البنية الإلكترونية 2. مفهوم الاحتمال في هذه الحالة

الجدول الدوري للعناصر لمندليف. هيكل الذرة.

نظام منديليف الدوري للعناصر - التصنيف الكيميائي. العناصر التي أنشأتها الروسية. العالم دي مندليف على أساس الدورية التي اكتشفها (في عام 1869). قانون.

حديث صياغة دورية القانون: خواص العناصر (التي تتجلى في المركبات البسيطة والمركبات) توجد في فترات دورية. اعتمادا على شحنة نواة ذراتها.

تكلفة النواة الذرية Z يساوي العدد الذري (الترتيبي) للمادة الكيميائية. العنصر في P. s. ه. M. إذا رتبت جميع العناصر ترتيبًا تصاعديًا Z. (الهيدروجين H، Z = 1؛ الهيليوم He، Z = 2؛ الليثيوم Li، Z == 3؛ البريليوم Be، Z = 4، وما إلى ذلك)، فإنها تتشكل 7 فترات. وفي كل فترة من هذه الفترات يحدث تغير طبيعي في خواص العناصر، من العنصر الأول في الفترة (الفلز القلوي) إلى الأخير ( الغاز النبيل). تحتوي الفترة الأولى على عنصرين، الفترة الثانية والثالثة - 8 عناصر لكل منهما، الفترة الرابعة والخامسة - 18، الفترة السادسة - 32. في الفترة السابعة، تم التعرف على 19 عنصرًا. عادة ما تسمى الفترتين الثانية والثالثة صغيرة، وجميع الفترات اللاحقة تسمى كبيرة. إذا قمت بترتيب الفترات في شكل صفوف أفقية، فإن الناتج سيظهر الجدول 8 خطوط عمودية. أعمدة؛ هذه هي مجموعات من العناصر المتشابهة في خصائصها.

خصائص العناصر داخل المجموعات تتغير أيضًا بشكل طبيعي اعتمادًا على الزيادة في Z. على سبيل المثال، في المجموعة Li - Na - K - Rb - Cs - Fr، يزداد المحتوى الكيميائي. يتم تعزيز نشاط المعدن من خلال طبيعة الأكاسيد والهيدروكسيدات.

ويترتب على نظرية التركيب الذري أن دورية خصائص العناصر تتحدد بقوانين تكوين الأغلفة الإلكترونية حول النواة. مع زيادة العنصر Z، تصبح الذرة أكثر تعقيدًا - يزداد عدد الإلكترونات المحيطة بالنواة، وتأتي اللحظة التي ينتهي فيها ملء غلاف إلكتروني واحد ويبدأ تكوين الغلاف الخارجي التالي. في نظام مندليف، يتزامن هذا مع بداية فترة جديدة. العناصر التي تحتوي على 1، 2، 3، إلخ. إلكترونات في غلاف جديد تتشابه في خصائصها مع تلك العناصر التي تحتوي أيضًا على 1، 2، 3، إلخ. إلكترونات خارجية، على الرغم من أن عددها داخلي. كان هناك عدد أقل (أو عدة) من قذائف الإلكترون: Na يشبه Li (إلكترون خارجي واحد)، Mg يشبه Be (إلكترونان خارجيان)؛ A1 - إلى B (3 إلكترونات خارجية)، إلخ. مع موضع العنصر في P. s. ه. م. ترتبط بمادتها الكيميائية. وغيرها الكثير بدني شارع.

تم اقتراح العديد من الخيارات الرسومية (حوالي 1000). صور P. s. ه. M. النوعان الأكثر شيوعًا من P. s. ه. م - طاولات قصيرة وطويلة؛ ك.-ل. فرق جوهريلا يوجد بينهما. ويحتوي الملحق على أحد خيارات الجدول القصير. في الجدول، يتم إعطاء أرقام الفترات في العمود الأول (يشار إليها بالأرقام العربية 1 - 7). أرقام المجموعة موضحة في الأعلى بالأرقام الرومانية I - VIII. تنقسم كل مجموعة إلى مجموعتين فرعيتين - أ و ب. مجموعة من العناصر يرأسها عناصر فترات صغيرة، تسمى أحيانا. المجموعات الفرعية الرئيسية هي a-m و(Li يرأس المجموعة الفرعية المعادن القلوية. و - الهالوجينات، هو - الغازات الخاملة، الخ). في هذه الحالة، يتم استدعاء المجموعات الفرعية المتبقية من عناصر الفترات الكبيرة. تأثيرات جانبية.

العناصر ذات Z = 58 - 71 بسبب التقارب الخاص في بنية ذراتها وتشابه كيميائها. يشكل القديس عائلة اللانثانيدات، وهي مدرجة في المجموعة الثالثة، ولكن للراحة يتم وضعها في أسفل الجدول. غالبًا ما يتم تصنيف العناصر ذات Z = 90 - 103 في عائلة الأكتينيدات لنفس الأسباب. ويتبعهم عنصر ذو Z = 104 - curchatovy وعنصر ذو Z = 105 (انظر Nilsborium). في يوليو 1974 البوم. أبلغ الفيزيائيون عن اكتشاف عنصر له Z = 106، وفي يناير 2013، 1976 - العناصر ذات Z = 107. تم تصنيع العناصر ذات Z = 108 و109 السفلى. حدود P. s. ه. M. معروف - يتم إعطاؤه بواسطة الهيدروجين، حيث لا يمكن أن يكون هناك عنصر بشحنة نووية أقل من واحد. السؤال هو ما هو الحد الأعلى لـ P. s. ه. م، أي إلى ما يمكن أن يصل إليه الفن من قيمة قصوى. تركيب العناصر لا يزال دون حل. (النوى الثقيلة غير مستقرة، وبالتالي فإن الأمريسيوم مع Z = 95 والعناصر اللاحقة لا توجد في الطبيعة، ولكن يتم الحصول عليها في التفاعلات النووية; ومع ذلك، في منطقة عناصر ما بعد اليورانيوم البعيدة، ظهور ما يسمى. جزر الاستقرار، ولا سيما بالنسبة لـ Z = 114.) في المادة. تركيب عناصر جديدة بشكل دوري. القانون و P. ق. ه. م. لعب الدور الأساسي. يعد قانون ونظام مندليف من أهم تعميمات العلوم الطبيعية ويشكلان أساس العلم الحديث. تعاليم حول هيكل الجزيرة.

البنية الإلكترونية للذرة.

تتحدث هذه الفقرات والفقرات التالية عن نماذج الغلاف الإلكتروني للذرة. من المهم أن نفهم ذلك نحن نتحدث عنهبالضبط حول نماذج. الذرات الحقيقية، بالطبع، أكثر تعقيدًا وما زلنا لا نعرف كل شيء عنها. ومع ذلك، الحديثة النموذج النظري الهيكل الإلكترونيتتيح الذرة إمكانية شرح العديد من الخصائص وحتى التنبؤ بها بنجاح العناصر الكيميائيةولذلك تستخدم على نطاق واسع في العلوم الطبيعية.

في البداية، دعونا نفكر بمزيد من التفصيل في النموذج "الكواكبي" الذي اقترحه ن. بور (الشكل 2-3 ج).

أرز. 2-3 ج. نموذج بور "الكواكبي".

اقترح الفيزيائي الدنماركي ن. بور في عام 1913 نموذجًا للذرة تدور فيه جزيئات الإلكترون حول النواة الذرية بنفس الطريقة تقريبًا التي تدور بها الكواكب حول الشمس. اقترح بور أن الإلكترونات الموجودة في الذرة لا يمكن أن تتواجد بشكل ثابت إلا في مدارات بعيدة عن النواة وعلى مسافات محددة بدقة. ودعا هذه المدارات ثابتة. الخارج مدارات ثابتةلا يمكن للإلكترون أن يوجد. لماذا حدث هذا، لم يستطع بور أن يشرح في ذلك الوقت. لكنه أظهر أن مثل هذا النموذج يسمح للمرء بشرح العديد من الحقائق التجريبية (تمت مناقشة هذا بمزيد من التفصيل في الفقرة 2.7).

يتم تحديد مدارات الإلكترون في نموذج بور بالأعداد الصحيحة 1، 2، 3، ... ن، بدءًا من الأقرب إلى القلب. وفيما يلي سوف نسمي هذه المدارات المستويات. لوصف البنية الإلكترونية لذرة الهيدروجين، فإن المستويات وحدها تكفي. لكن في الذرات الأكثر تعقيدًا، كما تبين، تتكون المستويات من طاقات مماثلة المستويات الفرعية. على سبيل المثال، المستوى 2 يتكون من مستويين فرعيين (2s و2p). ويتكون المستوى الثالث من 3 مستويات فرعية (3s، 3p، 3d)، كما هو موضح في الشكل. 2-6. المستوى الرابع (لا يتناسب مع الشكل) يتكون من المستويات الفرعية 4s، 4p، 4d، 4f. سنخبرك في الفقرة 2.7 من أين جاءت أسماء المستويات الفرعية هذه بالضبط التجارب الفيزيائيةمما جعل من الممكن "رؤية" المستويات الإلكترونية والمستويات الفرعية في الذرات.

أرز. 2-6. نموذج بور للذرات الأكثر تعقيدا من ذرة الهيدروجين. الرسم ليس مقياسًا - في الواقع، المستويات الفرعية من نفس المستوى أقرب بكثير صديق أقربإلى صديق.

يوجد بالضبط عدد من الإلكترونات في الغلاف الإلكتروني لأي ذرة مثل عدد البروتونات في نواتها، وبالتالي فإن الذرة ككل محايدة كهربائيًا. تملأ الإلكترونات الموجودة في الذرة المستويات والمستويات الفرعية الأقرب إلى النواة لأن طاقتها في هذه الحالة أقل مما لو كانت تسكن مستويات أبعد. يمكن لكل مستوى ومستوى فرعي أن يحتوي فقط على عدد معين من الإلكترونات.

وتتكون المستويات الفرعية بدورها من طاقة متساوية المدارات(لم تظهر في الشكل 2-6). من الناحية المجازية، إذا تمت مقارنة السحابة الإلكترونية للذرة بمدينة أو شارع حيث "تعيش" جميع إلكترونات ذرة معينة، فيمكن مقارنة المستوى بمنزل، والمستوى الفرعي بشقة، والمدار بـ غرفة للإلكترونات. جميع المدارات في أي مستوى فرعي لها نفس الطاقة. في المستوى الفرعي s توجد "غرفة" واحدة فقط - المداري. يحتوي المستوى الفرعي p على 3 مدارات، والمستوى الفرعي d يحتوي على 5 مدارات، والمستوى الفرعي f يحتوي على ما يصل إلى 7 مدارات. يمكن لإلكترون واحد أو اثنين أن "يعيشوا" في كل مدار "غرفة". يسمى حظر وجود أكثر من إلكترونين في مدار واحد حظر باولي- سمي على اسم العالم الذي اكتشف ذلك ميزة مهمةهيكل الذرة. كل إلكترون في الذرة له "عنوان" خاص به، والذي يُكتب على شكل مجموعة من أربعة أرقام تسمى "الكم". ستتم مناقشة أرقام الكم بالتفصيل في القسم 2.7. وسنذكر هنا عدد الكم الرئيسي فقط ن(انظر الشكل 2-6)، والذي يشير في "عنوان" الإلكترون إلى رقم المستوى الذي يوجد فيه هذا الإلكترون.

©2015-2019 الموقع
جميع الحقوق تنتمي إلى مؤلفيها. لا يدعي هذا الموقع حقوق التأليف، ولكنه يوفر الاستخدام المجاني.
تاريخ إنشاء الصفحة: 2016-08-20

دعونا ننظر في كيفية بناء الذرة. ضع في اعتبارك أننا سنتحدث حصريًا عن النماذج. في الممارسة العملية، الذرات هي أكثر من ذلك بكثير هيكل معقد. لكن شكرا التطورات الحديثةلدينا الفرصة لشرح الخصائص وحتى التنبؤ بها بنجاح (حتى لو لم يكن كلها). إذن ما هو هيكل الذرة؟ ما هو "مصنوع" من؟

النموذج الكوكبي للذرة

تم اقتراحه لأول مرة من قبل الفيزيائي الدنماركي ن. بور في عام 1913. هذه هي النظرية الأولى للتركيب الذري على أساس حقائق علمية. وبالإضافة إلى ذلك، فقد أرسى الأساس للمصطلحات المواضيعية الحديثة. وفيه تنتج جزيئات الإلكترون الحركات الدورانيةتدور حول الذرة بنفس مبدأ الكواكب التي تدور حول الشمس. اقترح بور أنها يمكن أن توجد حصريًا في مدارات تقع على مسافة محددة بدقة من النواة. ولم يتمكن العالم من تفسير السبب من الناحية العلمية، ولكن تم تأكيد هذا النموذج من خلال العديد من التجارب. تم استخدام الأعداد الصحيحة لتعيين المدارات، بدءًا من واحد، والذي تم ترقيمه الأقرب إلى النواة. وتسمى كل هذه المدارات أيضًا بالمستويات. تحتوي ذرة الهيدروجين على مستوى واحد فقط، يدور عليه إلكترون واحد. لكن ذرات معقدةلديها المزيد من المستويات. وهي مقسمة إلى مكونات تجمع بين الإلكترونات ذات إمكانات الطاقة المماثلة. لذا، فإن المستوى الثاني يحتوي بالفعل على مستويين فرعيين - 2s و2p. والثالث لديه بالفعل ثلاثة - 3S، 3P و3D. وهكذا. أولاً، يتم "ملء" المستويات الفرعية الأقرب إلى المركز، ومن ثم المستويات البعيدة. يمكن لكل واحد منهم أن يحمل عددًا معينًا فقط من الإلكترونات. لكن هذه ليست النهاية. وينقسم كل مستوى فرعي إلى مدارات. دعونا نجري مقارنة مع الحياة العادية. السحابة الإلكترونية للذرة تشبه المدينة. المستويات هي الشوارع. المستوى الفرعي - منزل خاصأو شقة. المداري - الغرفة. كل واحد منهم "يعيش" واحد أو اثنين من الإلكترونات. لديهم جميعا عناوين محددة. كان هذا أول رسم تخطيطي لبنية الذرة. وأخيرًا، فيما يتعلق بعناوين الإلكترونات: فهي محددة بمجموعات من الأرقام تسمى "الكم".

النموذج الموجي للذرة

ولكن مع مرور الوقت، تم تنقيح النموذج الكوكبي. تم اقتراح النظرية الثانية للتركيب الذري. وهو أكثر تقدماً ويتيح تفسير نتائج التجارب العملية. تم استبدال النموذج الأول بالنموذج الموجي للذرة، الذي اقترحه إي شرودنغر. ثم ثبت بالفعل أن الإلكترون يمكن أن يظهر ليس فقط كجسيم، ولكن أيضا كموجة. ماذا فعل شرودنغر؟ لقد طبق معادلة تصف حركة الموجة، وبالتالي، لا يمكن العثور على مسار الإلكترون في الذرة، ولكن احتمال اكتشافه عند نقطة معينة. ما يوحد النظريتين هو أن الجسيمات الأولية تقع في مستويات ومستويات فرعية ومدارات محددة. هذا هو المكان الذي ينتهي فيه التشابه بين النماذج. اسمحوا لي أن أقدم لكم مثالا واحدا - في نظرية الموجةالمدار هو منطقة يمكن العثور فيها على إلكترون باحتمال 95%. أما باقي المساحة فتمثل 5%، ولكن في النهاية تبين أن السمات الهيكلية للذرات تم تصويرها باستخدام النموذج الموجي، على الرغم من شيوع المصطلحات المستخدمة.

مفهوم الاحتمال في هذه الحالة

لماذا تم استخدام هذا المصطلح؟ صاغ هايزنبرغ مبدأ عدم اليقين في عام 1927، والذي يستخدم الآن لوصف حركة الجسيمات الدقيقة. لأنه يقوم على اختلافهم الأساسي عن العادي الهيئات المادية. ما هذا؟ الميكانيكا الكلاسيكيةيفترض أن الشخص يستطيع ملاحظة الظواهر دون التأثير عليها (ملاحظة الأجرام السماوية). استنادا إلى البيانات التي تم الحصول عليها، من الممكن حساب المكان الذي سيكون فيه الكائن في وقت معين. لكن في العالم المصغر، تختلف الأمور بالضرورة. لذلك، على سبيل المثال، لم يعد من الممكن الآن ملاحظة الإلكترون دون التأثير عليه، نظرًا لأن طاقات الجهاز والجسيم لا يمكن مقارنتهما. وهذا يؤدي إلى تغييرات في موقع الجسيم الأولي وحالته واتجاهه وسرعة حركته ومعلمات أخرى. وليس من المنطقي الحديث عن الخصائص الدقيقة. يخبرنا مبدأ عدم اليقين نفسه أنه من المستحيل حساب المسار الدقيق للإلكترون حول النواة. يمكنك فقط الإشارة إلى احتمالية العثور على جسيم في منطقة معينة من الفضاء. هذه هي خصوصية بنية ذرات العناصر الكيميائية. ولكن هذا ينبغي أن يؤخذ في الاعتبار حصريا من قبل العلماء في التجارب العملية.

التركيب الذري

ولكن دعونا نركز على الموضوع بأكمله. لذلك، بالإضافة إلى قذيفة الإلكترون المدروسة جيدا، فإن المكون الثاني للذرة هو النواة. وهو يتألف من بروتونات موجبة الشحنة ونيوترونات محايدة. نحن جميعا على دراية بالجدول الدوري. يتوافق عدد كل عنصر مع عدد البروتونات التي يحتوي عليها. عدد النيوترونات يساوي الفرق بين كتلة الذرة وعدد البروتونات فيها. قد يكون هناك انحرافات عن هذه القاعدة. ثم يقولون أن أحد نظائر العنصر موجود. إن بنية الذرة تكون "محاطة" بغلاف إلكتروني. عادة ما يساوي عدد البروتونات. كتلة الأخير أكبر بحوالي 1840 مرة من كتلة الأول، وتساوي تقريبًا وزن النيوترون. ويبلغ نصف قطر النواة حوالي 1/200000 قطر الذرة. وهي في حد ذاتها لها شكل كروي. هذا، بشكل عام، هو هيكل ذرات العناصر الكيميائية. على الرغم من الاختلاف في الكتلة والخصائص، إلا أنها تبدو متماثلة تقريبًا.

مدارات

عند الحديث عن مخطط التركيب الذري، لا يمكنك التزام الصمت بشأنه. إذن هناك هذه الأنواع:

1. ق. لديهم شكل كروي.
2. ص. إنها تبدو وكأنها شكل ثمانية ثلاثي الأبعاد أو مغزل.
3. د و و. يملك شكل معقد، وهو أمر يصعب وصفه باللغة الرسمية.

يمكن العثور على إلكترون من كل نوع باحتمال 95% في المدار المقابل. يجب التعامل مع المعلومات المقدمة بهدوء، لأنها مجردة إلى حد ما نموذج رياضي، بدلاً من الواقع المادي للوضع. ولكن مع كل هذا، فإنه يتمتع بقدرة تنبؤية جيدة فيما يتعلق بالخصائص الكيميائية للذرات وحتى الجزيئات. كلما ابتعد المستوى عن النواة، كلما أمكن وضع المزيد من الإلكترونات عليه. وبالتالي، يمكن حساب عدد المدارات باستخدام صيغة خاصة: × 2. هنا x يساوي عدد المستويات. وبما أنه يمكن وضع ما يصل إلى إلكترونين في المدار، فستبدو الصيغة النهائية للبحث الرقمي على النحو التالي: 2x2.

المدارات: البيانات الفنية

إذا تحدثنا عن بنية ذرة الفلور، فسيكون لها ثلاثة مدارات. سوف يتم ملؤهم جميعا. طاقة المدارات داخل مستوى فرعي واحد هي نفسها. لتعيينها، أضف رقم الطبقة: 2s، 4p، 6d. دعنا نعود إلى الحديث عن بنية ذرة الفلور. سيكون له مستويان فرعيان s وواحد p. لديها تسعة بروتونات ونفس العدد من الإلكترونات. أول مستوى S. هذا اثنان من الإلكترونات. ثم المستوى الثاني. إلكترونين آخرين. و5 يملأ المستوى p. هذا هو هيكله. بعد قراءة العنوان الفرعي التالي، يمكنك القيام بذلك بنفسك الإجراءات اللازمةوالتأكد من ذلك. إذا تحدثنا عن أي الفلور ينتمي أيضًا، تجدر الإشارة إلى أنهم، على الرغم من وجودهم في نفس المجموعة، مختلفون تمامًا في خصائصهم. وبالتالي، تتراوح درجة غليانها من -188 إلى 309 درجة مئوية. فلماذا كانوا متحدين؟ كل ذلك بفضل الخصائص الكيميائية. جميع الهالوجينات، والفلور إلى حد كبير، لديها أعلى قدرة على الأكسدة. تتفاعل مع المعادن ويمكن أن تشتعل تلقائيًا في درجة حرارة الغرفة دون أي مشاكل.

كيف يتم ملء المدارات؟

ما هي القواعد والمبادئ التي يتم بها ترتيب الإلكترونات؟ نقترح عليك أن تتعرف على العناصر الرئيسية الثلاثة، والتي تم تبسيط صياغتها لفهم أفضل:

1. مبدأ الطاقة الأقل. تميل الإلكترونات إلى ملء المدارات من أجل زيادة الطاقة.
2. مبدأ باولي. لا يمكن أن يحتوي المدار الواحد على أكثر من إلكترونين.
3. حكم هوند. ضمن مستوى فرعي واحد، تملأ الإلكترونات أولاً المدارات الفارغة وبعد ذلك فقط تشكل أزواجًا.

سيساعد هيكل الذرة في ملئه وفي هذه الحالة سيصبح أكثر قابلية للفهم من حيث الصورة. لذلك متى العمل العمليعند إنشاء مخططات الدوائر، عليك أن تبقيها في متناول اليد.

مثال

من أجل تلخيص كل ما قيل في إطار المقال، يمكنك رسم عينة لكيفية توزيع إلكترونات الذرة بين مستوياتها ومستوياتها الفرعية والمدارات (أي ما هو تكوين المستويات). يمكن تصويرها كصيغة، أو مخطط طاقة، أو مخطط طبقة. هناك رسوم توضيحية جيدة جدًا هنا، والتي، عند الفحص الدقيق، تساعد على فهم بنية الذرة. لذلك، يتم ملء المستوى الأول أولا. لديها مستوى فرعي واحد فقط، حيث يوجد مدار واحد فقط. يتم ملء كافة المستويات بالتتابع، بدءاً من الأصغر. أولاً، ضمن مستوى فرعي واحد، يتم وضع إلكترون واحد في كل مدار. ثم يتم إنشاء أزواج. وإذا كان هناك مجانا، يحدث التبديل إلى موضوع ملء آخر. والآن يمكنك أن تكتشف بنفسك ما هي بنية ذرة النيتروجين أو الفلور (التي تم النظر فيها سابقًا). قد يكون الأمر صعبًا بعض الشيء في البداية، ولكن يمكنك استخدام الصور لإرشادك. من أجل الوضوح، دعونا ننظر إلى بنية ذرة النيتروجين. يحتوي على 7 بروتونات (مع النيوترونات التي تشكل النواة) ونفس عدد الإلكترونات (التي تشكل غلاف الإلكترون). يتم ملء المستوى s الأول أولاً. لديها 2 الإلكترونات. ثم يأتي المستوى الثاني. كما أن لديها 2 إلكترونات. أما الثلاثة الأخرى فتوضع على المستوى p، حيث يحتل كل منهم مدارًا واحدًا.

خاتمة

كما ترون، فإن بنية الذرة ليست هكذا موضوع معقد(إذا اقتربت منه من الموقف دورة المدرسةالكيمياء طبعا). وفهم هذا الموضوعليس من الصعب. وأخيرا، أود أن أخبركم عن بعض الميزات. على سبيل المثال، عند الحديث عن بنية ذرة الأكسجين، نعلم أنها تحتوي على ثمانية بروتونات و8-10 نيوترونات. وبما أن كل شيء في الطبيعة يميل إلى التوازن، فإن ذرتي أكسجين تشكلان جزيئًا، حيث يشكل إلكترونين غير متزاوجين رابطة تساهمية. ويتكون جزيء أكسجين مستقر آخر، وهو الأوزون (O3)، بطريقة مماثلة. بمعرفة بنية ذرة الأكسجين، يمكنك تكوين الصيغ بشكل صحيح التفاعلات المؤكسدة، والتي تنطوي على المادة الأكثر شيوعا على وجه الأرض.

وهي مكتوبة على شكل ما يسمى بالصيغ الإلكترونية. في الصيغ الإلكترونية، تشير الحروف s، p، d، f إلى مستويات الطاقة الفرعية للإلكترونات؛ تشير الأرقام الموجودة أمام الحروف إلى مستوى الطاقة الذي يقع فيه إلكترون معين، والمؤشر الموجود في أعلى اليمين هو عدد الإلكترونات في مستوى فرعي معين. لتركيب الصيغة الإلكترونية لذرة أي عنصر يكفي معرفة رقم هذا العنصر في الجدول الدوري واتباع المبادئ الأساسية التي تحكم توزيع الإلكترونات في الذرة.

يمكن أيضًا تصوير بنية الغلاف الإلكتروني للذرة في شكل رسم تخطيطي لترتيب الإلكترونات في خلايا الطاقة.

بالنسبة لذرات الحديد، هذا المخطط له الشكل التالي:

يوضح هذا الرسم البياني بوضوح تنفيذ قاعدة هوند. في المستوى الفرعي 3D الحد الأقصى للكمية، تمتلئ الخلايا (الأربعة) بالإلكترونات غير المتزاوجة. إن صورة بنية الغلاف الإلكتروني في الذرة على شكل صيغ إلكترونية وعلى شكل رسوم بيانية لا تعكس بشكل واضح الخصائص الموجية للإلكترون.

- صياغة القانون الدوري وتعديلاتهنعم. مندليف : ملكيات أجسام بسيطة، وكذلك أشكال وخصائص مركبات العناصر تعتمد بشكل دوري على القيمة المقاييس الذريةعناصر.

الصياغة الحديثة القانون الدوري : خصائص العناصر، وكذلك أشكال وخصائص مركباتها، تعتمد بشكل دوري على حجم شحنة نواة ذراتها.

هكذا، شحنة موجبةتبين أن النوى (بدلاً من الكتلة الذرية) هي الحجة الأكثر دقة التي تعتمد عليها خصائص العناصر ومركباتها

التكافؤ- هذا هو عدد الروابط الكيميائية التي ترتبط بها ذرة بأخرى.
إمكانيات التكافؤيتم تحديد الذرات من خلال عدد الإلكترونات غير المتزاوجة ووجود المدارات الذرية الحرة على المستوى الخارجي. الهيكل الخارجي مستويات الطاقةذرات العناصر الكيميائية ويحدد بشكل رئيسي خواص ذراتها. ولذلك، تسمى هذه المستويات مستويات التكافؤ. يمكن للإلكترونات من هذه المستويات، وأحيانًا المستويات ما قبل الخارجية، أن تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. وتسمى هذه الإلكترونات أيضًا بإلكترونات التكافؤ.

التكافؤ الكيميائيعنصر كيميائي - هذا هو عدد المكافئات التي يمكن أن ترتبط بها ذرة معينة بنفسها، أو عدد المكافئات في الذرة.

يتم تحديد المكافئات بعدد ذرات الهيدروجين المرتبطة أو المستبدلة، وبالتالي فإن التكافؤ المتكافئ يساوي عدد ذرات الهيدروجين التي تتفاعل معها ذرة معينة. ولكن ليس كل العناصر تتفاعل بحرية، ولكن جميعها تقريبًا تتفاعل مع الأكسجين، لذلك يمكن تعريف التكافؤ الكيميائي على أنه ضعف عدد ذرات الأكسجين المرتبطة.

على سبيل المثال، التكافؤ الكيميائي للكبريت في كبريتيد الهيدروجين H 2 S هو 2، في أكسيد SO 2 - 4، في أكسيد SO 3 -6.

عند تحديد التكافؤ الكيميائي لعنصر ما باستخدام صيغة مركب ثنائي، ينبغي للمرء أن يسترشد بالقاعدة: يجب أن يكون التكافؤ الإجمالي لجميع ذرات عنصر واحد مساوياً للتكافؤ الإجمالي لجميع ذرات عنصر آخر.

حالة الأكسدةأيضًا يميز تكوين المادة ويساوي التكافؤ الكيميائي مع علامة زائد (لمعدن أو عنصر أكثر إيجابية كهربية في الجزيء) أو ناقص.

1. ب مواد بسيطةحالة أكسدة العناصر هي صفر.

2. حالة أكسدة الفلور في جميع المركبات هي -1. الهالوجينات المتبقية (الكلور والبروم واليود) مع المعادن والهيدروجين والعناصر الأخرى الأكثر إيجابية كهربائيًا لها أيضًا حالة أكسدة تبلغ -1، ولكن في المركبات التي تحتوي على عناصر أكثر سالبية كهربية تكون لها أيضًا حالة أكسدة القيم الإيجابيةحالات الأكسدة.

3. الأكسجين في المركبات لديه حالة أكسدة -2؛ الاستثناءات هي بيروكسيد الهيدروجين H 2 O 2 ومشتقاته (Na 2 O 2، BaO 2، وما إلى ذلك، حيث يكون للأكسجين حالة أكسدة -1، وكذلك فلوريد الأكسجين 2، حيث تكون حالة أكسدة الأكسجين هو +2.

4. العناصر القلوية (Li، Na، K، إلخ) والعناصر المجموعة الفرعية الرئيسيةالمجموعة الثانية من الجدول الدوري (Be، Mg، Ca، إلخ) لها دائمًا حالة أكسدة تساوي رقم المجموعة، أي +1 و+2 على التوالي.

5. جميع عناصر المجموعة الثالثة، باستثناء الثاليوم، لها حالة أكسدة ثابتة تساوي رقم المجموعة، أي. +3.

6. أعلى حالة أكسدة للعنصر تساوي رقم المجموعة في الجدول الدوري، وأقلها هو الفرق: رقم المجموعة - 8. على سبيل المثال، أعلى درجةأكسدة النيتروجين (الموجود في المجموعة الخامسة) هي +5 (في حمض النيتريكوأملاحه)، وأقلها -3 (في الأمونيا وأملاح الأمونيوم).

7. تلغي حالات أكسدة العناصر الموجودة في المركب بعضها البعض بحيث يكون مجموعها لجميع الذرات في الجزيء أو وحدة الصيغة المحايدة صفرًا، وبالنسبة للأيون شحنته.

يمكن استخدام هذه القواعد لتحديد درجة غير معروفةأكسدة عنصر في مركب، إذا كانت حالات أكسدة العناصر الأخرى معروفة، وتجميع صيغ المركبات متعددة العناصر.

حالة الأكسدة (رقم الأكسدة) — مساعد القيمة التقليديةلتسجيل تفاعلات الأكسدة والاختزال والأكسدة.

مفهوم حالة الأكسدةكثيرا ما تستخدم في الكيمياء غير العضويةبدلا من المفهوم التكافؤ. حالة الأكسدة للذرة تساوي القيمة العددية شحنة كهربائية، المخصصة للذرة على افتراض أن أزواج الإلكترونات الرابطة منحازة بالكامل نحو ذرات أكثر سالبية كهربية (أي على افتراض أن المركب يتكون من أيونات فقط).

ويقابل رقم الأكسدة عدد الإلكترونات التي يجب إضافتها إلى الأيون الموجب لاختزاله إلى ذرة متعادلة، أو طرحها منه الأيونات السالبةلأكسدتها إلى ذرة متعادلة:

آل 3+ + 3هـ − → آل
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

تختلف خصائص العناصر، اعتمادًا على بنية الغلاف الإلكتروني للذرة، وفقًا لفترات ومجموعات النظام الدوري. منذ في سلسلة من العناصر التناظرية الهياكل الإلكترونيةمتشابهة فقط، ولكنها ليست متطابقة، فعند الانتقال من عنصر واحد في مجموعة إلى أخرى، بالنسبة لهم لا يوجد تكرار بسيط للخصائص، ولكن يتم التعبير عن تغيرهم الطبيعي بشكل أو بآخر بوضوح.

يتم تحديد الطبيعة الكيميائية للعنصر من خلال قدرة ذرته على فقدان أو اكتساب الإلكترونات. يتم قياس هذه القدرة من خلال قيم طاقات التأين والارتباطات الإلكترونية.

طاقة التأين (E و) مُسَمًّى الحد الأدنى للكميةالطاقة اللازمة للفصل و إزالة كاملةإلكترون من الذرة في الطور الغازي عند T = 0

K دون نقل إلى الإلكترون المحرر الطاقة الحركيةبتحول الذرة إلى أيون موجب الشحنة: E + Ei = E+ + e-. طاقة التأين هي كمية موجبة ولها أقل القيم لذرات الفلزات القلوية وأعلى القيم لذرات الغازات النبيلة.

تقارب الإلكترون (E) هي الطاقة المنطلقة أو الممتصة عند إضافة إلكترون إلى الذرة في الطور الغازي عند T = 0

K مع تحول الذرة إلى أيون سالب الشحنة دون نقل الطاقة الحركية إلى الجسيم:

ه + ه- = ه- + ه.

تتمتع الهالوجينات، وخاصة الفلور، بأقصى ألفة إلكترونية (Ee = -328 كيلوجول/مول).

يتم التعبير عن قيم Ei وEe بالكيلوجول لكل مول (kJ/mol) أو بالإلكترون فولت لكل ذرة (eV).

تزداد قدرة الذرة المرتبطة على تحويل إلكترونات الروابط الكيميائية نحو نفسها كثافة الإلكترونمُسَمًّى السالبية الكهربية.

تم تقديم هذا المفهوم إلى العلم بواسطة L. Pauling. السالبية الكهربيةيُشار إليه بالرمز ÷ ويميز ميل ذرة معينة إلى إضافة إلكترونات عندما تشكل رابطة كيميائية.

وفقًا لـ R. Maliken، تُقدر السالبية الكهربية للذرة بنصف مجموع طاقات التأين والارتباطات الإلكترونية للذرات الحرة = (Ee + Ei)/2

في فترات هناك الاتجاه العامتزداد طاقة التأين والسالبية الكهربية مع زيادة شحنة النواة الذرية؛ وفي المجموعات، تتناقص هذه القيم مع زيادة العدد الذري للعنصر.

يجب التأكيد على أنه لا يمكن تعيين عنصر قيمة ثابتةالسالبية الكهربية، لأنها تعتمد على عوامل كثيرة، على وجه الخصوص حالة التكافؤالعنصر، نوع المركب الذي يدخل فيه، عدد ونوع الذرات المجاورة.

نصف القطر الذري والأيوني. يتم تحديد أحجام الذرات والأيونات حسب أحجام الغلاف الإلكتروني. وفقا لمفاهيم ميكانيكا الكم، فإن الغلاف الإلكتروني ليس له حدود محددة بدقة. ولذلك، يمكن اعتبار نصف قطر الذرة الحرة أو الأيون المسافة المحسوبة نظريًا من النواة إلى موضع الحد الأقصى الرئيسي لكثافة السحب الإلكترونية الخارجية.وتسمى هذه المسافة نصف القطر المداري. ومن الناحية العملية، عادة ما يتم استخدام نصف قطر الذرات والأيونات في المركبات، ويتم حسابه بناءً على البيانات التجريبية. في هذه الحالة، يتم التمييز بين نصف قطر الذرات التساهمية والمعدنية.

إن اعتماد نصف القطر الذري والأيوني على شحنة نواة ذرة العنصر هو أمر دوري بطبيعته. في فترات كما يزيد العدد الذرينصف القطر تميل إلى الانخفاض. يعتبر الانخفاض الأكبر نموذجيًا بالنسبة لعناصر الفترات القصيرة، حيث يتم ملء مستواها الإلكتروني الخارجي. في الفترات الكبيرة في عائلات العناصر d وf، يكون هذا التغيير أقل حدة، حيث يحدث امتلاء الإلكترونات في الطبقة السابقة الخارجية. وفي المجموعات الفرعية، يزداد عمومًا نصف قطر الذرات والأيونات من نفس النوع.

الجدول الدوري للعناصر هو مثال واضحالمظاهر أنواع مختلفةالدورية في خصائص العناصر، والتي يتم ملاحظتها أفقيًا (في الفترة من اليسار إلى اليمين)، وعموديًا (في المجموعة، على سبيل المثال، من أعلى إلى أسفل)، قطريًا، أي. بعض خصائص الذرة تزيد أو تنقص، ولكن الدورية تبقى.

في الفترة من اليسار إلى اليمين (→)، تزداد الخواص المؤكسدة وغير المعدنية للعناصر، وتقل الخواص المختزلة والفلزية. لذلك، من بين جميع عناصر الفترة الثالثة، سيكون الصوديوم هو الأكثر المعدن النشطومعظم عامل تخفيض قويوالكلور هو أقوى عامل مؤكسد.

الرابطة الكيميائية - هو الاتصال المتبادل بين الذرات في الجزيء، أو شعرية الكريستالنتيجة للعمل بين الذرات القوى الكهربائيةجاذبية.

هذا هو التفاعل بين جميع الإلكترونات وجميع النوى، مما يؤدي إلى تكوين نظام مستقر متعدد الذرات (جذر، أيون جزيئي، جزيء، بلوري).

يتم تنفيذ الروابط الكيميائية بواسطة إلكترونات التكافؤ. بواسطة الأفكار الحديثةالروابط الكيميائية إلكترونية بطبيعتها، ولكنها تحدث بطرق مختلفة. ولذلك، هناك ثلاثة أنواع رئيسية من الروابط الكيميائية: تساهمية، أيونية، معدنية.ينشأ بين الجزيئات رابطة الهيدروجين,ويحدث تفاعلات فان دير فالس.

تشمل الخصائص الرئيسية للرابطة الكيميائية ما يلي:

- طول الاتصال - هذه هي المسافة النووية بين الذرات المرتبطة كيميائيا.

ويعتمد ذلك على طبيعة الذرات المتفاعلة وعلى تعدد الرابطة. ومع زيادة التعدد، يتناقص طول الرابطة، وبالتالي تزداد قوتها؛

- يتم تحديد تعدد الرابطة بعدد أزواج الإلكترونات التي تربط ذرتين. ومع زيادة التعددية، تزداد طاقة الربط؛

- زاوية الاتصال- الزاوية بين الخطوط المستقيمة الوهمية التي تمر عبر نواة ذرتين متجاورتين مترابطتين كيميائيا؛

طاقة السندات E SV - هذه هي الطاقة التي يتم إطلاقها أثناء تكوين رابطة معينة والمنفقة على كسرها، kJ/mol.

الرابطة التساهمية - رابطة كيميائية تتكون من مشاركة زوج من الإلكترونات بين ذرتين.

إن تفسير الرابطة الكيميائية بنشوء أزواج إلكترونية مشتركة بين الذرات شكل أساس نظرية التكافؤ المغزلي والتي أداتها هي طريقة رابطة التكافؤ (مفس) اكتشفها لويس عام 1916. للحصول على وصف ميكانيكي الكم للروابط الكيميائية وبنية الجزيئات، يتم استخدام طريقة أخرى - الطريقة المدارية الجزيئية (MMO) .

طريقة رابطة التكافؤ

المبادئ الأساسية لتكوين الروابط الكيميائية باستخدام MBC:

1. تتكون الرابطة الكيميائية من إلكترونات التكافؤ (غير المتزاوجة).

2. الإلكترونات ذات الدوران المعاكس المتوازي تنتمي إلى اثنين ذرات مختلفة، أصبحت شائعة.

3. لا تتشكل الرابطة الكيميائية إلا عندما تتحد ذرتان أو أكثر إجمالي الطاقةالنظام ينخفض.

4. القوى الرئيسية المؤثرة في الجزيء هي من أصل كولومبي كهربائي.

5. كلما كان الاتصال أقوى، كلما زاد تداخل السحب الإلكترونية المتفاعلة.

هناك آليتان للتشكيل الرابطة التساهمية:

آلية الصرف.تتشكل الرابطة من خلال مشاركة إلكترونات التكافؤ لذرتين متعادلتين. تساهم كل ذرة بإلكترون واحد غير متزاوج إلى زوج إلكترون مشترك:

أرز. 7. آلية التبادل لتكوين الروابط التساهمية : أ- غير قطبية؛ ب- قطبي

آلية المانحين والمتقبلين. توفر ذرة واحدة (المانحة) زوجًا من الإلكترونات، وتوفر الذرة الأخرى (المستقبلة) مدارًا فارغًا لذلك الزوج.

اتصالات, متعلمينوفقا لآلية المانح والمتلقي، تنتمي إلى مركبات معقدة

أرز. 8. آلية المانح والمتقبل لتكوين الرابطة التساهمية

الرابطة التساهمية لها خصائص معينة.

التشبع - خاصية الذرات لتشكل بدقة عدد معينالروابط التساهمية.بسبب تشبع الروابط، الجزيئات لها تكوين معين.

الاتجاهية - ر . هـ. يتم تشكيل الاتصال في اتجاه أقصى تداخل للسحب الإلكترونية . فيما يتعلق بالخط الذي يربط مراكز الذرات التي تشكل الرابطة، فهي تتميز: σ و π (الشكل 9): σ-bond - تتشكل عن طريق تداخل AO على طول الخط الذي يربط مراكز الذرات المتفاعلة؛ الرابطة π هي رابطة تحدث في اتجاه محور عمودي على الخط المستقيم الذي يربط نواة الذرة. يحدد اتجاه الرابطة البنية المكانية للجزيئات، أي شكلها الهندسي. التهجين - هو تغيير في شكل بعض المدارات عند تكوين رابطة تساهمية لتحقيق تداخل مداري أكثر كفاءة.الرابطة الكيميائية المتكونة بمشاركة إلكترونات المدارات الهجينة أقوى من الرابطة بمشاركة إلكترونات المدارات s و p غير الهجينة، حيث يحدث المزيد من التداخل. يميز الأنواع التاليةالتهجين (الشكل 10، الجدول 31): تهجين sp -يتحول مدار s ومدار p إلى مدارين "هجينين" متطابقين، وتكون الزاوية بين محوريهما 180 درجة. الجزيئات التي يحدث فيها التهجين sp لها هندسة خطية (BeCl 2).

تهجين sp2- يتحول مدار s ومداران p إلى ثلاثة مدارات "هجينة" متطابقة، وتكون الزاوية بين محاورها 120 درجة. الجزيئات التي يحدث فيها تهجين sp 2 لها شكل هندسي مسطح (BF 3، AlCl 3).

س 3-تهجين- يتحول مدار s وثلاثة مدارات p إلى أربعة مدارات "هجينة" متطابقة، تبلغ الزاوية بين محاورها 109°28". الجزيئات التي يحدث فيها تهجين sp 3 لها هندسة رباعية السطوح (CH 4) , نه 3).

أرز. 10. أنواع تهجين مدارات التكافؤ: أ - س-تهجين مدارات التكافؤ. ب - س 2 -تهجين مدارات التكافؤ. V - sp 3-تهجين مدارات التكافؤ

ذرة- جسيم متعادل كهربائياً يتكون من نواة موجبة الشحنة وإلكترونات سالبة الشحنة. يوجد في مركز الذرة نواة موجبة الشحنة. إنها تحتل جزءًا صغيرًا من المساحة داخل الذرة ؛ وتتركز فيها كل الشحنات الموجبة وكتلة الذرة بأكملها تقريبًا.

تتكون النواة من جزيئات أولية - البروتون والنيوترون؛ تتحرك الإلكترونات حول نواة الذرة في مدارات مغلقة.

بروتون (ع) - الجسيمات الأوليةمع الكتلة النسبية 1,00728 الوحدة الذريةالكتلة والشحن +1 وحدة تقليدية. عدد البروتونات الموجودة في نواة الذرة يساوي العدد الذري للعنصر الموجود فيها الجدول الدوريدي. مندليف.

نيوترون (ن)- جسيم أولي محايد كتلته النسبية 1.00866 وحدة كتلة ذرية (amu).

يتم تحديد عدد النيوترونات في النواة N بالصيغة:

حيث A هو العدد الكتلي، Z هو الشحنة النووية، يساوي العددالبروتونات (الرقم الترتيبي).

عادة، تتم كتابة معاملات نواة الذرة على النحو التالي: يتم وضع شحنة النواة في أسفل يسار رمز العنصر، والرقم الكتلي في الأعلى، على سبيل المثال:

يوضح هذا الإدخال أن الشحنة النووية (وبالتالي عدد البروتونات) لذرة الفسفور هي 15، والعدد الكتلي هو 31، وعدد النيوترونات هو 31 – 15 = 16. وبما أن كتلتي البروتون والنيوترون تختلفان بشكل كبير قليلًا من بعضها البعض، فإن كتلة العدد تساوي تقريبًا الكتلة الذرية النسبية للنواة.

الإلكترون (ه -)- جسيم أولي كتلته 0.00055 أ. م والشحن المشروط -1. عدد الإلكترونات في الذرة يساوي شحنة نواة الذرة (العدد الترتيبي للعنصر في الجدول الدوري لـ D.I. Mendeleev).

تتحرك الإلكترونات حول النواة في مدارات محددة بدقة، لتشكل ما يسمى بالسحابة الإلكترونية.

إن منطقة الفضاء المحيطة بالنواة الذرية التي من المرجح أن يوجد فيها إلكترون (90٪ أو أكثر) تحدد شكل السحابة الإلكترونية.

السحابة الإلكترونية للإلكترون s كروية. يمكن أن يحتوي المستوى الفرعي للطاقة s على إلكترونين كحد أقصى.

السحابة الإلكترونية للإلكترون على شكل دمبل. يمكن أن تحتوي ثلاثة مدارات p على ستة إلكترونات كحد أقصى.

يتم تصوير المدارات على شكل مربع، مكتوب في أعلى أو أسفل قيم أرقام الكم الرئيسية والثانوية التي تصف مدارًا معينًا. يسمى هذا التسجيل صيغة إلكترونية رسومية، على سبيل المثال:

في هذه الصيغة، تشير الأسهم إلى الإلكترون، واتجاه السهم يتوافق مع اتجاه الدوران - اتجاهه لحظة مغناطيسيةإلكترون. تسمى الإلكترونات ذات الدوران المعاكس ↓ مقترنة.

يمكن تمثيل التكوينات الإلكترونية لذرات العناصر في شكل صيغ إلكترونية، يُشار فيها إلى رموز المستوى الفرعي؛ ويشير المعامل الموجود أمام رمز المستوى الفرعي إلى انتمائها هذا المستوىودرجة الرمز هي عدد الإلكترونات لمستوى فرعي معين.

يوضح الجدول 1 بنية الأغلفة الإلكترونية لذرات العناصر العشرين الأولى في الجدول الدوري للعناصر الكيميائية D.I. مندليف.

العناصر الكيميائية التي تحتوي ذراتها على مستوى فرعي s المستوى الخارجيوالتي يتم تجديدها بإلكترون أو إلكترونين تسمى عناصر s. تسمى العناصر الكيميائية في الذرات التي يمتلئ بها المستوى الفرعي p (من واحد إلى ستة إلكترونات) بالعناصر p.

عدد الطبقات الإلكترونية في ذرة العنصر الكيميائي يساوي رقم الدورة.

وفق حكم هوندتوجد الإلكترونات في مدارات متشابهة بنفس مستوى الطاقة بحيث يصل الدوران الإجمالي إلى الحد الأقصى. وبالتالي، عند ملء مستوى فرعي للطاقة، يحتل كل إلكترون في المقام الأول خلية منفصلة، ​​وفقط بعد ذلك يبدأ الاقتران. على سبيل المثال، في ذرة النيتروجين، ستكون جميع الإلكترونات p في خلايا منفصلة، ​​وفي الأكسجين سيبدأ الاقتران، والذي سينتهي تمامًا بالنيون.

النظائرتسمى ذرات العنصر نفسه الموجود في نواتها نفس العددبروتونات ولكن رقم مختلفالنيوترونات.

النظائر معروفة لجميع العناصر. ولذلك فإن الكتل الذرية للعناصر في الجدول الدوري هي متوسط ​​الأعداد الكتلية للمخاليط الطبيعية للنظائر وتختلف عن القيم الصحيحة. وبالتالي، فإن الكتلة الذرية للخليط الطبيعي من النظائر لا يمكن أن تخدم السمة الرئيسيةالذرة، وبالتالي عنصر. هذه الخاصية المميزة للذرة هي شحنة النواة، التي تحدد عدد الإلكترونات الموجودة في الغلاف الإلكتروني للذرة وبنيتها.

دعونا نلقي نظرة على عدد قليل المهام النموذجيةلهذا القسم.

مثال 1.ما هي ذرة العنصر الذي له التكوين الإلكتروني 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1؟

يحتوي هذا العنصر على إلكترون واحد 4s في مستوى الطاقة الخارجي. وبالتالي فإن هذا العنصر الكيميائي يقع في الفترة الرابعة من المجموعة الأولى من المجموعة الفرعية الرئيسية. هذا العنصر هو البوتاسيوم.

هناك طريقة أخرى للوصول إلى هذه الإجابة. وبجمع العدد الإجمالي لجميع الإلكترونات، نحصل على 19. العدد الإجماليالإلكترونات تساوي العدد الذري للعنصر. الرقم 19 في الجدول الدوري هو البوتاسيوم.

مثال 2.العنصر الكيميائي يتوافق مع أعلى أكسيد RO 2. يتوافق التكوين الإلكتروني لمستوى الطاقة الخارجي لذرة هذا العنصر مع الصيغة الإلكترونية:

1. نس 2 نب 4
2. نس 2 نب 2
3. نس 2 نب 3
4. نس 2 نب 6

وفقًا لصيغة الأكسيد الأعلى (انظر الصيغ أكاسيد أعلىفي الجدول الدوري) نثبت أن هذا العنصر الكيميائي يقع في المجموعة الرابعة من المجموعة الفرعية الرئيسية. تحتوي هذه العناصر على أربعة إلكترونات في مستوى الطاقة الخارجي - اثنان s واثنان p. ولذلك فإن الإجابة الصحيحة هي 2.

مهام التدريب

1. العدد الإجمالي للإلكترونات s في ذرة الكالسيوم هو

1) 20
2) 40
3) 8
4) 6

2. عدد الإلكترونات p المقترنة في ذرة النيتروجين هو

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

3. عدد إلكترونات s غير المتزاوجة في ذرة النيتروجين يساوي

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

4. عدد الإلكترونات الموجودة في مستوى الطاقة الخارجي لذرة الأرجون هو

1) 18
2) 6
3) 4
4) 8

5. عدد البروتونات والنيوترونات والإلكترونات في ذرة 9 4 Be يساوي

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. توزيع الإلكترونات عبر الطبقات الإلكترونية 2؛ 8؛ 4 - يتوافق مع الذرة الموجودة في (في)

1) الفترة الثالثة، مجموعة IA
2) الفترة الثانية، مجموعة IVA
3) الفترة الثالثة، مجموعة IVA
4) الفترة الثالثة مجموعة VA

7. العنصر الكيميائي الموجود في الفترة الثالثة من مجموعة VA يتوافق مع مخطط التركيب الإلكتروني للذرة

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. يشكل العنصر الكيميائي التكوين الإلكتروني 1s 2 2s 2 2p 4 مركب هيدروجين متطاير، صيغته هي:

1) إن
2) أون 2
3) أون 3
4) أون 4

9. عدد طبقات الإلكترون في ذرة العنصر الكيميائي يساوي

1) رقمه التسلسلي
2) رقم المجموعة
3) عدد النيوترونات في النواة
4) رقم الفترة

10. عدد الإلكترونات الخارجية في ذرات العناصر الكيميائية للمجموعات الفرعية الرئيسية يساوي

1) الرقم التسلسلي للعنصر
2) رقم المجموعة
3) عدد النيوترونات في النواة
4) رقم الفترة

11. يوجد إلكترونين في الطبقة الإلكترونية الخارجية لذرات كل عنصر كيميائي في السلسلة

1) هو، كن، با
2) ملغم، سي، أو
3) ج، ملغ، كاليفورنيا
4) با، الأب، ب

12. عنصر كيميائي صيغته الإلكترونية هي 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 يشكل أكسيد التركيب

1) لي 2 أو
2) أهداب الشوق
3) ك 2 أو
4) نا 2 يا

13. عدد طبقات الإلكترون وعدد الإلكترونات p في ذرة الكبريت متساويان

1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10

14. التكوين الإلكتروني ns 2 np 4 يتوافق مع الذرة

1) الكلور
2) الكبريت
3) المغنيسيوم
4) السيليكون

15. توجد إلكترونات التكافؤ لذرة الصوديوم في الحالة الأرضية في مستوى الطاقة الفرعي

1) 2 ثانية
2) 2 ص
3) 3ث
4) 3 ص

16. تحتوي على ذرات النيتروجين والفوسفور

1) نفس عدد النيوترونات
2) نفس عدد البروتونات
3) نفس تكوين الطبقة الإلكترونية الخارجية

17. تحتوي ذرات الكالسيوم والكالسيوم على نفس عدد إلكترونات التكافؤ.

1) البوتاسيوم
2) الألومنيوم
3) البريليوم
4) البورون

18. تحتوي على ذرات الكربون والفلور

1) نفس عدد النيوترونات
2) نفس عدد البروتونات
3) نفس عدد الطبقات الإلكترونية
4) نفس عدد الإلكترونات

19. تحتوي ذرة الكربون في حالتها الأرضية على عدد الإلكترونات غير المتزاوجة

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. وفي ذرة الأكسجين في الحالة الأرضية، يكون عدد الإلكترونات المقترنة مساويًا لـ

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 جميع 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 معينة شحنة سلبية. 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.

يُطلق على الفضاء المحيط بالنواة الذرية والذي من المرجح أن يوجد فيه الإلكترون اسم 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. صورة بيانيةتظهر في الشكل بعض أشكال مدارات الإلكترون.

إن أهم خاصية لحركة الإلكترون في مدار معين هي طاقة ارتباطها بالنواة. تشكل الإلكترونات ذات قيم الطاقة المتشابهة 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. ن - رقم المستوى، أو الرئيسي رقم الكم. 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). ويسمى 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. الخواص الكيميائية لنظائر معظم العناصر الكيميائية هي نفسها تمامًا. ومع ذلك، تختلف نظائر الهيدروجين بشكل كبير في خصائصها بسبب الزيادة الحادة المتعددة في نسبها الكتلة الذرية; 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 بنية الأصداف الإلكترونية لذرات 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.

إجراء التعبئة المستويات الفرعية الإلكترونيةفي ذرات عناصر الدورة السادسة: 55 Cs و 56 Ba - 6s العناصر؛ 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 المدارات الإلكترونية، 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 إلكترونية:

• 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 متزاوج؛ 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 في كيمياء الكم تحدد ترتيب ملء مدارات طبقة فرعية معينة وتصاغ 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. عندما تتزامن التعدديات، يكون الزخم المداري الإجمالي 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 الأرقام التسلسليةالعناصر الكيميائية) المدارات الذريةيتم ملؤها بطريقة تجعل ظهور الإلكترونات في المدارات أكثر طاقة عاليةيعتمد فقط على رقم الكم الرئيسي n ولا يعتمد على جميع أرقام الكم الأخرى، بما في ذلك l. 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