8, $ 18, 8, 2. Simula sa ikatlong elemento ng bawat malaking panahon, ang susunod na sampung electron ay papasok sa nakaraang $ 3d- $ at $ 4d- $ orbital, ayon sa pagkakabanggit (para sa mga elemento ng side subgroups): $ ↙ (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 $. Bilang isang tuntunin, kapag ang nakaraang $ d $ -sublayer ay napunan, ang panlabas ($ 4p- $ at $ 5p- $, ayon sa pagkakabanggit) $ p- $ sublevel ay magsisimulang punan: $ ↙ (33) Bilang 2, 8, 18, 5; $ $ ↙ (52) Te 2, 8, 18, 18, 6 $.
Sa mga elemento ng malalaking panahon - ang ikaanim at hindi natapos na ikapito - ang mga elektronikong antas at sublevel ay puno ng mga electron, bilang panuntunan, tulad ng sumusunod: ang unang dalawang electron ay dumating sa panlabas na $ s- $ sublevel: $ ↙ (56) Ba 2 , 8, 18, 18, 8, 2;$$ ↙ (87) Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; ang susunod na isang electron (y $ La $ at $ Ca $) sa nakaraang $ d $ -sublevel: $ ↙ (57) La 2, 8, 18, 18, 9, 2 $ at $ ↙ (89) Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.
Pagkatapos ang susunod na $ 14 $ na mga electron ay papasok sa ikatlong labas ng antas ng enerhiya, $ 4f $ at $ 5f $ -orbitals, ayon sa pagkakabanggit, ng mga lantonoid at actinides: $ ↙ (64) Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $ ↙ (92 ) U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.
Pagkatapos, ang pangalawang antas ng enerhiya sa labas ($ d $ -sublevel) para sa mga elemento ng pangalawang subgroup ay magsisimulang mabuo muli: $ ↙ (73) Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2; $ $ ↙ (104 ) Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2 $. At, sa wakas, pagkatapos lamang ng kumpletong pagpuno ng $ d $ -sublayer na may sampung electron ay muling mapupuno ang $ p $ -sub-level: $ ↙ (86) Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8 $ .
Kadalasan, ang istraktura ng mga shell ng elektron ng mga atomo ay inilalarawan gamit ang enerhiya, o mga quantum cell - ang tinatawag na mga graphic na electronic formula... Para sa notasyong ito, ginagamit ang sumusunod na notasyon: ang bawat quantum cell ay itinalaga ng isang cell na tumutugma sa isang orbital; ang bawat elektron ay ipinahiwatig ng isang arrow na tumutugma sa direksyon ng pag-ikot. Kapag nagsusulat ng isang graphic na electronic formula, dalawang panuntunan ang dapat tandaan: Prinsipyo ni Pauli, ayon sa kung saan maaaring mayroong hindi hihigit sa dalawang electron sa isang cell (orbital), ngunit may mga antiparallel spins, at F. Pamumuno ni Hund, ayon sa kung saan ang mga electron ay sumasakop sa mga libreng cell nang paisa-isa at may parehong halaga ng pag-ikot, at pagkatapos lamang ay magkapares, ngunit ang mga pag-ikot, ayon sa prinsipyo ng Pauli, ay magiging magkasalungat na direksyon.
Algorithm para sa pagguhit ng isang elektronikong formula para sa isang elemento:
1. Tukuyin ang bilang ng mga electron sa isang atom gamit ang Periodic Table of Chemical Elements ng D.I. Mendeleev.
2. Sa pamamagitan ng bilang ng panahon kung saan matatagpuan ang elemento, matukoy ang bilang ng mga antas ng enerhiya; ang bilang ng mga electron sa huling antas ng elektroniko ay tumutugma sa numero ng pangkat.
3. Hatiin ang mga antas sa mga sublevel at orbital at punan ang mga ito ng mga electron alinsunod sa mga panuntunan para sa pagpuno ng mga orbital:
Dapat tandaan na mayroong maximum na 2 electron sa unang antas. 1s 2, sa pangalawa - maximum na 8 (dalawa s at anim R: 2s 2 2p 6), sa pangatlo - maximum na 18 (dalawa s, anim p at sampu d: 3s 2 3p 6 3d 10).
- Principal Quantum Number n dapat minimal.
- Unang napuno s- sublevel noon p-, d- b f- mga sublevel.
- Pinupuno ng mga electron ang mga orbital sa pagkakasunud-sunod ng pagtaas ng enerhiya ng mga orbital (panuntunan ni Klechkovsky).
- Sa loob ng sublevel, ang mga electron ay unang sumasakop sa mga libreng orbital nang paisa-isa, at pagkatapos lamang ay bumubuo ng mga pares (Hund's rule).
- Maaaring may hindi hihigit sa dalawang electron sa isang orbital (prinsipyo ni Pauli).
Mga halimbawa.
1. Buuin natin ang electronic formula ng nitrogen. Sa periodic table, ang nitrogen ay nasa numero 7.
2. Buuin natin ang electronic formula ng argon. Ang Argon ay nasa numero 18 sa periodic table.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.
3. Buuin natin ang electronic formula ng chromium. Ang Chromium ay matatagpuan sa numero 24 sa periodic table.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5
Diagram ng enerhiya ng zinc.
4. Buuin natin ang electronic formula ng zinc. Ang zinc ay matatagpuan sa numero 30 sa periodic table.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
Tandaan na bahagi ng electronic formula, katulad ng 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, ay ang electronic formula ng argon.
Ang electronic formula ng zinc ay maaaring ilarawan bilang.