لقد كان مفهوم "الذرة" مألوفًا للبشرية منذ زمن طويل اليونان القديمة. وعلى قول الفلاسفة القدماء أن الذرة هي أصغر الجسيمات، وهو جزء من المادة.
البنية الإلكترونية للذرة
تتكون الذرة من نواة موجبة الشحنة تحتوي على بروتونات ونيوترونات. تتحرك الإلكترونات في مدارات حول النواة، ويمكن تمييز كل منها بمجموعة من أربعة أرقام كمومية: العدد الرئيسي (n)، والمداري (l)، والمغناطيسي (ml)، واللف المغزلي (ms أو s).
ويحدد رقم الكم الرئيسي طاقة الإلكترون وحجم السحب الإلكترونية. تعتمد طاقة الإلكترون بشكل أساسي على بعد الإلكترون عن النواة: كلما اقترب الإلكترون من النواة، انخفضت طاقته. بمعنى آخر، يحدد رقم الكم الرئيسي موقع الإلكترون عند مستوى طاقة معين (الطبقة الكمومية). يحتوي رقم الكم الرئيسي على قيم سلسلة من الأعداد الصحيحة من 1 إلى ما لا نهاية.
يحدد رقم الكم المداري شكل السحابة الإلكترونية. شكل مختلفتسبب السحب الإلكترونية تغيرا في طاقة الإلكترونات ضمن مستوى طاقة واحد أي. تقسيمها إلى مستويات فرعية للطاقة. يمكن أن يكون للعدد الكمي المداري قيم من صفر إلى (n-1)، ليصبح المجموع n قيمًا. يتم تحديد مستويات الطاقة الفرعية بالحروف:
يوضح رقم الكم المغناطيسي اتجاه المدار في الفضاء. فهو يقبل أي عدد صحيح قيمة رقميةمن (+l) إلى (-l)، بما في ذلك الصفر. رقم القيم الممكنةعدد الكم المغناطيسي يساوي (2l+1).
إن الإلكترون الذي يتحرك في مجال النواة الذرية، بالإضافة إلى الزخم الزاوي المداري، له أيضًا زخم زاوي خاص به، وهو ما يميز دورانه على شكل مغزل حول المحور الخاص. تسمى خاصية الإلكترون هذه بالدوران. يتم تحديد حجم واتجاه الدوران بواسطة عدد الكم المغزلي، والذي يمكن أن يأخذ القيم (+1/2) و (-1/2). إيجابية و القيم السلبيةويرتبط الظهر باتجاهه.
وقبل أن يعرف كل ما سبق ويثبت تجريبيا، كانت هناك عدة نماذج لبنية الذرة. تم اقتراح أحد النماذج الأولى لبنية الذرة بواسطة E. Rutherford، الذي أظهر في تجاربه على تشتت جسيمات ألفا أن كتلة الذرة بأكملها تقريبًا تتركز في حجم صغير جدًا - نواة موجبة الشحنة . وفقا لنموذجه، تتحرك الإلكترونات حول النواة على مسافة كبيرة بما فيه الكفاية، وعددها بحيث تكون الذرة محايدة كهربائيا بشكل عام.
تم تطوير نموذج رذرفورد لبنية الذرة على يد ن. بور، الذي جمع في بحثه أيضًا بين تعاليم أينشتاين حول الكمات الخفيفة والكميات الضوئية. نظرية الكمإشعاع بلانك. أنهينا ما بدأناه وقدمناه للعالم نموذج حديثهيكل ذرة العنصر الكيميائي لويس دي برولي وشرودنجر.
أمثلة على حل المشكلات
مثال 1
| يمارس | وضح عدد البروتونات والنيوترونات الموجودة في نوى النيتروجين ( العدد الذري 14)، والسيليكون (العدد الذري 28)، والباريوم (العدد الذري 137). |
| حل | يتم تحديد عدد البروتونات الموجودة في نواة ذرة العنصر الكيميائي من خلال عددها رقم سريفي الجدول الدوري، وعدد النيوترونات هو الفرق بين العدد الكتلي (M) وشحنة النواة (Z). نتروجين: ن(ن)= م -ز = 14-7 = 7. السيليكون: ن(سي)= م -ض = 28-14 = 14. الباريوم: ن (با)= م -ض = 137-56 = 81. |
| إجابة | عدد البروتونات في نواة النيتروجين هو 7، النيوترونات - 7؛ يوجد في نواة ذرة السيليكون 14 بروتونًا و14 نيوترونًا؛ يوجد في نواة ذرة الباريوم 56 بروتونًا و81 نيوترونًا. |
مثال 2
| يمارس | رتب مستويات الطاقة الفرعية حسب ترتيب امتلاءها بالإلكترونات: أ) 3p، 3d، 4s، 4p؛ ب) 4 د , 5ث، 5ع، 6ث؛ ج) 4و , 5s , 6ر؛ 4 د , 6 ثانية؛ د) 5 د، 6 ث، 6 ع، 7 ث، 4 و . |
|
| حل | تمتلئ مستويات الطاقة الفرعية بالإلكترونات وفقًا لقواعد كليتشكوفسكي. الشرط المطلوبيكون الحد الأدنى للقيمةمجموع أرقام الكم الرئيسية والمدارية. يتميز المستوى الفرعي s بالرقم 0، p - 1، d - 2 و f-3. الشرط الثاني هو أن المستوى الفرعي مع أدنى قيمةعدد الكم الرئيسي | |
| إجابة | أ) المدارات 3p، 3d، 4s، 4p سوف تتوافق مع الأرقام 4، 5، 4 و 5. وبالتالي، سيحدث الامتلاء بالإلكترونات في التسلسل التالي: 3p، 4s، 3d، 4p. ب) المدارات 4D , 5s، 5p، 6s سوف تتوافق مع الأرقام 7، 5، 6 و 6. لذلك، سيحدث الملء بالإلكترونات بالتسلسل التالي: 5s، 5p، 6s، 4d. ج) المدارات 4و , 5s , 6ر؛ 4 د , 6s سوف تتوافق مع الأرقام 7 و 5 و 76 و 6. لذلك، فإن الامتلاء بالإلكترونات سيحدث بالتسلسل التالي: 5s، 4d , 6S، 4F، 6R. د) المدارات 5d، 6s، 6p، 7s، 4f سوف تتوافق مع الأرقام 7، 6، 7، 7 و 7. وبالتالي، سيحدث الملء بالإلكترونات بالتسلسل التالي: 6s، 4f، 5d، 6p، 7s. |
التكوين الإلكتروني للذرةهي صيغة توضح ترتيب الإلكترونات في الذرة حسب المستويات والمستويات الفرعية. بعد دراسة المقال ستتعرف على مكان وكيفية تواجد الإلكترونات وتتعرف على أعداد الكم وتتمكن من بنائها التكوين الإلكترونيالذرة برقمها يوجد في نهاية المقال جدول العناصر.
لماذا دراسة التكوين الإلكتروني للعناصر؟
الذرات تشبه مجموعة البناء: هناك عدد معين من الأجزاء، وهي تختلف عن بعضها البعض، ولكن جزأين من نفس النوع متماثلان تمامًا. لكن مجموعة البناء هذه أكثر إثارة للاهتمام من المجموعة البلاستيكية، وإليكم السبب. يتغير التكوين اعتمادًا على من هو قريب. على سبيل المثال، الأكسجين بجانب الهيدروجينربما
يتحول إلى ماء، وعندما يكون بالقرب من الصوديوم يتحول إلى غاز، وعندما يكون بالقرب من الحديد يتحول بالكامل إلى صدأ.
للإجابة على سؤال لماذا يحدث هذا والتنبؤ بسلوك ذرة بجانب أخرى، لا بد من دراسة التكوين الإلكتروني، وهو ما سيتم مناقشته أدناه.
كم عدد الإلكترونات الموجودة في الذرة؟
تتكون الذرة من نواة تدور حولها إلكترونات، وتتكون النواة من بروتونات ونيوترونات. في الحالة المحايدة، تحتوي كل ذرة على نفس عدد الإلكترونات مثل عدد البروتونات الموجودة في نواتها. يتم تحديد عدد البروتونات من خلال العدد الذري للعنصر، على سبيل المثال، يحتوي الكبريت على 16 بروتونًا - وهو العنصر السادس عشر في الجدول الدوري. يحتوي الذهب على 79 بروتونًا، وهو العنصر رقم 79 في الجدول الدوري. وعليه، فإن الكبريت لديه 16 إلكترونًا في الحالة المحايدة، والذهب لديه 79 إلكترونًا.
- أين تبحث عن الإلكترون؟
- من خلال مراقبة سلوك الإلكترون، تم استخلاص أنماط معينة تم وصفها بواسطة أرقام الكم، وهناك أربعة في المجموع:
- عدد الكم الرئيسي
- رقم الكم المداري
عدد الكم المغناطيسي
تدور عدد الكم مداريعلاوة على ذلك، بدلاً من كلمة مدار، سوف نستخدم مصطلح "المداري"، المداري هو
وظيفة الموجة
الإلكترون تقريبًا هو المنطقة التي يقضي فيها الإلكترون 90% من وقته.
ن - المستوى
لام - قذيفة
م ل - الرقم المداري
ونتيجة لدراسة السحابة الإلكترونية، وجدوا أنه اعتمادًا على مستوى الطاقة، تأخذ السحابة أربعة أشكال رئيسية: كرة، ودمبل، وشكلين آخرين أكثر تعقيدًا.
ومن أجل زيادة الطاقة، تسمى هذه الأشكال s- وp- وd- وf-shell.
يمكن أن تحتوي كل من هذه الأصداف على مدارات واحدة (on s) و3 (on p) و5 (on d) و7 (on f). رقم الكم المداري هو الغلاف الذي توجد فيه المدارات. يأخذ رقم الكم المداري للمدارات s وp وd وf القيم 0,1,2 أو 3 على التوالي.
يوجد مدار واحد على الغلاف s (L=0) - إلكترونين
هناك ثلاثة مدارات على الغلاف p (L=1) - ستة إلكترونات
هناك خمسة مدارات على الغلاف d (L=2) - عشرة إلكترونات
هناك سبعة مدارات على الغلاف f (L=3) - أربعة عشر إلكترونًا
عدد الكم المغناطيسي m l
هناك ثلاثة مدارات على الغلاف p، تم تحديدها بالأرقام من -L إلى +L، أي أنه بالنسبة للقذيفة p (L=1) هناك مدارات "-1" و"0" و"1" .
يُشار إلى رقم الكم المغناطيسي بالحرف m l.
داخل الغلاف، من الأسهل أن تتواجد الإلكترونات في مدارات مختلفة، لذا فإن الإلكترونات الأولى تملأ إلكترونًا واحدًا في كل مدار، ثم يضاف زوج من الإلكترونات إلى كل واحد.
النظر في قذيفة د:
يتوافق الغلاف d مع القيمة L=2، أي خمسة مدارات (-2،-1،0،1 و2)، الإلكترونات الخمسة الأولى تملأ الغلاف مع القيم M l =-2، M ل =-1, م ل =0 , م ل =1,م ل =2.
تدور عدد الكم م ث الدوران هو اتجاه دوران الإلكترون حول محوره، وهناك اتجاهان، وبالتالي فإن عدد الكم المغزلي له قيمتان: +1/2 و-1/2. يمكن لمستوى فرعي واحد من الطاقة أن يحتوي فقط على إلكترونين لهما دوران متضاد. يُشار إلى عدد الكم المغزلي بالـ m sرقم الكم الرئيسي ن رقم الكم الرئيسي هو مستوى الطاقة عندفي اللحظة
سبعة معروفة
لذلك، يمكن وصف أي إلكترون بأربعة أرقام كمومية، مزيج هذه الأرقام فريد لكل موضع من الإلكترون، خذ الإلكترون الأول، أدنى مستوى طاقة هو N = 1، في المستوى الأول هناك قذيفة واحدة، القشرة الأولى على أي مستوى لها شكل كرة (قذيفة)، أي. L=0، يمكن أن يأخذ عدد الكم المغناطيسي قيمة واحدة فقط، M l =0 وسيكون الدوران مساويًا لـ +1/2.
إذا أخذنا الإلكترون الخامس (في أي ذرة كان)، فإن أرقام الكم الرئيسية له ستكون: N=2، L=1، M=-1، دوران 1/2.
خوارزمية تكوين الصيغة الإلكترونية للعنصر:
1. تحديد عدد الإلكترونات في الذرة باستخدام الجدول الدوري للعناصر الكيميائية D.I. مندليف.
2. بناءً على عدد الفترة التي يوجد فيها العنصر، حدد عدد مستويات الطاقة؛ عدد الإلكترونات في المستوى الإلكتروني الأخير يتوافق مع رقم المجموعة.
3. تقسيم المستويات إلى مستويات فرعية وأفلاكات وملئها بالإلكترونات وفقا لقواعد ملء المدارات: يجب أن نتذكر أن المستوى الأول يحتوي على إلكترونين كحد أقصى 1س 2 ، في الثاني - بحد أقصى 8 (اثنانق وستة ص: 2س22ف6 ، في الثاني - بحد أقصى 8 (اثنان) ، في الثالث - بحد أقصى 18 (اثنان ، ستةص ، وعشرة).
- د: 3ث 2 3ع 6 3د 10 عدد الكم الرئيسين
- يجب أن يكون الحد الأدنى. أول من يملأق- المستوى الفرعي إذنص-، د- ب و-
- المستويات الفرعية.
- تملأ الإلكترونات المدارات حسب زيادة طاقة المدارات (قاعدة كليتشكوفسكي).
- ضمن المستوى الفرعي، تشغل الإلكترونات أولاً مدارات حرة واحدًا تلو الآخر، وبعد ذلك فقط تشكل أزواجًا (قاعدة هوند).
لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين في مدار واحد (مبدأ باولي).
أمثلة. 1. دعونا ننشئ الصيغة الإلكترونية للنيتروجين. فيالجدول الدوري
النيتروجين في رقم 7
2. دعونا ننشئ الصيغة الإلكترونية للأرجون. الأرجون هو رقم 18 في الجدول الدوري..
1ث 2 2ث 22ف6 3ث 23ف6
3. لنقم بإنشاء الصيغة الإلكترونية للكروم. الكروم هو رقم 24 في الجدول الدوري. 2 1 ثانية 2 2 ثانية 6 2 ص 2 3ث 6 3 ص 1 4s 5
3D
مخطط الطاقة للزنك.
4. دعونا ننشئ الصيغة الإلكترونية للزنك. الزنك رقم 30 في الجدول الدوري
1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 10
يرجى ملاحظة أن جزءًا من الصيغة الإلكترونية، أي 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6، هو الصيغة الإلكترونية للأرجون.
يمكن تمثيل الصيغة الإلكترونية للزنك على النحو التالي:
الجدول الدوري للعناصر مندلييف. هيكل الذرة.
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 غلاف إلكتروني واحد (أو عدة) أقل: 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 بمادته 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. رئيسي المجموعات الفرعية أ-مو (لي 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 ماذا الحد الأعلىملاحظة: 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، ... عدد الكم الرئيسي، بدءًا من الأقرب إلى القلب. وفيما يلي سوف نسمي هذه المدارات المستويات. لوصف البنية الإلكترونية لذرة الهيدروجين، فإن المستويات وحدها تكفي. ولكن أكثر ذرات معقدةكما اتضح فيما بعد، 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 سمح لنا "برؤية" المستويات الإلكترونيةوالمستويات 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 عدد الكم الرئيسي(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
منذ متى التفاعلات الكيميائيةتبقى نوى الذرات المتفاعلة دون تغيير (باستثناء التحولات الإشعاعية). الخصائص الكيميائيةتعتمد الذرات على بنية أغلفة الإلكترون الخاصة بها. نظرية البنية الإلكترونية للذرةبنيت على أساس جهاز ميكانيكا الكم. وهكذا يمكن الحصول على بنية مستويات الطاقة الذرية على أساس حسابات ميكانيكا الكم لاحتمالات العثور على الإلكترونات في الفضاء المحيط بالنواة الذرية ( أرز. 4.5).
أرز. 4.5. مخطط تقسيم مستويات الطاقة إلى مستويات فرعية
تتلخص أساسيات نظرية التركيب الإلكتروني للذرة في الأحكام التالية: تتميز حالة كل إلكترون في الذرة بأربعة أرقام كمومية: رقم الكم الرئيسي ن = 1، 2، 3،; المداري (السمت) ل = 0،1،2، ن-1; مغناطيسي م ل –1,0,1, م= -ل، مغناطيسي ، في الثاني - بحد أقصى 8 (اثنان = -1/2, 1/2 .
; يلفوفق مبدأ باولي م ، في نفس الذرة لا يمكن أن يكون هناك إلكترونين لهما نفس مجموعة الأرقام الكمومية الأربعة ، في الثاني - بحد أقصى 8 (اثنانن، ل، م ، م; مجموعات من الإلكترونات لها نفس أرقام الكم الرئيسية n تشكل طبقات الإلكترون، أو مستويات الطاقة للذرة، مرقمة من النواة ويشار إليها بـ عدد الكم الرئيسيك، ل، م، ن، يا، ف، س وفي طبقة الطاقة بقيمة معينة 2 لا يمكن أن يكون أكثر من عدد الكم الرئيسي 2ن م مستويات فرعية الشكل، يتم تحديدها عند ابتعادها عن المستوى الأساسي ق، ص، د، و.
يتوافق التحديد الاحتمالي لموضع الإلكترون في الفضاء حول النواة الذرية مع مبدأ عدم اليقين لهايزنبرغ. وبحسب مفاهيم ميكانيكا الكم فإن الإلكترون الموجود في الذرة ليس له مسار محدد للحركة ويمكن أن يتواجد في أي جزء من الفضاء المحيط بالنواة، وتعتبر مواقعه المختلفة بمثابة سحابة إلكترونية ذات كثافة شحنة سالبة معينة. يسمى الفضاء المحيط بالنواة والذي من المرجح أن يوجد فيه الإلكترون مداري. تحتوي على حوالي 90% من السحابة الإلكترونية. كل مستوى فرعي 1ث، 2ث، 2صإلخ. يتوافق مع عدد معين من المدارات ذات شكل معين. على سبيل المثال، 3. لنقم بإنشاء الصيغة الإلكترونية للكروم. الكروم هو رقم 24 في الجدول الدوري.- و 2ث-المدارات كروية و 2 ثانية-المدارات ( 2 ثانية س ، 2 ص ذ ، 2 ص ض- المدارات) موجهة في اتجاهات متعامدة بشكل متبادل ولها شكل الدمبل ( أرز. 4.6).
أرز. 4.6. شكل واتجاه مدارات الإلكترون.
أثناء التفاعلات الكيميائية، لا تخضع النواة الذرية للتغييرات؛ فقط الأغلفة الإلكترونية للذرات هي التي تتغير، وهو ما يفسر تركيبها العديد من خصائص العناصر الكيميائية. واستنادا إلى نظرية التركيب الإلكتروني للذرة، تم إنشاء المعنى الفيزيائي العميق لقانون مندليف الدوري للعناصر الكيميائية وتم إنشاء نظرية الترابط الكيميائي.
يتضمن التبرير النظري للنظام الدوري للعناصر الكيميائية بيانات عن بنية الذرة، مما يؤكد وجود علاقة بين دورية التغيرات في خواص العناصر الكيميائية والتكرار الدوري لأنواع مماثلة من التكوينات الإلكترونية لذراتها.
في ضوء نظرية بنية الذرة، يصبح تقسيم مندليف لجميع العناصر إلى سبع فترات مبررا: عدد الدورة يتوافق مع عدد مستويات الطاقة للذرات المملوءة بالإلكترونات. في فترات قصيرة، مع زيادة الشحنة الموجبة للنواة الذرية، يزداد عدد الإلكترونات لكل المستوى الخارجي(من 1 إلى 2 في الدورة الأولى، ومن 1 إلى 8 في الدورة الثانية والثالثة)، وهو ما يفسر التغير في خواص العناصر: في بداية الدورة (ما عدا الأولى) يوجد قلوي المعدن، ثم يلاحظ ضعف تدريجي في الخواص المعدنية وزيادة في الخواص غير المعدنية. يمكن تتبع هذا النمط لعناصر الفترة الثانية في الجدول 4.2.
الجدول 4.2.
وفي الفترات الكبيرة، مع زيادة شحنة النوى، يصبح ملء المستويات بالإلكترونات أكثر صعوبة، وهو ما يفسر التغير الأكثر تعقيدا في خصائص العناصر مقارنة بعناصر الفترات الصغيرة.
يتم تفسير الطبيعة المتطابقة لخصائص العناصر الكيميائية في المجموعات الفرعية من خلال البنية المماثلة لمستوى الطاقة الخارجي، كما هو موضح في طاولة 4.3يوضح تسلسل امتلاء مستويات الطاقة بالإلكترونات لمجموعات فرعية من الفلزات القلوية.
الجدول 4.3.
ويشير رقم المجموعة عادة إلى عدد الإلكترونات الموجودة في الذرة والتي يمكنها المشاركة في تكوين الروابط الكيميائية. هذا هو المعنى المادي لرقم المجموعة. في أربعة أماكن من الجدول الدوري، لا يتم ترتيب العناصر حسب زيادة الكتلة الذرية: آر 2ن ك,شركة 2ن ني,ته 2ن أنا,ذ 2ن بنسلفانيا. واعتبرت هذه الانحرافات من عيوب الجدول الدوري للعناصر الكيميائية. وأوضح عقيدة بنية الذرة هذه الانحرافات. أظهر التحديد التجريبي للشحنات النووية أن ترتيب هذه العناصر يتوافق مع زيادة شحنات نواتها. بالإضافة إلى ذلك، فإن التحديد التجريبي لشحنات النوى الذرية جعل من الممكن تحديد عدد العناصر بين الهيدروجين واليورانيوم، وكذلك عدد اللانثانيدات. الآن يتم ملء جميع الأماكن في الجدول الدوري في الفترة من ض = 1ل ض = 114، لكن الجدول الدوريلم يكتمل بعد، ومن الممكن اكتشاف عناصر ما بعد اليورانيوم الجديدة.