ما هو التركيب الإلكتروني للذرة. هيكل ذرات العناصر الكيميائية

الإلكترونات

نشأ مفهوم الذرة في العالم القديملتعيين جزيئات المادة. مترجم من الذرة اليونانيةيعني "غير قابل للتجزئة".

توصل الفيزيائي الأيرلندي ستوني، بناءً على التجارب، إلى استنتاج مفاده أن الكهرباء تنتقل جزيئات صغيرةالموجودة في ذرات الجميع العناصر الكيميائية. وفي عام 1891، اقترح ستوني تسمية هذه الجسيمات بالإلكترونات، والتي تعني "العنبر" باللغة اليونانية. وبعد سنوات قليلة من حصول الإلكترون على اسمه، فيزيائي إنجليزيأثبت جوزيف طومسون والفيزيائي الفرنسي جان بيرين أن الإلكترونات تحمل شحنة سالبة. هذه هي أصغر شحنة سالبة، والتي تعتبر في الكيمياء واحدًا (-1). حتى أن طومسون تمكن من تحديد سرعة الإلكترون (سرعة الإلكترون في المدار تتناسب عكسيا مع الرقم المداري n. ويزداد نصف قطر المدارات بما يتناسب مع مربع الرقم المداري. وفي المدار الأول من ذرة الهيدروجين (n=1; Z=1) السرعة ≈ 2.2·106 م/ث، أي حوالي مائة مرة أقل من سرعة الضوء ج = 3·108 م/ث) وكتلة الإلكترون (وهي أقل بحوالي 2000 مرة من كتلة ذرة الهيدروجين).

حالة الإلكترونات في الذرة

تُفهم حالة الإلكترون في الذرة على أنها مجموعة من المعلومات حول طاقة إلكترون معين والفضاء الذي يقع فيه. الإلكترون الموجود في الذرة ليس له مسار للحركة، أي يمكننا الحديث عنه فقط احتمال العثور عليه في الفضاء المحيط بالنواة.

ويمكن أن تتواجد في أي جزء من هذا الفضاء المحيط بالنواة، ويعتبر مجموع مواقعها المختلفة بمثابة سحابة إلكترونية ذات كثافة شحنة سالبة معينة. مجازيًا، يمكن تخيل ذلك بهذه الطريقة: إذا كان من الممكن تصوير موضع الإلكترون في الذرة بعد أجزاء من مائة أو مليون من الثانية، كما هو الحال في الصورة النهائية، فسيتم تمثيل الإلكترون في مثل هذه الصور كنقاط. إذا تم تركيب عدد لا يحصى من هذه الصور، فستكون الصورة عبارة عن سحابة إلكترونية ذات كثافة أكبر حيث يوجد أكبر عدد من هذه النقاط.

الفضاء حولها النواة الذرية، الذي من المرجح أن يتم العثور على الإلكترون فيه يسمى المدار. أنه يحتوي على ما يقرب من 90% سحابة إلكترونيةوهذا يعني أن حوالي 90% من الوقت الذي يتواجد فيه الإلكترون في هذا الجزء من الفضاء. تتميز بالشكل 4 أنواع معروفة حاليا من المدارات، والتي تم تحديدها باللاتينية الحروف ق، ع، د، و. التمثيل الرسوميبعض الأشكال المدارات الإلكترونيةيظهر في الشكل.

إن أهم خاصية لحركة الإلكترون في مدار معين هي طاقة ارتباطها بالنواة. تشكل الإلكترونات ذات قيم الطاقة المماثلة طبقة إلكترونية واحدة، أو مستوى طاقة. يتم ترقيم مستويات الطاقة بدءًا من النواة: 1، 2، 3، 4، 5، 6، 7.

ويسمى العدد الصحيح n، الذي يشير إلى رقم مستوى الطاقة، برقم الكم الرئيسي. وهو يميز طاقة الإلكترونات التي تشغل مستوى طاقة معين. تمتلك إلكترونات مستوى الطاقة الأول، الأقرب إلى النواة، أدنى طاقة.بالمقارنة مع إلكترونات المستوى الأول، ستتميز إلكترونات المستويات اللاحقة بإمدادات كبيرة من الطاقة. وبالتالي، فإن إلكترونات المستوى الخارجي هي الأقل ارتباطًا بالنواة الذرية.

يتم تحديد أكبر عدد من الإلكترونات عند مستوى الطاقة بالصيغة:

ن = 2ن 2 ,

حيث ن - الحد الأقصى لعددالإلكترونات. n هو رقم المستوى، أو رقم الكم الرئيسي. وبالتالي، فإن مستوى الطاقة الأول الأقرب إلى النواة لا يمكن أن يحتوي على أكثر من إلكترونين؛ في الثانية - لا يزيد عن 8؛ في الثالث - لا يزيد عن 18؛ في الرابع - لا يزيد عن 32.

ابتداءً من مستوى الطاقة الثاني (ن = 2)، ينقسم كل مستوى من المستويات إلى مستويات فرعية (طبقات فرعية)، تختلف قليلاً عن بعضها البعض في طاقة الارتباط مع النواة. عدد المستويات الفرعية يساوي قيمة رقم الكم الرئيسي: مستوى الطاقة الأول له مستوى فرعي واحد؛ الثاني - اثنان؛ الثالث - ثلاثة؛ الرابع - أربعة مستويات فرعية. وتتكون المستويات الفرعية بدورها من المدارات. كل قيمةn يتوافق مع عدد المدارات التي تساوي n.

عادة ما يتم تعيين المستويات الفرعية بالأحرف اللاتينيةوكذلك شكل المدارات التي تتكون منها: s، p، d، f.

البروتونات والنيوترونات

ذرة أي عنصر كيميائي يمكن مقارنتها بذرة صغيرة النظام الشمسي. لذلك، يسمى هذا النموذج للذرة، الذي اقترحه E. Rutherford كوكبي.

تتكون النواة الذرية، التي تتركز فيها كتلة الذرة بأكملها، من جزيئات من نوعين - البروتونات والنيوترونات.

البروتونات لها شحنة يساوي تهمةالإلكترونات، ولكن معاكسة لها في الإشارة (+1)، والكتلة، يساوي الكتلةذرة الهيدروجين (تُعتبر وحدة في الكيمياء). النيوترونات لا تحمل أي شحنة، فهي محايدة ولها كتلة تساوي كتلة البروتون.

تسمى البروتونات والنيوترونات معًا بالنيوكليونات (من النواة اللاتينية - النواة). يسمى مجموع عدد البروتونات والنيوترونات الموجودة في الذرة بالعدد الكتلي. على سبيل المثال، العدد الكتلي لذرة الألومنيوم هو:

13 + 14 = 27

عدد البروتونات 13، عدد النيوترونات 14، العدد الكتلي 27

وبما أن كتلة الإلكترون، وهي صغيرة بشكل لا يذكر، يمكن إهمالها، فمن الواضح أن كتلة الذرة بأكملها تتركز في النواة. يتم تعيين الإلكترونات e - .

منذ الذرة محايدة كهربائيافمن الواضح أيضًا أن عدد البروتونات والإلكترونات الموجودة في الذرة هو نفسه. وهو يساوي الرقم التسلسلي للعنصر الكيميائي المخصص له في الجدول الدوري. تتكون كتلة الذرة من كتلة البروتونات والنيوترونات. معرفة العدد الذري للعنصر (Z)، أي عدد البروتونات، والعدد الكتلي (A)، يساوي المبلغأعداد البروتونات والنيوترونات، يمكنك العثور على عدد النيوترونات (N) باستخدام الصيغة:

ن = أ - ي

على سبيل المثال، عدد النيوترونات في ذرة الحديد هو:

56 — 26 = 30

النظائر

أصناف من ذرات العنصر نفسه التي لها نفس التهمةالنوى ولكن تسمى بأعداد جماعية مختلفة النظائر. العناصر الكيميائية الموجودة في الطبيعة عبارة عن خليط من النظائر. وبالتالي، فإن الكربون له ثلاثة نظائر كتلتها 12، 13، 14؛ الأكسجين - ثلاثة نظائر كتلتها 16، 17، 18، إلخ. الكتلة الذرية النسبية لعنصر كيميائي تعطى عادة في الجدول الدوري هي متوسط ​​قيمة الكتل الذرية لخليط طبيعي من نظائر عنصر معين، مع الأخذ في الاعتبار وفرتها النسبية في الطبيعة. الخصائص الكيميائيةنظائر معظم العناصر الكيميائية هي نفسها تمامًا. ومع ذلك، تختلف نظائر الهيدروجين بشكل كبير في خصائصها بسبب الزيادة الهائلة في كتلتها الذرية النسبية؛ حتى أنهم يتم إعطاؤهم أسماء فردية ورموز كيميائية.

عناصر الفترة الأولى

رسم تخطيطي للتركيب الإلكتروني لذرة الهيدروجين:

توضح الرسوم البيانية للبنية الإلكترونية للذرات توزيع الإلكترونات عبر الطبقات الإلكترونية (مستويات الطاقة).

الصيغة الإلكترونية الرسومية لذرة الهيدروجين (توضح توزيع الإلكترونات حسب مستويات الطاقة والمستويات الفرعية):

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

في ذرة الهيليوم، تكون طبقة الإلكترون الأولى مكتملة - فهي تحتوي على إلكترونين. الهيدروجين والهيليوم من العناصر. يمتلئ المدار s لهذه الذرات بالإلكترونات.

لجميع عناصر الفترة الثانية يتم ملء الطبقة الإلكترونية الأولى، وتملأ الإلكترونات مدارات s و p لطبقة الإلكترون الثانية وفقًا لمبدأ الطاقة الأقل (أولاً s ثم p) وقواعد باولي وهوند.

في ذرة النيون، تكتمل طبقة الإلكترون الثانية - فهي تحتوي على 8 إلكترونات.

بالنسبة لذرات عناصر الفترة الثالثة، تكتمل الطبقتان الإلكترونيتان الأولى والثانية، فتمتلئ الطبقة الإلكترونية الثالثة، والتي يمكن أن تشغل فيها الإلكترونات المستويات الفرعية 3s و3p و3d.

تكمل ذرة المغنيسيوم مدارها الإلكتروني 3s. Na وMg عنصران s.

في الألومنيوم والعناصر اللاحقة، يمتلئ المستوى الفرعي 3p بالإلكترونات.

عناصر الفترة الثالثة لها مدارات ثلاثية الأبعاد شاغرة.

جميع العناصر من Al إلى Ar هي عناصر p. تشكل العناصر s وp المجموعات الفرعية الرئيسية في الجدول الدوري.

عناصر الفترة الرابعة - السابعة

تظهر طبقة الإلكترون الرابعة في ذرات البوتاسيوم والكالسيوم، ويمتلئ المستوى الفرعي 4s، لأنه يحتوي على طاقة أقل من المستوى الفرعي 3d.

K، Ca - العناصر المدرجة في المجموعات الفرعية الرئيسية. بالنسبة للذرات من Sc إلى Zn، فإن المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد مملوء بالإلكترونات. هذه عناصر ثلاثية الأبعاد. يتم تضمينها في مجموعات فرعية ثانوية، ويتم ملء الطبقة الإلكترونية الخارجية لها، وتصنف على أنها عناصر انتقالية.

انتبه إلى الهيكل قذائف إلكترونيةذرات الكروم والنحاس. فيها، "يفشل" إلكترون واحد من المستوى الفرعي 4s إلى المستوى الفرعي 3d، وهو ما يفسره استقرار الطاقة الأكبر للتكوينات الإلكترونية الناتجة 3d 5 و3d 10:

في ذرة الزنك، تكتمل طبقة الإلكترون الثالثة - حيث تمتلئ جميع المستويات الفرعية 3s و3p و3d بإجمالي 18 إلكترونًا. في العناصر التالية للزنك، تستمر طبقة الإلكترون الرابعة، المستوى الفرعي 4p، في الامتلاء.

العناصر من Ga إلى Kr هي عناصر p.

تحتوي ذرة الكريبتون على طبقة خارجية (رابعة) مكتملة وتحتوي على 8 إلكترونات. ولكن يمكن أن يكون هناك إجمالي 32 إلكترونًا في طبقة الإلكترون الرابعة؛ لا تزال ذرة الكريبتون تحتوي على مستويات فرعية 4d و4f شاغرة بالنسبة لعناصر الفترة الخامسة، يتم ملء المستويات الفرعية بالترتيب التالي: 5s - 4d - 5p. وهناك أيضًا استثناءات تتعلق بـ " فشل» الإلكترونات، y 41 Nb، 42 Mo، 44 ​​Ru، 45 Rh، 46 Pd، 47 Ag.

في الفترتين السادسة والسابعة، تظهر عناصر f، أي العناصر التي يتم فيها ملء المستويات الفرعية 4f و5f من طبقة الإلكترون الخارجية الثالثة، على التوالي.

تسمى عناصر 4f اللانثانيدات.

تسمى عناصر 5f الأكتينيدات.

ترتيب ملء المستويات الفرعية الإلكترونية في ذرات عناصر الدورة السادسة: 55 Cs و 56 Ba - 6s؛ 57 لا ... 6s 2 5d x - 5d عنصر؛ 58 سي - 71 لو - 4f عناصر؛ 72 هرتز - 80 زئبق - عناصر 5d؛ 81 T1 - 86 Rn - عناصر 6d. ولكن هنا أيضًا هناك عناصر يتم فيها "انتهاك" ترتيب ملء مدارات الإلكترون، والذي يرتبط، على سبيل المثال، باستقرار طاقة أكبر للمستويات الفرعية f النصفية والمملوءة بالكامل، أي nf 7 و nf 14. اعتمادًا على المستوى الفرعي للذرة الممتلئ بالإلكترونات أخيرًا، يتم تقسيم جميع العناصر إلى أربع عائلات أو كتل من الإلكترونات:

• عناصر s. يمتلئ المستوى الفرعي s للمستوى الخارجي للذرة بالإلكترونات. تشمل عناصر s الهيدروجين والهيليوم وعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية.

• عناصر ف. يمتلئ المستوى الفرعي p للمستوى الخارجي للذرة بالإلكترونات. تتضمن العناصر p عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات من الثالث إلى الثامن.

• د- العناصر. يمتلئ المستوى الفرعي d للمستوى ما قبل الخارجي للذرة بالإلكترونات. تتضمن العناصر d عناصر المجموعات الفرعية الجانبية المجموعات من الأول إلى الثامن، أي عناصر العقود المدرجة لفترات كبيرة تقع بين العناصر s و p. وتسمى أيضًا العناصر الانتقالية.

• عناصر f. يمتلئ المستوى الفرعي f للمستوى الخارجي الثالث للذرة بالإلكترونات. وتشمل هذه اللانثانيدات والمضادات.

أثبت الفيزيائي السويسري دبليو باولي في عام 1925 أنه في الذرة في مدار واحد لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين لهما دوران متعاكس (مضاد للتوازي) (يُترجم من الإنجليزية إلى "المغزل")، أي أن لهما مثل هذه الخصائص التي يمكن تخيلها بشكل مشروط كدوران الإلكترون حول محوره التخيلي: في اتجاه عقارب الساعة أو عكس اتجاه عقارب الساعة.

ويسمى هذا المبدأ مبدأ باولي. إذا كان هناك إلكترون واحد في المدار، فإنه يسمى غير مزدوج؛ وإذا كان هناك اثنان، فهذه إلكترونات مقترنة، أي إلكترونات ذات دوران معاكس. يوضح الشكل رسمًا تخطيطيًا لتقسيم مستويات الطاقة إلى مستويات فرعية وترتيب امتلاءها.

في كثير من الأحيان، يتم تصوير بنية الأصداف الإلكترونية للذرات باستخدام الطاقة أو الخلايا الكمومية - تتم كتابة ما يسمى بالصيغ الإلكترونية الرسومية. بالنسبة لهذا الترميز، يتم استخدام الترميز التالي: يتم تحديد كل خلية كمية بواسطة خلية تتوافق مع مدار واحد؛ تتم الإشارة إلى كل إلكترون بسهم يتوافق مع اتجاه الدوران. عند كتابة صيغة إلكترونية رسومية، يجب أن تتذكر قاعدتين: مبدأ باولي وقاعدة ف. هوندوالتي بموجبها تشغل الإلكترونات الخلايا الحرة أولاً في كل مرة وفي نفس الوقت نفس القيمةمرة أخرى، وعندها فقط تتزاوج، ولكن الظهر، وفقا لمبدأ باولي، سيكون بالفعل في اتجاهين متعاكسين.

قاعدة هوند ومبدأ باولي

حكم هوند- قاعدة كيمياء الكم، الذي يحدد ترتيب ملء المدارات لطبقة فرعية معينة ويتم صياغتها على النحو التالي: القيمة الإجماليةيجب أن يكون العدد الكمي المغزلي للإلكترونات لطبقة فرعية معينة هو الحد الأقصى. صاغه فريدريش هوند في عام 1925.

وهذا يعني أنه في كل مدار من مدارات الطبقة الفرعية، يتم ملء إلكترون واحد أولاً، وفقط بعد استنفاد المدارات الفارغة، تتم إضافة إلكترون ثانٍ إلى هذا المدار. في هذه الحالة، يحتوي المدار الواحد على إلكترونين يدوران بنصف عدد صحيح علامة معاكسة، أي الزوج (يشكل سحابة ثنائية الإلكترون)، ونتيجة لذلك، يصبح الدوران الإجمالي للمدار يساوي الصفر.

صياغة أخرى: أقل في الطاقة يكمن الحد الذري الذي يتم فيه استيفاء شرطين.

1. التعدد هو الحد الأقصى
2. فإذا تطابقت التعددات كان المجموع اللحظة المدارية L هو الحد الأقصى.

دعونا نحلل هذه القاعدة باستخدام مثال ملء مدارات المستوى الفرعي p ص- عناصر الدورة الثانية (أي من البورون إلى النيون (في الرسم البياني أدناه، تشير الخطوط الأفقية إلى المدارات، والأسهم الرأسية تشير إلى الإلكترونات، ويشير اتجاه السهم إلى اتجاه الدوران).

حكم كليتشكوفسكي

قاعدة كليتشكوفسكي -مع زيادة العدد الإجمالي للإلكترونات في الذرات (مع زيادة شحنات نواتها، أو الأعداد التسلسلية للعناصر الكيميائية)، يتم ملء المدارات الذرية بطريقة تجعل ظهور الإلكترونات في المدارات أكثر طاقة عاليةيعتمد فقط على عدد الكم الرئيسي n ولا يعتمد على جميع الأرقام الأخرى أرقام الكم، بما في ذلك من ل. فيزيائيًا، هذا يعني أنه في الذرة الشبيهة بالهيدروجين (في حالة عدم وجود تنافر بين الإلكترونات)، يتم تحديد الطاقة المدارية للإلكترون فقط من خلال المسافة المكانية لكثافة شحنة الإلكترون من النواة ولا تعتمد على خصائصها الحركة في مجال النواة .

تتعارض قاعدة كليتشكوفسكي التجريبية ونظام الترتيب الذي يتبعها إلى حد ما مع تسلسل الطاقة الحقيقي للمدارات الذرية فقط في حالتين متشابهتين: بالنسبة للذرات Cr، Cu، Nb، Mo، Ru، Rh، Pd، Ag، Pt، Au ، هناك "فشل" للإلكترون مع المستوى الفرعي s للطبقة الخارجية إلى المستوى الفرعي d للطبقة السابقة، مما يؤدي إلى المزيد من الطاقة حالة مستقرةالذرة، وهي: بعد ملء المدار 6 بإلكترونين ق

كما تعلم، كل مادة في الكون تتكون من ذرات. الذرة هي أصغر وحدةالمادة التي تحمل خصائصها. وفي المقابل، يتكون هيكل الذرة من ثالوث سحري من الجسيمات الدقيقة: البروتونات والنيوترونات والإلكترونات.

علاوة على ذلك، فإن كل من الجسيمات الدقيقة عالمية. أي أنه لا يمكنك العثور على بروتونين أو نيوترونات أو إلكترونات مختلفين في العالم. كلهم متشابهون تمامًا مع بعضهم البعض. وسوف تعتمد خصائص الذرة فقط على التكوين الكميهذه الجسيمات الدقيقة في الهيكل العامذرة.

على سبيل المثال، يتكون هيكل ذرة الهيدروجين من بروتون واحد وإلكترون واحد. الذرة التالية الأكثر تعقيدًا هي الهيليوم، وتتكون من بروتونين ونيوترونين وإلكترونين. ذرة الليثيوم - تتكون من ثلاثة بروتونات وأربعة نيوترونات وثلاثة إلكترونات، إلخ.

التركيب الذري (من اليسار إلى اليمين): الهيدروجين، الهيليوم، الليثيوم

تتحد الذرات لتشكل الجزيئات، وتتحد الجزيئات لتشكل المواد والمعادن والكائنات الحية. إن جزيء الحمض النووي، الذي هو أساس كل الكائنات الحية، هو هيكل تم تجميعه من نفس الطوب السحري الثلاثة للكون مثل الحجر الملقى على الطريق. على الرغم من أن هذا الهيكل أكثر تعقيدًا.

أكثر من ذلك حقائق مذهلةيتم الكشف عنها عندما نحاول إلقاء نظرة فاحصة على نسب وبنية النظام الذري. من المعروف أن الذرة تتكون من نواة وإلكترونات تتحرك حولها في مسار يصف الكرة. أي أنه لا يمكن حتى تسميتها حركة بالمعنى المعتاد للكلمة. بل إن الإلكترون يتواجد في كل مكان وعلى الفور داخل هذه الكرة، مما يخلق سحابة إلكترونية حول النواة ويشكل مجالًا كهرومغناطيسيًا.

تمثيل تخطيطي لبنية الذرة

تتكون نواة الذرة من البروتونات والنيوترونات، وتتركز فيها كل كتلة النظام تقريبًا. ولكن في الوقت نفسه، فإن النواة نفسها صغيرة جدًا لدرجة أنه إذا تم زيادة نصف قطرها إلى مقياس 1 سم، فإن نصف قطر البنية الذرية بأكملها سيصل إلى مئات الأمتار. وهكذا فإن كل ما نعتبره مادة كثيفة يتكون بنسبة تزيد عن 99% من فقط اتصالات الطاقةبين الجسيمات الماديةوأقل من 1% من الأشكال المادية نفسها.

ولكن ما هي هذه الأشكال المادية؟ مما هي مصنوعة، وما هي المواد التي هي؟ للإجابة على هذه الأسئلة، دعونا نلقي نظرة فاحصة على هياكل البروتونات والنيوترونات والإلكترونات. لذلك، ننزل خطوة أخرى إلى أعماق العالم الصغير - إلى مستوى الجزيئات دون الذرية.

مما يتكون الإلكترون؟

أصغر جسيم للذرة هو الإلكترون. الإلكترون له كتلة ولكن ليس له حجم. في فكرة علميةلا يتكون الإلكترون من أي شيء، بل هو نقطة لا هيكل لها.

ولا يمكن رؤية الإلكترون تحت المجهر. وهو مرئي فقط على شكل سحابة إلكترونية، تبدو وكأنها كرة ضبابية حول النواة الذرية. وفي الوقت نفسه، من المستحيل أن نقول بدقة مكان تواجد الإلكترون في لحظة ما. الأدوات ليست قادرة على التقاط الجسيم نفسه، ولكن فقط أثر الطاقة الخاص به. جوهر الإلكترون ليس جزءا لا يتجزأ من مفهوم المادة. إنه بالأحرى مثل شكل فارغ لا يوجد إلا في الحركة وبسبب الحركة.

لم يتم اكتشاف أي بنية في الإلكترون حتى الآن. وهو نفس الجسيم النقطي مثل كم الطاقة. في الواقع، الإلكترون عبارة عن طاقة، إلا أنه شكل أكثر استقرارًا منه مقارنة بالشكل الذي تمثله فوتونات الضوء.

في اللحظة الحاليةيعتبر الإلكترون غير قابل للتجزئة. وهذا أمر مفهوم، لأنه من المستحيل تقسيم شيء ليس له حجم. ومع ذلك، فإن النظرية لديها بالفعل تطورات مفادها أن الإلكترون يحتوي على ثالوث من أشباه الجسيمات مثل:

• Orbiton - يحتوي على معلومات حول الموقع المداري للإلكترون؛
• Spinon – المسؤول عن الدوران أو عزم الدوران؛
• حولون – يحمل معلومات عن شحنة الإلكترون.

ومع ذلك، كما نرى، فإن أشباه الجسيمات ليس لها أي شيء مشترك على الإطلاق مع المادة، وتحمل المعلومات فقط.

صور الذرات مواد مختلفةفي المجهر الإلكتروني

ومن المثير للاهتمام أن الإلكترون يمكنه امتصاص كمات الطاقة، مثل الضوء أو الحرارة. وفي هذه الحالة تنتقل الذرة إلى مستوى طاقة جديد، وتتوسع حدود السحابة الإلكترونية. ويحدث أيضًا أن الطاقة التي يمتصها الإلكترون كبيرة جدًا بحيث يمكنه القفز من النظام الذري ومواصلة حركته كجسيم مستقل. وفي الوقت نفسه، يتصرف مثل فوتون الضوء، أي يبدو أنه يتوقف عن كونه جسيمًا ويبدأ في إظهار خصائص الموجة. وقد ثبت هذا في التجربة.

تجربة يونغ

أثناء التجربة، تم توجيه تيار من الإلكترونات نحو شاشة بها شقان مقطوعان. وبمرور هذه الشقوق، اصطدمت الإلكترونات بسطح شاشة عرض أخرى، تاركة بصماتها عليها. ونتيجة لهذا "القصف" للإلكترونات، ظهر نمط تداخل على شاشة العرض، يشبه ذلك الذي سيظهر إذا مرت الموجات، وليس الجسيمات، عبر شقين.

يحدث هذا النمط لأن الموجة التي تمر بين شقين تنقسم إلى موجتين. ونتيجة لمزيد من الحركة، تتداخل الموجات مع بعضها البعض، وفي بعض المناطق يتم إلغاؤها بشكل متبادل. والنتيجة هي عدة أهداب على شاشة العرض، بدلاً من مجرد أهداب واحدة، كما هو الحال إذا تصرف الإلكترون كجسيم.

هيكل نواة الذرة: البروتونات والنيوترونات

تشكل البروتونات والنيوترونات نواة الذرة. وعلى الرغم من حقيقة ذلك في الحجم الإجمالييحتل القلب أقل من 1٪ ؛ وفي هذا الهيكل تتركز كتلة النظام بالكامل تقريبًا. لكن علماء الفيزياء منقسمون حول بنية البروتونات والنيوترونات في اللحظةهناك نظريتان في وقت واحد.

• النظرية رقم 1 - المعيار

يقول النموذج القياسي أن البروتونات والنيوترونات تتكون من ثلاثة كواركات متصلة بواسطة سحابة من الجلونات. الكواركات هي جسيمات نقطية، مثل الكوانتا والإلكترونات. والجلونات هي الجسيمات الافتراضيةمما يضمن تفاعل الكواركات. ومع ذلك، لم يتم العثور على كواركات ولا غلوونات في الطبيعة، لذلك يتعرض هذا النموذج لانتقادات شديدة.

• النظرية رقم 2 – البديل

ولكن وفقا ل النظرية البديلة حقل واحد، الذي طوره أينشتاين، البروتون، مثل النيوترون، مثل أي جسيم آخر العالم المادي، هو مجال كهرومغناطيسي يدور بسرعة الضوء.

المجالات الكهرومغناطيسيةالرجل والكوكب

ما هي مبادئ التركيب الذري؟

كل شيء في العالم - رقيق وكثيف، سائل، صلب وغازي - هو مجرد حالات طاقة لعدد لا يحصى من المجالات التي تتخلل مساحة الكون. كلما ارتفع مستوى الطاقة في المجال، كلما كان أقل وضوحًا وأقل إدراكًا. كلما انخفض مستوى الطاقة، كلما كان أكثر استقرارًا وملموسًا. في بنية الذرة، كما هو الحال في بنية أي وحدة أخرى في الكون، يكمن تفاعل هذه المجالات - المختلف في كثافة الطاقة. اتضح أن المادة هي مجرد وهم العقل.

ذرة - أصغر جسيمالمواد، غير قابلة للتجزئة كيميائيا. تم اكتشاف ذلك في القرن العشرين هيكل معقدذرة. تتكون الذرات من شحنات موجبة حباتوقذيفة مكونة من إلكترونات سالبة الشحنة. إجمالي شحنة الذرة الحرة يساوي الصفرمنذ التهم النووية و قذيفة الإلكترونتوازن بعضها البعض. وفي هذه الحالة، فإن حجم الشحنة النووية يساوي عدد العنصر الموجود فيها الجدول الدوري (العدد الذري ) ومتساوية العدد الإجماليالإلكترونات (شحنة الإلكترون هي −1).

تتكون النواة الذرية من شحنة موجبة البروتوناتوالجسيمات المحايدة - النيوترونات، دون أي تهمة. يمكن عرض الخصائص العامة للجسيمات الأولية في الذرة على شكل جدول:

عدد البروتونات يساوي شحنة النواة، وبالتالي يساوي العدد الذري. للعثور على عدد النيوترونات في الذرة، تحتاج إلى طرح شحنة النواة (عدد البروتونات) من الكتلة الذرية (التي تتكون من كتل البروتونات والنيوترونات).

على سبيل المثال، في ذرة الصوديوم 23 Na عدد البروتونات هو p = 11، وعدد النيوترونات هو n = 23 − 11 = 12

يمكن أن يكون عدد النيوترونات في ذرات نفس العنصر مختلفًا. تسمى هذه الذرات النظائر .

يحتوي الغلاف الإلكتروني للذرة أيضًا على بنية معقدة. تقع الإلكترونات على مستويات الطاقة(الطبقات الإلكترونية).

رقم المستوى يميز طاقة الإلكترون. ويرجع ذلك إلى حقيقة أن الجزيئات الأولية يمكنها نقل واستقبال الطاقة ليس بكميات صغيرة بشكل تعسفي، ولكن في أجزاء معينة - الكميات. كلما ارتفع المستوى، زادت طاقة الإلكترون. وبما أنه كلما انخفضت طاقة النظام، كلما كان أكثر استقرارا (قارن انخفاض استقرار الحجر على قمة الجبل، والذي له مساحة كبيرة) الطاقة المحتملة، و موقف مستقرنفس الحجر أدناه على السهل، عندما تكون طاقته أقل بكثير)، تمتلئ المستويات ذات طاقة الإلكترون المنخفضة أولاً ثم المستويات العالية فقط.

يمكن حساب الحد الأقصى لعدد الإلكترونات التي يمكن أن يستوعبها المستوى باستخدام الصيغة:
N = 2n 2، حيث N هو الحد الأقصى لعدد الإلكترونات عند المستوى،
ن - رقم المستوى.

ثم بالنسبة للمستوى الأول N = 2 1 2 = 2،

بالنسبة للثاني N = 2 2 2 = 8، إلخ.

عدد الإلكترونات لكل المستوى الخارجيلعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية (أ) يساوي رقم المجموعة.

في معظم الجداول الدورية الحديثة، يُشار إلى ترتيب الإلكترونات حسب المستوى في الخلية التي بها العنصر. مهم جدافهم أن المستويات قابلة للقراءة من الأسفل إلى الأعلى، وهو ما يتوافق مع طاقتهم. ولذلك فإن عمود الأرقام في الخلية التي تحتوي على الصوديوم:
1
8
2

في المستوى الأول - 2 إلكترون،

في المستوى الثاني - 8 إلكترونات،

في المستوى الثالث - 1 إلكترون
كن حذرا، وهذا خطأ شائع جدا!

يمكن تمثيل توزيع مستوى الإلكترون على شكل رسم بياني:
11 نا)))
2 8 1

إذا كان الجدول الدوري لا يشير إلى توزيع الإلكترونات حسب المستوى، فيمكنك استخدام:

• الحد الأقصى لعدد الإلكترونات: عند المستوى الأول لا يزيد عن 2 e − ,
  في اليوم الثاني - 8 هـ − ,
  على المستوى الخارجي - 8 ه − ;
• عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي (لأول 20 عنصر يتطابق مع رقم المجموعة)

ثم بالنسبة للصوديوم سيكون خط المنطق كما يلي:

1. إجمالي عدد الإلكترونات هو 11، وبالتالي فإن المستوى الأول مملوء ويحتوي على 2 e − ؛
2. المستوى الثالث الخارجي يحتوي على 1 e - (المجموعة الأولى)
3. المستوى الثاني يحتوي على الإلكترونات المتبقية: 11 − (2 + 1) = 8 (ممتلئ بالكامل)

* يقترح عدد من المؤلفين، من أجل تمييز أوضح بين الذرة الحرة والذرة كجزء من مركب، استخدام مصطلح "ذرة" فقط للإشارة إلى ذرة حرة (محايدة)، ولتحديد جميع الذرات، بما في ذلك الذرات الموجودة في المركبات. "اقترح المصطلح" الجسيمات الذرية" والزمن سيحدد ما سيكون عليه مصير هذه المصطلحات. من وجهة نظرنا، الذرة بحكم تعريفها هي جسيم، لذلك يمكن اعتبار عبارة "الجسيمات الذرية" بمثابة حشو ("الزيت").

2. المهمة. حساب كمية مادة أحد نواتج التفاعل إذا كانت كتلة المادة البادئة معروفة.
مثال:

ما كمية مادة الهيدروجين التي سيتم إطلاقها عندما يتفاعل الزنك مع حمض الهيدروكلوريك الذي يزن 146 جم؟

حل:

1. نكتب معادلة التفاعل: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
2. نجد الكتلة المولية حمض الهيدروكلوريك: M (حمض الهيدروكلوريك) = 1 + 35.5 = 36.5 (جم/مول)
   (الكتلة المولية لكل عنصر، تساوي عدديًا النسبية الكتلة الذرية، انظر في الجدول الدوري تحت علامة العنصر وقرب إلى الأعداد الصحيحة، باستثناء الكلور الذي يؤخذ على أنه 35.5)
3. أوجد كمية حمض الهيدروكلوريك: n (HCl) = m / M = 146 جم / 36.5 جم/مول = 4 مول
4. نكتب البيانات المتوفرة فوق معادلة التفاعل، وأسفل المعادلة - عدد الشامات حسب المعادلة (يساوي المعامل الموجود أمام المادة):
   4 مول × مول
   Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
   2 مول 1 مول
5. دعونا نجعل نسبة:
   4 مول - سالخلد
   2 مول - 1 مول
   (أو مع الشرح:
   من 4 مولات من حمض الهيدروكلوريك تحصل عليه سمول الهيدروجين,
   ومن 2 مول - 1 مول)
6. نجد س:
   س= 4 مول 1 مول / 2 مول = 2 مول

إجابة: 2 مول.

(مذكرات المحاضرة)

هيكل الذرة. مقدمة.

موضوع الدراسة في الكيمياء هو العناصر الكيميائية ومركباتها. عنصر كيميائيتسمى مجموعة من الذرات لها نفس الشحنة الموجبة. ذرة- هو أصغر جسيم من العنصر الكيميائي الذي يحفظه الخصائص الكيميائية. الترابط مع بعضها البعض، ذرات واحدة أو عناصر مختلفةتشكيل جسيمات أكثر تعقيدا - جزيئات. مجموعة من الذرات أو الجزيئات تشكل مواد كيميائية. تتميز كل مادة كيميائية على حدة بمجموعة من الخصائص الفيزيائية الفردية، مثل نقاط الغليان والانصهار، والكثافة، والتوصيل الكهربائي والحراري، وما إلى ذلك.

1. التركيب الذري والجدول الدوري للعناصر

دي. مندليف.

معرفة وفهم قوانين ترتيب ملء الجدول الدوري للعناصر D.I. يسمح لنا مندليف بفهم ما يلي:

1. الجوهر المادي لوجود عناصر معينة في الطبيعة،

2. طبيعة التكافؤ الكيميائي للعنصر،

3. قدرة و"خفة" العنصر على إعطاء أو قبول الإلكترونات عند التفاعل مع عنصر آخر،

4. طبيعة الروابط الكيميائية التي يمكن أن تتكون هذا العنصرعند التفاعل مع العناصر الأخرى، يتم تحديد البنية المكانية للجزيئات البسيطة والمعقدة، وما إلى ذلك، وما إلى ذلك.

هيكل الذرة.

الذرة عبارة عن نظام دقيق معقد من الجسيمات الأولية التي تتحرك وتتفاعل مع بعضها البعض.

في أواخر القرن التاسع عشر وأوائل القرن العشرين، تم اكتشاف أن الذرات تتكون من جسيمات أصغر: النيوترونات والبروتونات والإلكترونات. أما الجسيمان الأخيران فهما جسيمات مشحونة يحملها البروتون شحنة موجبةإلكترون - سلبي. وبما أن ذرات العنصر في الحالة الأرضية متعادلة كهربائياً، فهذا يعني أن عدد البروتونات في ذرة أي عنصر يساوي عدد الإلكترونات. يتم تحديد كتلة الذرات من خلال مجموع كتل البروتونات والنيوترونات التي يساوي عددها الفرق بين كتلة الذرات ووزنها رقم سريفي الجدول الدوري D.I. مندليف.

في عام 1926، اقترح شرودنغر وصف حركة الجسيمات الدقيقة في ذرة العنصر باستخدام المعادلة الموجية التي اشتقها. عند حل معادلة شرودنغر الموجية لذرة الهيدروجين تظهر ثلاثة أرقام كمية صحيحة: ن, ℓ و م ℓ والتي تميز حالة الإلكترون في مساحة ثلاثية الأبعادفي المجال المركزي للنواة. أرقام الكم ن, ℓ و م ℓ خذ قيمًا صحيحة. الدالة الموجية محددة بثلاثة أرقام كمومية ن, ℓ و م ℓ والتي تم الحصول عليها نتيجة حل معادلة شرودنغر تسمى المداري. المدار هو منطقة من الفضاء من المرجح أن يوجد فيها الإلكترون، تنتمي إلى ذرة عنصر كيميائي. وهكذا فإن حل معادلة شرودنغر لذرة الهيدروجين يؤدي إلى ظهور ثلاثة أرقام كمومية، المعنى الجسديوهي أنها تميز ثلاثة أنواع مختلفة من المدارات التي يمكن أن تمتلكها الذرة. دعونا نلقي نظرة فاحصة على كل رقم الكم.

عدد الكم الرئيسييمكن أن تأخذ n أي قيم صحيحة موجبة: n = 1,2,3,4,5,6,7... وهي تحدد طاقة مستوى الإلكترون وحجم "السحابة" الإلكترونية. ومن المميزات أن رقم العدد الكمي الرئيسي يتطابق مع رقم الفترة التي يوجد فيها العنصر.

عدد الكم السمتي أو المداريℓ يمكن أن يأخذ قيمًا صحيحة من ℓ = 0….إلى n – 1 ويحدد لحظة حركة الإلكترون، أي. الشكل المداري. لمختلف القيم العدديةℓ استخدم الترميز التالي: ℓ = 0، 1، 2، 3، ويشار إليها بالرموز ق, ص, د, وعلى التوالي ل ℓ = 0، 1، 2 و 3. في الجدول الدوري للعناصر لا توجد عناصر ذات عدد مغزلي ℓ = 4.

عدد الكم المغناطيسيم ℓ يميز الترتيب المكاني لمدارات الإلكترون، وبالتالي الخصائص الكهرومغناطيسية للإلكترون. يمكن أن تأخذ القيم من - ℓ إلى + ℓ بما في ذلك الصفر.

الشكل، أو بشكل أكثر دقة، خصائص التناظر للمدارات الذرية تعتمد على أعداد الكم ℓ و م ℓ . "السحابة الإلكترونية" المقابلة ق- المدارات لها شكل كرة (في نفس الوقت ℓ = 0).

الشكل 1. 1s المداري

المدارات المحددة بواسطة أرقام الكم ℓ = 1 و m ℓ = -1، 0 و +1 تسمى المدارات p. وبما أن m ℓ في هذه الحالة به ثلاثة معاني مختلفة، فإن الذرة لديها ثلاثة مدارات p مكافئة للطاقة (رقم الكم الرئيسي لها هو نفسه ويمكن أن يكون لها قيمة n = 2،3،4،5،6 أو 7). تتمتع المدارات p بتماثل محوري ولها شكل ثمانية أشكال ثلاثية الأبعاد، موجهة على طول المحاور x وy وz في مجال خارجي (الشكل 1.2). ومن هنا أصل الرمزية p x و p y و p z .

الشكل 2. مدارات p x و p y و p z

بالإضافة إلى ذلك، هناك مدارات ذرية d- وf- لأول ℓ = 2 و m ℓ = -2، -1، 0، +1 و +2، أي. خمسة AOs، للثانية ℓ = 3 و m ℓ = -3، -2، -1، 0، +1، +2 و +3، أي. 7 هيئة الأوراق المالية.

الكم الرابع م قتم تقديمه، المسمى بالرقم الكمي المغزلي، لشرح بعض التأثيرات الدقيقة في طيف ذرة الهيدروجين بواسطة جودسميت وأولينبيك في عام 1925. دوران الإلكترون هو الزخم الزاوي لجسيم أولي مشحون للإلكترون، يتم تحديد اتجاهه، أي. تقتصر بدقة على زوايا معينة. يتم تحديد هذا الاتجاه من خلال قيمة عدد (أرقام) الكم المغناطيسي المغزلي، والتي تساوي بالنسبة للإلكترون ½ وبالتالي بالنسبة للإلكترون وفقًا لقواعد التكميم م ق = ± ½. وفي هذا الصدد، يجب أن نضيف إلى مجموعة أرقام الكم الثلاثة الرقم الكمي م ق . دعونا نؤكد مرة أخرى أن أربعة أرقام كمية تحدد ترتيب بناء جدول مندليف الدوري للعناصر، ونشرح سبب وجود عنصرين فقط في الفترة الأولى، وثمانية في الثانية والثالثة، و18 في الفترة الرابعة، وما إلى ذلك. ومن أجل شرح بنية ذرات الإلكترونات المتعددة، ترتيب ملء المستويات الإلكترونية مع زيادة الشحنة الموجبة للذرة، لا يكفي أن تكون لدينا فكرة عن أرقام الكم الأربعة التي “تتحكم” في سلوك الإلكترونات عندما ملء مدارات الإلكترون، ولكنك بحاجة إلى معرفة المزيد قواعد بسيطةوهي، مبدأ باولي وقاعدة هوند وقواعد كليتشكوفسكي.

وفقا لمبدأ باولي وفي نفس الحالة الكمومية، التي تتميز بقيم معينة من أربعة أرقام كمومية، لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترون واحد.وهذا يعني أنه من الممكن، من حيث المبدأ، وضع إلكترون واحد في أي مدار ذري. لا يمكن لإلكترونين أن يتواجدا في نفس المدار الذري إلا إذا كان لهما أرقام كمومية مختلفة.

عند ملء ثلاثة p-AOs وخمسة d-AOs وسبعة f-AOs بالإلكترونات، يجب الاسترشاد، بالإضافة إلى مبدأ باولي، بقاعدة هوند: يحدث ملء مدارات أحد المستويات الفرعية في الحالة الأرضية بإلكترونات ذات دوران متطابق.

عند ملء الطبقات الفرعية (ص, د, و) يجب أن تكون القيمة المطلقة لمجموع اللفات هي الحد الأقصى.

حكم كليتشكوفسكي. وفقا لقاعدة كليتشكوفسكي، عند التعبئةد و ويجب احترام المدار الإلكترونيمبدأ الحد الأدنى من الطاقة. ووفقا لهذا المبدأ، فإن الإلكترونات الموجودة في الحالة الأرضية تملأ المدارات الحد الأدنى من المستوياتطاقة. يتم تحديد طاقة المستوى الفرعي من خلال مجموع الأعداد الكموميةن + ℓ = ه .

قاعدة كليتشكوفسكي الأولى: أولا، تلك المستويات الفرعية التين + ℓ = ه الحد الأدنى.

قاعدة كليتشكوفسكي الثانية: في حالة المساواةن + ℓ لعدة مستويات فرعية، المستوى الفرعي الذين الحد الأدنى .

حاليا، 109 عنصر معروف.

2. طاقة التأين والألفة الإلكترونية والسالبية الكهربية.

أهم خصائص التكوين الإلكتروني للذرة هي طاقة التأين (IE) أو إمكانات التأين (IP) والألفة الإلكترونية للذرة (EA). طاقة التأين هي التغير في الطاقة أثناء إزالة إلكترون من ذرة حرة عند 0 K: A = + + ē . إن اعتماد طاقة التأين على العدد الذري Z للعنصر وحجم نصف القطر الذري له طابع دوري واضح.

الألفة الإلكترونية (EA) هي التغير في الطاقة الذي يصاحب إضافة إلكترون إلى ذرة معزولة لتكوين أيون سالب عند 0 K: A + ē = A - (الذرة والأيون في حالتهما الأساسية).في هذه الحالة، يحتل الإلكترون أدنى مساحة حرة المدار الذري(HCAO) إذا كان HCAO مشغولاً بإلكترونين. يعتمد SE بشدة على تكوينه الإلكتروني المداري.

ترتبط التغييرات في EI وSE بالتغيرات في العديد من خصائص العناصر ومركباتها، والتي تستخدم للتنبؤ بهذه الخصائص من قيم EI وSE. الأعلى القيمة المطلقةالهالوجينات لها ألفة للإلكترونات. في كل مجموعة من الجدول الدوري للعناصر، تتناقص إمكانات التأين أو EI مع زيادة عدد العناصر، والذي يرتبط بزيادة في نصف القطر الذري ومع زيادة في عدد الطبقات الإلكترونية والذي يرتبط جيدًا بزيادة في الاختزال. قوة العنصر.

يوضح الجدول 1 من الجدول الدوري للعناصر قيم EI وSE بوحدة eV/لكل ذرة. لاحظ أن القيم الدقيقةتُعرف SE فقط بعدد قليل من الذرات؛ ويتم توضيح قيمها في الجدول 1.

الجدول 1

طاقة التأين الأولى (EI)، وتقارب الإلكترون (EA) والسالبية الكهربية χ) للذرات في الجدول الدوري.

χ	0.747 2. 1 0 0, 3 7																	1,2 2
χ	0.54 1. 55	-0.3 1. 1 3											0.2 0. 91	1.2 5	-0. 1 0, 55	1.47 0. 59	3.45 0. 64	1 ,60
χ	0. 7 4 1. 89	-0.3 1 . 3 1 1 . 6 0											0. 6	1.63	0.7	2.07	3.61
χ	2.3 6	- 0 .6						1.26(أ)				-0.9 1 . 39	0. 18	1.2	0. 6	2.07	3.36
χ	2.4 8											-0.6 1 . 56	0. 2			2.2
χ	2.6 7	2, 2 1						عنق

χ – السالبية الكهربية حسب بولينج

ص- نصف القطر الذري، (من "دروس المختبرات والندوات في الكيمياء العامة وغير العضوية"، إن إس أحمدوف، إم كيه عزيزوفا، إل آي باديجينا)

الذرة هي أصغر جسيم من المادة. بدأت دراستها في اليونان القديمةعندما جذبت بنية الذرة انتباه ليس فقط العلماء، ولكن أيضا الفلاسفة. كيف يبدو الأمر؟ الهيكل الإلكترونيالذرة، وما المعلومات الأساسية المعروفة عن هذا الجسيم؟

التركيب الذري

لقد خمن العلماء اليونانيون القدماء بالفعل وجود أصغر الجزيئات الكيميائية التي يتكون منها أي كائن أو كائن حي. وإذا كان في القرنين السابع عشر والثامن عشر. كان الكيميائيون على يقين من أن الذرة هي جسيم أولي غير قابل للتجزئة مطلع التاسع عشر إلى العشرينلعدة قرون، كان من الممكن تجريبيا إثبات أن الذرة ليست غير قابلة للتجزئة.

الذرة، كونها جسيمًا مجهريًا من المادة، تتكون من نواة وإلكترونات. النواة أصغر بـ 10000 مرة من الذرة، لكن كتلتها كلها تقريبًا تتركز في النواة. السمة الرئيسيةأما النواة الذرية فهي ذات شحنة موجبة وتتكون من بروتونات ونيوترونات. البروتونات مشحونة بشكل إيجابي، في حين أن النيوترونات ليس لها شحنة (فهي محايدة).

إنهم متصلون ببعضهم البعض من خلال قوي التفاعل النووي. وكتلة البروتون تساوي تقريبا كتلة النيوترون ولكن 1840 مرة المزيد من الكتلةإلكترون. البروتونات والنيوترونات موجودة في الكيمياء الاسم الشائع- النيوكليونات. الذرة نفسها محايدة كهربائيا.

يمكن تعيين ذرة أي عنصر صيغة إلكترونيةوالصيغة الرسومية الإلكترونية:

أرز. 1. الصيغة الرسومية الإلكترونية للذرة.

العنصر الكيميائي الوحيد من الجدول الدوريالتي لا تحتوي نواتها على نيوترونات، وهي هيدروجين خفيف (بروتيوم).

الإلكترون هو جسيم سالب الشحنة. يتكون الغلاف الإلكتروني من إلكترونات تتحرك حول النواة. تمتلك الإلكترونات خاصية الانجذاب نحو النواة، وتتأثر فيما بينها بتفاعل كولوم. للتغلب على جاذبية النواة، يجب أن تتلقى الإلكترونات الطاقة منها مصدر خارجي. كلما ابتعد الإلكترون عن النواة، قلّت الحاجة إلى الطاقة.

نماذج الذرة

لفترة طويلة، سعى العلماء إلى فهم طبيعة الذرة. على مرحلة مبكرةقدم الفيلسوف اليوناني القديم ديموقريطوس مساهمة كبيرة. على الرغم من أن نظريته تبدو الآن مبتذلة وبسيطة للغاية بالنسبة لنا، في وقت أصبحت فيه الأفكار حول الجسيمات الأوليةلقد بدأت للتو في الظهور، وقد تم أخذ نظريته حول قطع المادة على محمل الجد. يعتقد ديموقريطوس أن خصائص أي مادة تعتمد على شكل الذرات وكتلتها وخصائصها الأخرى. لذلك، على سبيل المثال، يعتقد أن النار تحتوي على ذرات حادة - ولهذا السبب تحترق النار؛ يحتوي الماء على ذرات ملساء، لذلك يمكنه التدفق؛ وفي الأجسام الصلبة، في رأيه، تكون الذرات خشنة.

يعتقد ديموقريطوس أن كل شيء يتكون من ذرات، حتى الروح البشرية.

في عام 1904، اقترح جي جي طومسون نموذجه للذرة. تتلخص الأحكام الرئيسية للنظرية في حقيقة أن الذرة تم تمثيلها كجسم موجب الشحنة، يوجد بداخله إلكترونات ذات شحنة سلبية. تم دحض هذه النظرية لاحقًا بواسطة E. Rutherford.

أرز. 2. نموذج طومسون للذرة.

أيضا في عام 1904 فيزيائي يابانياقترح H. Nagaoka نموذجًا كوكبيًا مبكرًا للذرة عن طريق القياس مع كوكب زحل. ووفقا لهذه النظرية، تتحد الإلكترونات في حلقات وتدور حول نواة موجبة الشحنة. وتبين أن هذه النظرية خاطئة.

في عام 1911، خلص إي. رذرفورد، بعد أن أجرى سلسلة من التجارب، إلى أن الذرة في بنيتها تشبه الذرة نظام كوكبي. ففي نهاية المطاف، تتحرك الإلكترونات، مثل الكواكب، في مدارات حول نواة ثقيلة موجبة الشحنة. إلا أن هذا الوصف تناقض الديناميكا الكهربائية الكلاسيكية. ثم قدم الفيزيائي الدنماركي نيلز بور افتراضات في عام 1913، كان جوهرها أن الإلكترون موجود في بعض شروط خاصة، لا تنبعث منها الطاقة. وهكذا أظهرت مسلمات البورون ذلك بالنسبة للذرات الميكانيكا الكلاسيكيةلا ينطبق. النموذج الكوكبي الذي وصفه رذرفورد وأكمله بور كان يسمى نموذج بور-رذرفورد الكوكبي.

أرز. 3. نموذج بور-رذرفورد الكوكبي.

أدت الدراسة الإضافية للذرة إلى إنشاء قسم مثل ميكانيكا الكم، والتي تم من خلالها شرح الكثير حقائق علمية. التمثيلات الحديثةحول الذرة التي تم تطويرها من نموذج بور-رذرفورد الكوكبي تقييم التقرير

متوسط ​​التقييم: 4.4. إجمالي التقييمات المستلمة: 469.