Elektronik yapı 2. Bu durumda olasılık kavramı

Mendeleev'in periyodik element tablosu. Atomun yapısı.

MENDELEEV'İN PERİYODİK ELEMENT SİSTEMİ - kimyasal sınıflandırma. Rus tarafından oluşturulan unsurlar. bilim adamı D.I. Mendeleev, kendisi tarafından keşfedilen periyodikliğe dayanarak (1869'da). kanun.

Modern periyodik formülasyon yasa: elementlerin özellikleri (basit bileşikler ve bileşiklerde kendini gösterir) periyodik dönemlerde bulunur. atomlarının çekirdeklerinin yüküne bağlı olarak.

Şarj atom çekirdeği Z, kimyasalın atomik (sıralı) numarasına eşittir. P. s'deki öğe. e. M. Tüm elementleri artan Z sırasına göre düzenlerseniz (hidrojen H, Z = 1; helyum He, Z = 2; lityum Li, Z == 3; berilyum Be, Z = 4, vb.), o zaman oluşurlar 7 dönem. Bu dönemlerin her birinde, dönemin ilk elementinden (alkali metal) sonuncusuna (alkali metal) kadar elementlerin özelliklerinde doğal bir değişiklik olur. asil gaz). İlk periyotta 2 element bulunur, 2. ve 3. periyotta 8 element, 4. ve 5. periyotta 18, 6. periyotta 32 element bulunur. 7. periyotta 19 element bilinmektedir. 2. ve 3. periyotlara genellikle küçük, sonraki tüm periyotlara büyük denir. Dönemleri yatay satırlar şeklinde düzenlerseniz ortaya çıkan sonuç tablo 8 dikey çizgi gösterecektir. sütunlar; Bunlar özellikleri bakımından benzer olan element gruplarıdır.

Z artışına bağlı olarak grup içindeki elementlerin özellikleri de doğal olarak değişir. Örneğin Li - Na - K - Rb - Cs - Fr grubunda kimyasal içerik artar. metalin aktivitesi arttırılır Oksitlerin ve hidroksitlerin doğası.

Atomik yapı teorisinden, elementlerin özelliklerinin periyodikliğinin, çekirdeğin etrafındaki elektron kabuklarının oluşum yasalarıyla belirlendiği anlaşılmaktadır. Elementin Z'si arttıkça atom daha karmaşık hale gelir - çekirdeği çevreleyen elektronların sayısı artar ve bir elektron kabuğunun dolmasının sona erdiği ve bir sonraki dış kabuğun oluşumunun başladığı bir an gelir. Mendeleev sisteminde bu yeni bir dönemin başlangıcına denk geliyor. Yeni bir kabukta 1, 2, 3 vb. elektronlara sahip elementler, sayıları içte olmasına rağmen özellikleri bakımından 1, 2, 3 vb. dış elektronlara sahip olan elementlere benzer. bir (veya daha fazla) daha az elektron kabuğu vardı: Na, Li'ye benzer (bir harici elektron), Mg, Be'ye benzer (2 harici elektron); A1 - B'ye (3 harici elektron), vb. Elemanın P. s'deki konumu ile. e. M. kimyasalıyla ilişkilidir. ve daha fazlası fiziksel St.

Birçok (yaklaşık 1000) grafik seçeneği önerilmiştir. P. s.'in görselleri e. M. P. s'nin en yaygın 2 çeşidi. e. M. - kısa ve uzun tablolar; k.-l. temel fark aralarında yok. Ek, kısa tablo seçeneklerinden birini içerir. Tablonun ilk sütununda dönem numaraları verilmiştir (1 - 7 arası Arap rakamlarıyla gösterilmiştir). Grup numaraları üstte Romen rakamları I - VIII ile belirtilmiştir. Her grup a ve b olmak üzere iki alt gruba ayrılır. Bazen adı verilen küçük dönemlerin unsurları tarafından yönetilen bir dizi unsur. ana alt gruplar a-m'dir ve (Li alt grubun başındadır) alkali metaller. F - halojenler, He - inert gazlar, vb.). Bu durumda büyük periyotların elemanlarının geri kalan alt grupları denir. yan etkiler.

Atom yapılarının özel yakınlığı ve kimyalarının benzerliği nedeniyle Z = 58 - 71 olan elementler. St. grup III'e dahil olan lantanit ailesini oluşturur, ancak kolaylık olması açısından masanın altına yerleştirilmiştir. Z = 90 - 103 olan elementler genellikle aynı nedenlerden dolayı aktinit ailesinde sınıflandırılır. Bunları Z = 104 olan bir element - curchatovy ve Z = 105 olan bir element takip eder (bkz. Nilsborium). Temmuz 1974'te Baykuşlar. fizikçiler Z = 106 olan bir elementin keşfedildiğini bildirdiler ve Ocak ayında. 1976 - Z = 107 olan elementler. Daha sonra Z = 108 ve 109 olan elementler daha düşük sentezlendi. P. s sınırı e. M. biliniyor - nükleer yükü birden az olan bir element olamayacağı için hidrojen tarafından veriliyor. Soru P. s'nin üst sınırının ne olduğudur. e. M., yani sanatın ulaşabileceği en uç değere kadar. elementlerin sentezi çözülmeden kalır. (Ağır çekirdekler kararsızdır, bu nedenle Z = 95 olan amerikanyum ve sonraki elementler doğada bulunmaz, ancak elde edilir. nükleer reaksiyonlar; ancak daha uzak transuranyum elementlerinin bulunduğu bölgede sözde görünüm. stabilite adacıkları, özellikle Z = 114 için.) Sanatta. periyodik olarak yeni elementlerin sentezi. hukuk ve P. s. e. M. birincil bir rol oynamaktadır. Mendeleev yasası ve sistemi doğa bilimlerinin en önemli genellemeleri arasında yer alır ve modern bilimin temelini oluşturur. adanın yapısı hakkında öğretiler.

Atomun elektronik yapısı.

Bu ve sonraki paragraflar bir atomun elektron kabuğu modellerinden bahsediyor. Bunu anlamak önemlidir hakkında konuşuyoruz tam olarak hakkında modeller. Gerçek atomlar elbette daha karmaşıktır ve onlar hakkında hâlâ her şeyi bilmiyoruz. Ancak çağdaş teorik model elektronik yapı atom birçok özelliği başarılı bir şekilde açıklamayı ve hatta tahmin etmeyi mümkün kılar kimyasal elementler Bu nedenle doğa bilimlerinde yaygın olarak kullanılmaktadır.

Başlamak için N. Bohr'un önerdiği "gezegensel" modeli daha ayrıntılı olarak ele alalım (Şekil 2-3 c).

Pirinç. 2-3 c. Bohr'un "gezegensel" modeli.

Danimarkalı fizikçi N. Bohr, 1913'te, gezegenlerin Güneş etrafında dönmesiyle hemen hemen aynı şekilde, elektron parçacıklarının atom çekirdeği etrafında döndüğü bir atom modeli önerdi. Bohr, bir atomdaki elektronların yalnızca çekirdekten kesin olarak belirli mesafelerde uzaklaştırılan yörüngelerde kararlı bir şekilde var olabileceğini öne sürdü. Bu yörüngelere sabit adını verdi. Dıştan sabit yörüngeler elektron var olamaz. Bohr o zaman bunun neden böyle olduğunu açıklayamamıştı. Ancak böyle bir modelin birçok deneysel gerçeği açıklamaya izin verdiğini gösterdi (bu, paragraf 2.7'de daha ayrıntılı olarak tartışılmıştır).

Bohr modelindeki elektron yörüngeleri 1, 2, 3, ... tam sayılarıyla gösterilir. Nçekirdeğe en yakın olandan başlayarak. Aşağıda bu tür yörüngeleri adlandıracağız seviyeler. Hidrojen atomunun elektronik yapısını açıklamak için seviyeler tek başına yeterlidir. Ancak daha karmaşık atomlarda seviyelerin benzer enerjilerden oluştuğu ortaya çıktı. alt seviyeler. Örneğin, seviye 2 iki alt seviyeden (2s ve 2p) oluşur. Üçüncü seviye, Şekil 2'de gösterildiği gibi 3 alt seviyeden (3s, 3p ve 3d) oluşur. 2-6. Dördüncü seviye (şekle uymadı) 4s, 4p, 4d, 4f alt seviyelerinden oluşur. Paragraf 2.7'de size bu alt düzey adlarının tam olarak nereden geldiğini ve yaklaşık olarak ne olduğunu anlatacağız. fiziksel deneyler atomlardaki elektronik seviyeleri ve alt seviyeleri “görmeyi” mümkün kıldı.

Pirinç. 2-6. Bohr'un hidrojen atomundan daha karmaşık atomlar için modeli. Çizim ölçekli değildir - aslında aynı seviyenin alt seviyeleri çok daha yakındır yakın arkadaş bir arkadaşıma.

Herhangi bir atomun elektron kabuğunda, çekirdeğindeki protonların sayısı kadar elektron vardır, dolayısıyla atom bir bütün olarak elektriksel olarak nötrdür. Bir atomdaki elektronlar çekirdeğe en yakın seviyeleri ve alt seviyeleri doldurur çünkü bu durumda enerjileri, daha uzak seviyelere yerleşmeleri durumundakinden daha azdır. Her seviye ve alt seviye yalnızca belirli sayıda elektronu tutabilir.

Alt seviyeler ise eşit enerjiden oluşur yörüngeler(Şekil 2-6'da gösterilmemiştir). Mecazi anlamda konuşursak, bir atomun elektron bulutu, belirli bir atomun tüm elektronlarının "yaşadığı" bir şehir veya caddeyle karşılaştırılırsa, o zaman bir seviye bir evle, bir alt seviye bir apartman dairesiyle ve bir yörünge bir apartman dairesiyle karşılaştırılabilir. elektronlara yer var. Herhangi bir alt seviyenin tüm yörüngeleri aynı enerjiye sahiptir. S-alt seviyesinde yalnızca bir "oda" vardır - yörünge. P-alt seviyesinde 3, d-alt seviyesinde 5 ve f-alt seviyesinde 7'ye kadar yörünge bulunur. Her “oda” yörüngesinde bir veya iki elektron “yaşayabilir”. Elektronların bir yörüngede ikiden fazla bulunmasının yasaklanmasına ne ad verilir? Pauli'nin yasağı- bunu keşfeden bilim adamının adını almıştır önemli özellik atomun yapısı. Bir atomdaki her elektronun, "kuantum" adı verilen dört sayıdan oluşan bir dizi olarak yazılan kendi "adresi" vardır. Kuantum sayıları bölüm 2.7'de ayrıntılı olarak tartışılacaktır. Burada sadece ana kuantum sayısından bahsedeceğiz. N(bkz. Şekil 2-6), elektronun "adresinde" bu elektronun mevcut olduğu seviyenin numarasını gösterir.

©2015-2019 sitesi
Tüm hakları yazarlarına aittir. Bu site yazarlık iddiasında bulunmaz, ancak ücretsiz kullanım sağlar.
Sayfa oluşturulma tarihi: 2016-08-20

Bir atomun nasıl oluştuğuna bakalım. Sadece modeller hakkında konuşacağımızı unutmayın. Pratikte atomlar çok daha fazladır. karmaşık yapı. Ama teşekkürler modern gelişmelerözellikleri (hepsi olmasa bile) açıklama ve hatta başarılı bir şekilde tahmin etme fırsatına sahibiz. Peki atomun yapısı nedir? Neyden “yapılmış”?

Atomun gezegen modeli

İlk kez 1913'te Danimarkalı fizikçi N. Bohr tarafından önerildi. Bu, atomun yapısına ilişkin ilk teoridir. bilimsel gerçekler. Ayrıca modern tematik terminolojinin de temelini attı. İçinde elektron parçacıkları üretir dönme hareketleri atomun etrafında Güneş etrafındaki gezegenlerle aynı prensibe göre hareket eder. Bohr, bunların yalnızca çekirdekten kesin olarak tanımlanmış bir mesafede bulunan yörüngelerde var olabileceklerini öne sürdü. Bilim adamı bunun neden böyle olduğunu bilimsel açıdan açıklayamadı ancak böyle bir model birçok deneyle doğrulandı. Yörüngeleri belirtmek için çekirdeğe en yakın numaralandırılmış olan birden başlayarak tamsayılar kullanıldı. Bu yörüngelerin tümüne aynı zamanda düzeyler de denir. Hidrojen atomunun, üzerinde bir elektronun döndüğü tek bir seviyesi vardır. Ancak karmaşık atomlar daha fazla seviyeye sahip olun. Benzer enerji potansiyeline sahip elektronları birleştiren bileşenlere ayrılırlar. Yani, ikincisinin zaten iki alt seviyesi var - 2s ve 2p. Üçüncüsünde zaten üç tane var - 3'ler, 3p ve 3d. Ve benzeri. İlk olarak, çekirdeğe yakın olan alt seviyeler “doldurulur” ve daha sonra uzaktakiler “doldurulur”. Her biri yalnızca belirli sayıda elektron tutabilir. Ama bu son değil. Her alt seviye yörüngelere bölünmüştür. Sıradan hayatla bir karşılaştırma yapalım. Bir atomun elektron bulutu bir şehre benzetilebilir. Seviyeler sokaklardır. Alt seviye - özel ev veya bir daire. Yörünge - oda. Her biri bir veya iki elektronu “yaşıyor”. Hepsinin belirli adresleri var. Bu atomun yapısının ilk diyagramıydı. Ve son olarak elektronların adreslerine gelince: bunlar “kuantum” adı verilen sayı kümeleri tarafından belirlenir.

Atomun dalga modeli

Ancak zamanla gezegen modeli revize edildi. Atomik yapıya ilişkin ikinci bir teori önerildi. Daha ileri düzeydedir ve pratik deneylerin sonuçlarını açıklamanıza olanak tanır. İlkinin yerini E. Schrödinger'in önerdiği atomun dalga modeli aldı. Daha sonra elektronun kendisini yalnızca parçacık olarak değil aynı zamanda dalga olarak da gösterebileceği zaten tespit edildi. Schrödinger ne yaptı? Bir dalganın hareketini tanımlayan bir denklem uyguladı. Böylece, bir atomdaki elektronun yörüngesi değil, belirli bir noktada tespit edilme olasılığı bulunabilir. Her iki teoriyi birleştiren şey, temel parçacıkların belirli seviyelerde, alt seviyelerde ve yörüngelerde bulunmasıdır. Modeller arasındaki benzerlik burada bitiyor. Size bir örnek vereyim - dalga teorisi Orbital, elektronun %95 olasılıkla bulunabileceği bölgedir. Alanın geri kalanı %5'i oluşturuyor. Ancak sonuçta kullanılan terminolojinin ortak olmasına rağmen atomların yapısal özelliklerinin dalga modeli kullanılarak tasvir edildiği ortaya çıktı.

Bu durumda olasılık kavramı

Bu terim neden kullanıldı? Heisenberg, 1927'de günümüzde mikropartiküllerin hareketini tanımlamak için kullanılan belirsizlik ilkesini formüle etti. Sıradan olanlardan temel farklılıklarına dayanmaktadır. fiziksel bedenler. Nedir? Klasik mekanik Bir kişinin olayları etkilemeden gözlemleyebileceği varsayılmıştır (gözlem gök cisimleri). Elde edilen verilere dayanarak nesnenin belirli bir zamanda nerede olacağını hesaplamak mümkündür. Ancak mikrokozmosta işler mutlaka farklıdır. Yani örneğin aletin ve parçacığın enerjileri kıyaslanamaz olduğundan, bir elektronu etkilemeden gözlemlemek artık mümkün değildir. Bu, temel parçacığın konumunda, durumunda, yönünde, hareket hızında ve diğer parametrelerde değişikliklere yol açar. Ve kesin özelliklerden bahsetmenin bir anlamı yok. Belirsizlik ilkesinin kendisi bize bir elektronun çekirdek etrafındaki yörüngesini tam olarak hesaplamanın imkansız olduğunu söyler. Bir parçacığın yalnızca uzayın belirli bir bölgesinde bulunma olasılığını belirtebilirsiniz. Bu, kimyasal elementlerin atomlarının yapısının özelliğidir. Ancak bu, yalnızca bilim adamları tarafından pratik deneylerde dikkate alınmalıdır.

Atomik bileşim

Ancak konunun tamamına odaklanalım. Yani, iyi düşünülmüş elektron kabuğuna ek olarak atomun ikinci bileşeni çekirdektir. Pozitif yüklü protonlardan ve nötr nötronlardan oluşur. Hepimiz periyodik tabloya aşinayız. Her elementin sayısı içerdiği proton sayısına karşılık gelir. Nötron sayısı, bir atomun kütlesi ile proton sayısı arasındaki farka eşittir. Bu kuraldan sapmalar olabilir. Sonra elementin bir izotopunun mevcut olduğunu söylüyorlar. Bir atomun yapısı, bir elektron kabuğu ile "çevrelenecek" şekildedir. genellikle proton sayısına eşittir. İkincisinin kütlesi birincininkinden yaklaşık 1840 kat daha fazladır ve yaklaşık olarak nötronun ağırlığına eşittir. Çekirdeğin yarıçapı atom çapının yaklaşık 1/200.000'i kadardır. Kendisi küresel bir şekle sahiptir. Bu genel olarak kimyasal elementlerin atomlarının yapısıdır. Kütle ve özelliklerdeki farklılığa rağmen yaklaşık olarak aynı görünüyorlar.

Yörüngeler

Atomik yapı diyagramının ne olduğundan bahsederken bunlara sessiz kalamayız. Yani, şu türler var:

S. Küresel bir şekle sahiptirler.
P. Üç boyutlu sekiz rakamına veya bir mile benziyorlar.
d ve f. Sahip olmak karmaşık şekil resmi dille anlatılması zor bir durumdur.

Her elektron türü karşılık gelen yörüngede %95 olasılıkla bulunabilir. Sunulan bilgiler oldukça soyut olduğu için sakin bir şekilde ele alınmalıdır. matematiksel model durumun fiziksel gerçekliğinden ziyade. Ancak tüm bunlarla birlikte atomların ve hatta moleküllerin kimyasal özelliklerine ilişkin iyi bir tahmin gücüne sahiptir. Bir seviye çekirdekten ne kadar uzaktaysa, üzerine o kadar fazla elektron yerleştirilebilir. Böylece yörüngelerin sayısı özel bir formül kullanılarak hesaplanabilir: x 2. Burada x düzey sayısına eşittir. Ve bir yörüngeye en fazla iki elektron yerleştirilebildiğinden, sayısal aramanın son formülü şöyle görünecektir: aşağıdaki gibi: 2x2.

Yörüngeler: teknik veriler

Flor atomunun yapısından bahsedersek üç yörüngeye sahip olacaktır. Hepsi doldurulacak. Bir alt seviyedeki yörüngelerin enerjisi aynıdır. Bunları belirlemek için katman numarasını ekleyin: 2s, 4p, 6d. Flor atomunun yapısı hakkındaki konuşmaya dönelim. İki s- ve bir p-alt düzeyine sahip olacaktır. Dokuz protonu ve aynı sayıda elektronu vardır. İlki s seviyesi. Bu iki elektron. Sonra ikinci s seviyesi. İki elektron daha. Ve 5 p seviyesini dolduruyor. Bu onun yapısıdır. Bir sonraki alt başlığı okuduktan sonra kendiniz yapabilirsiniz. gerekli eylemler ve bundan emin ol. Hangi florun da ait olduğundan bahsedersek, aynı grupta olmalarına rağmen özelliklerinin tamamen farklı olduğunu belirtmek gerekir. Dolayısıyla kaynama noktaları -188 ile 309 santigrat derece arasında değişmektedir. Peki neden birleşmişlerdi? Hepsi kimyasal özellikler sayesinde. Tüm halojenler ve büyük ölçüde flor en yüksek oksitleme yeteneğine sahiptir. Metallerle reaksiyona girerler ve oda sıcaklığında herhangi bir sorun olmadan kendiliğinden tutuşabilirler.

Yörüngeler nasıl doldurulur?

Elektronlar hangi kurallara ve prensiplere göre düzenlenmiştir? Daha iyi anlaşılması için ifadeleri basitleştirilmiş olan üç ana konuyu tanımanızı öneririz:

En az enerji ilkesi. Elektronlar artan enerji sırasına göre yörüngeleri doldurma eğilimindedir.
Pauli'nin ilkesi. Bir yörünge ikiden fazla elektron içeremez.
Hund kuralı. Bir alt seviyede elektronlar önce boş yörüngeleri doldurur ve ancak daha sonra çiftler oluşturur.

Atomun yapısı onu doldurmaya yardımcı olacak ve bu durumda görüntü açısından daha anlaşılır hale gelecektir. Bu nedenle ne zaman pratik çalışma Devre şemaları oluştururken onu elinizin altında tutmanız gerekir.

Örnek

Makale çerçevesinde söylenen her şeyi özetlemek için, bir atomun elektronlarının seviyeleri, alt seviyeleri ve yörüngeleri arasında nasıl dağıldığına (yani seviyelerin konfigürasyonunun ne olduğuna) dair bir örnek hazırlayabilirsiniz. Bir formül, bir enerji diyagramı veya bir katman diyagramı olarak gösterilebilir. Burada çok güzel resimler var, dikkatle incelendiğinde atomun yapısının anlaşılmasına yardımcı oluyor. Yani ilk önce 1. seviye doldurulur. Yalnızca bir yörüngenin bulunduğu tek bir alt düzeyi vardır. Tüm seviyeler en küçüğünden başlayarak sırayla doldurulur. İlk olarak, bir alt seviyede her yörüngeye bir elektron yerleştirilir. Daha sonra çiftler oluşturulur. Ücretsiz olanlar da varsa başka bir dolum konusuna geçiş oluyor. Ve şimdi nitrojen veya flor atomunun yapısının ne olduğunu (daha önce düşünülmüştü) kendiniz öğrenebilirsiniz. İlk başta biraz zor olabilir ama size yol göstermesi için resimlerden yararlanabilirsiniz. Açıklık sağlamak için nitrojen atomunun yapısına bakalım. 7 protona (çekirdeği oluşturan nötronlarla birlikte) ve aynı sayıda elektrona (elektron kabuğunu oluşturan) sahiptir. Önce ilk s seviyesi doldurulur. 2 elektronu vardır. Sonra ikinci s seviyesi gelir. Ayrıca 2 elektronu vardır. Diğer üçü ise her birinin bir yörüngeyi işgal ettiği p düzeyinde yer alıyor.

Çözüm

Gördüğünüz gibi atomun yapısı böyle değil karmaşık konu(eğer bu pozisyondan yaklaşırsanız okul kursu elbette kimya). Ve anla bu konu zor değil. Son olarak bazı özelliklerinden bahsetmek istiyorum. Örneğin oksijen atomunun yapısından bahsedersek sekiz protonu ve 8-10 nötronu olduğunu biliyoruz. Ve doğadaki her şey dengelenme eğiliminde olduğundan, iki oksijen atomu, iki eşleşmemiş elektronun kovalent bir bağ oluşturduğu bir molekül oluşturur. Bir diğer kararlı oksijen molekülü olan ozon (O3) da benzer şekilde oluşur. Oksijen atomunun yapısını bilerek formülleri doğru bir şekilde oluşturabilirsiniz. oksidatif reaksiyonlar Dünyadaki en yaygın maddeyi içeren.

Sözde elektronik formüller şeklinde yazılmıştır. Elektronik formüllerde s, p, d, f harfleri elektronların enerji alt düzeylerini belirtir; Harflerin önündeki sayılar, belirli bir elektronun bulunduğu enerji seviyesini gösterir ve sağ üstteki indeks, belirli bir alt seviyedeki elektronların sayısıdır. Herhangi bir elementin atomunun elektronik formülünü oluşturmak için, bu elementin periyodik tablodaki sayısını bilmek ve elektronların atomdaki dağılımını yöneten temel ilkeleri takip etmek yeterlidir.

Bir atomun elektron kabuğunun yapısı, enerji hücrelerindeki elektronların düzeninin bir diyagramı şeklinde de gösterilebilir.

Demir atomları için bu şema aşağıdaki forma sahiptir:

Bu diyagram Hund kuralının uygulanmasını açıkça göstermektedir. 3d alt seviyesinde maksimum miktar, hücreler (dört) eşleşmemiş elektronlarla doludur. Bir atomdaki elektron kabuğunun yapısının elektronik formüller ve diyagramlar biçimindeki görüntüsü, elektronun dalga özelliklerini açıkça yansıtmamaktadır.

Periyodik yasanın değiştirilen metni EVET. Mendeleev : özellikler basit cisimler element bileşiklerinin formları ve özelliklerinin yanı sıra değere periyodik bir bağımlılık içindedir. atom terazisi unsurlar.

Modern formülasyon periyodik yasa : elementlerin özellikleri, bileşiklerinin formları ve özellikleri periyodik olarak atom çekirdeğinin yükünün büyüklüğüne bağlıdır.

Böylece, pozitif yük elementlerin ve bileşiklerinin özelliklerinin bağlı olduğu çekirdeklerin (atom kütlesinden ziyade) daha doğru bir argüman olduğu ortaya çıktı

Değerlik- Bu, bir atomun diğerine bağlandığı kimyasal bağların sayısıdır.
Değerlik olasılıkları Atomlar, eşleşmemiş elektronların sayısına ve dış seviyede serbest atomik yörüngelerin varlığına göre belirlenir. Dış yapı enerji seviyeleri kimyasal elementlerin atomları ve esas olarak atomlarının özelliklerini belirler. Bu nedenle bu seviyelere değerlik seviyeleri denir. Bu seviyelerin ve bazen ön-dış seviyelerin elektronları, kimyasal bağların oluşumunda rol oynayabilir. Bu tür elektronlara değerlik elektronları da denir.

Stokiyometrik değerlik kimyasal element - bu, belirli bir atomun kendisine ekleyebileceği eşdeğerlerin sayısı veya bir atomdaki eşdeğerlerin sayısıdır.

Eşdeğerler, bağlı veya ikame edilmiş hidrojen atomlarının sayısına göre belirlenir, dolayısıyla stokiyometrik değerlik, belirli bir atomun etkileşime girdiği hidrojen atomlarının sayısına eşittir. Ancak tüm elementler serbestçe etkileşime girmez, ancak neredeyse tamamı oksijenle etkileşime girer, bu nedenle stokiyometrik değerlik, bağlı oksijen atomlarının sayısının iki katı olarak tanımlanabilir.

Örneğin, hidrojen sülfit H2S'deki kükürtün stokiyometrik değeri 2, S02 - 4 oksitte, S03 -6 oksittedir.

İkili bir bileşiğin formülünü kullanarak bir elementin stokiyometrik değerliliğini belirlerken, kurala göre yönlendirilmelidir: bir elementin tüm atomlarının toplam değeri, başka bir elementin tüm atomlarının toplam değerliliğine eşit olmalıdır.

Oksidasyon durumu Ayrıca maddenin bileşimini karakterize eder ve artı işaretli (bir metal veya moleküldeki daha elektropozitif bir element için) veya eksi stokiyometrik değerliliğe eşittir.

1. B basit maddeler elementlerin oksidasyon durumu sıfırdır.

2. Tüm bileşiklerde florun oksidasyon durumu -1'dir. Geri kalan halojenler (klor, brom, iyot) ile metaller, hidrojen ve diğer daha elektropozitif elementler de -1 oksidasyon durumuna sahiptir, ancak daha elektronegatif elementlere sahip bileşiklerde bunlar pozitif değerler Oksidasyon durumları.

3. Bileşiklerdeki oksijenin oksidasyon durumu -2'dir; istisnalar, hidrojen peroksit H202 ve türevleridir (oksijenin -1 oksidasyon durumuna sahip olduğu Na202, BaO2, vb. ve ayrıca oksijenin oksidasyon durumunun olduğu oksijen florür OF 2). +2'dir.

4. Alkali elementler (Li, Na, K vb.) ve elementler ana alt grup Periyodik Tablonun ikinci grubu (Be, Mg, Ca, vb.) her zaman grup numarasına eşit, yani sırasıyla +1 ve +2 olan bir oksidasyon durumuna sahiptir.

5. Talyum hariç üçüncü grubun tüm elementleri grup numarasına eşit sabit bir oksidasyon durumuna sahiptir, yani. +3.

6. Bir elementin en yüksek oksidasyon durumu Periyodik Tablodaki grup numarasına eşittir ve en düşük olanı ise farktır: grup numarası - 8. Örneğin, en yüksek derece nitrojen oksidasyonu (beşinci grupta yer alır) +5'tir (içinde nitrik asit ve tuzları) ve en düşük olanı -3'tür (amonyak ve amonyum tuzlarında).

7. Bir bileşikteki elementlerin oksidasyon durumları birbirini iptal eder, böylece bir moleküldeki veya nötr formül birimindeki tüm atomların toplamı sıfır olur ve bir iyonun yükü olur.

Bu kurallar belirlemek için kullanılabilir. bilinmeyen derece diğerlerinin oksidasyon durumları biliniyorsa, bir bileşikteki bir elementin oksidasyonu ve çok elementli bileşikler için formüllerin derlenmesi.

Oksidasyon durumu (oksidasyon numarası) — ek geleneksel değer Oksidasyon, redüksiyon ve redoks reaksiyonlarını kaydetmek için.

Konsept oksidasyon durumu sıklıkla kullanılır inorganik kimya konsept yerine değerlik. Bir atomun oksidasyon durumu sayısal değere eşittir elektrik yükü Bağ elektron çiftlerinin tamamen daha elektronegatif atomlara doğru eğilimli olduğu varsayımı altında (yani bileşiğin yalnızca iyonlardan oluştuğu varsayımı altında) bir atoma atanır.

Oksidasyon numarası, pozitif bir iyonu nötr bir atoma indirgemek için eklenmesi veya ondan çıkarılması gereken elektron sayısına karşılık gelir. negatif iyon nötr bir atoma oksitlemek için:

Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

Elementlerin özellikleri, atomun elektron kabuğunun yapısına bağlı olarak periyodik sistemin periyotlarına ve gruplarına göre değişmektedir. Bir dizi analog öğeden beri elektronik yapılar yalnızca benzerdir, ancak aynı değildir, o zaman bir gruptaki bir öğeden diğerine geçerken, onlar için özelliklerin basit bir tekrarı değil, az çok açıkça ifade edilen doğal değişimleri vardır.

Bir elementin kimyasal yapısı, atomunun elektron kaybetme veya kazanma yeteneği ile belirlenir. Bu yetenek, iyonlaşma enerjileri ve elektron ilgilerinin değerleri ile ölçülür.

İyonlaşma enerjisi (E ve) isminde minimum miktar ayırma için gerekli enerji ve tamamen kaldırma T = 0'da gaz fazındaki bir atomdan gelen elektron

Serbest kalan elektrona transfer olmadan K kinetik enerji atomun pozitif yüklü bir iyona dönüşmesiyle: E + Ei = E+ + e-. İyonlaşma enerjisi pozitif bir miktardır ve alkali metal atomları için en düşük, soy gaz atomları için en yüksek değerlere sahiptir.

Elektron ilgisi (Ee) T = 0'da gaz fazındaki bir atoma bir elektron eklendiğinde açığa çıkan veya emilen enerjidir.

Parçacığa kinetik enerji aktarmadan bir atomun negatif yüklü bir iyona dönüşmesiyle K:

E + e- = E- + Ee.

Halojenler, özellikle de flor, maksimum elektron ilgisine sahiptir (Ee = -328 kJ/mol).

Ei ve Ee değerleri mol başına kilojoule (kJ/mol) veya atom başına elektron volt (eV) cinsinden ifade edilir.

Bağlı bir atomun, kimyasal bağların elektronlarını kendisine doğru kaydırarak artan yeteneği elektron yoğunluğu isminde elektronegatiflik.

Bu kavram bilime L. Pauling tarafından tanıtıldı. Elektronegatiflik÷ sembolü ile gösterilir ve belirli bir atomun kimyasal bir bağ oluşturduğunda elektron ekleme eğilimini karakterize eder.

R. Maliken'e göre bir atomun elektronegatifliği, serbest atomların iyonlaşma enerjileri ve elektron ilgilerinin toplamının yarısı kadar hesaplanır = (Ee + Ei)/2

Dönemlerde var genel eğilim Gruplarda atom çekirdeğinin yükünün artmasıyla iyonlaşma enerjisi ve elektronegatiflik artar, elementin atom numarasının artmasıyla bu değerler azalır.

Bir unsurun atanamayacağı vurgulanmalıdır. sabit değer Elektronegatiflik birçok faktöre bağlı olduğundan, özellikle değerlik durumu element, içerdiği bileşiğin türü, komşu atomların sayısı ve türü.

Atomik ve iyonik yarıçaplar. Atomların ve iyonların boyutları elektron kabuğunun boyutlarına göre belirlenir. Kuantum mekaniği kavramlarına göre elektron kabuğunun kesin olarak tanımlanmış sınırları yoktur. Bu nedenle serbest bir atomun veya iyonun yarıçapı şu şekilde alınabilir: çekirdekten dış elektron bulutlarının yoğunluğunun ana maksimum konumuna kadar teorik olarak hesaplanan mesafe. Bu mesafeye yörünge yarıçapı denir. Pratikte, bileşiklerdeki atomların ve iyonların yarıçapları genellikle kullanılır ve deneysel verilere dayanılarak hesaplanır. Bu durumda atomların kovalent ve metalik yarıçapları ayırt edilir.

Atomik ve iyonik yarıçapların bir elementin atomunun çekirdeğinin yüküne bağımlılığı doğası gereği periyodiktir.. Arttığı dönemlerde atom numarası yarıçaplar azalma eğilimindedir. En büyük azalma, dış elektronik seviyeleri dolu olduğundan kısa süreli elementler için tipiktir. D ve f elementlerinin ailelerindeki büyük dönemlerde, bu değişiklik daha az keskindir, çünkü içlerinde elektronların doldurulması ön dış katmanda meydana gelir. Alt gruplarda aynı türden atom ve iyonların yarıçapları genellikle artar.

Elementlerin periyodik tablosu açık örnek tezahürler çeşitli türler yatay olarak (soldan sağa bir periyotta), dikey olarak (örneğin bir grupta, yukarıdan aşağıya), çapraz olarak gözlenen elementlerin özelliklerinde periyodiklik, yani. atomun bazı özellikleri artar veya azalır, ancak periyodiklik kalır.

Soldan sağa (→) dönemde elementlerin yükseltgen ve metalik olmayan özellikleri artar, indirgeyici ve metalik özellikleri azalır. Yani 3. periyodun tüm elementleri arasında en çok sodyum olacak aktif metal ve çoğu güçlü indirgeyici ajan ve klor en güçlü oksitleyici ajandır.

Kimyasal bağ - bir moleküldeki atomların karşılıklı bağlantısıdır veya kristal kafes atomlar arasındaki etkinin bir sonucu olarak elektriksel kuvvetler cazibe.

Bu, tüm elektronların ve tüm çekirdeklerin etkileşimidir ve kararlı, çok atomlu bir sistemin (radikal, moleküler iyon, molekül, kristal) oluşumuna yol açar.

Kimyasal bağlar değerlik elektronları tarafından gerçekleştirilir. İle modern fikirler Kimyasal bağlanma doğası gereği elektroniktir ancak farklı şekillerde gerçekleşir. Bu nedenle üç ana kimyasal bağ türü vardır: kovalent, iyonik, metalik.Moleküller arasında ortaya çıkar hidrojen bağı, ve olur van der Waals etkileşimleri.

Kimyasal bir bağın temel özellikleri şunları içerir:

- bağlantı uzunluğu - Bu, kimyasal olarak bağlı atomlar arasındaki çekirdekler arası mesafedir.

Etkileşen atomların doğasına ve bağın çokluğuna bağlıdır. Çokluk arttıkça bağ uzunluğu azalır ve dolayısıyla gücü artar;

- Bağın çokluğu, iki atomu birbirine bağlayan elektron çiftlerinin sayısına göre belirlenir. Çokluk arttıkça bağlanma enerjisi de artar;

- bağlantı açısı- kimyasal olarak birbirine bağlı iki komşu atomun çekirdeğinden geçen hayali düz çizgiler arasındaki açı;

Bağ enerjisi E SV - bu, belirli bir bağın oluşumu sırasında açığa çıkan ve kırılması için harcanan enerjidir, kJ/mol.

Kovalent bağ - İki atom arasında bir çift elektronun paylaşılmasıyla oluşan kimyasal bağ.

Kimyasal bağın atomlar arasında paylaşılan elektron çiftlerinin ortaya çıkmasıyla açıklanması, değerlik spin teorisinin temelini oluşturdu. değerlik bağı yöntemi (MVS) , Lewis tarafından 1916'da keşfedildi. Kimyasal bağların ve moleküllerin yapısının kuantum mekaniksel açıklaması için başka bir yöntem kullanılır - moleküler yörünge yöntemi (MMO) .

Değerlik bağı yöntemi

MBC kullanarak kimyasal bağ oluşumunun temel prensipleri:

1. Değerlik (eşlenmemiş) elektronlar tarafından kimyasal bir bağ oluşturulur.

2. İkiye ait antiparalel spinlere sahip elektronlar farklı atomlar, yaygın hale gelir.

3. Kimyasal bağ ancak iki veya daha fazla atomun bir araya gelmesiyle oluşur toplam enerji sistem çöker.

4. Bir moleküle etki eden ana kuvvetler elektriksel, Coulomb kökenlidir.

5. Bağlantı ne kadar güçlü olursa, etkileşen elektron bulutları da o kadar fazla örtüşür.

İki oluşum mekanizması vardır kovalent bağ:

Değişim mekanizması.İki nötr atomun değerlik elektronlarının paylaşılmasıyla bir bağ oluşur. Her atom ortak bir elektron çiftine eşlenmemiş bir elektron katar:

Pirinç. 7. Kovalent bağların oluşumu için değişim mekanizması: A- kutupsal olmayan; B- kutupsal

Donör-alıcı mekanizması. Bir atom (verici) bir elektron çifti sağlar ve diğer atom (alıcı) bu çift için boş bir yörünge sağlar.

bağlantılar, eğitimli bağışçı-alıcı mekanizmasına göre, karmaşık bileşikler

Pirinç. 8. Kovalent bağ oluşumunun donör-alıcı mekanizması

Kovalent bağın belirli özellikleri vardır.

Doygunluk - Atomların kesin olarak oluşma özelliği belirli sayı kovalent bağlar. Bağların doygunluğu nedeniyle moleküller belirli bir bileşime sahiptir.

Yönlülük - t . e. bağlantı, elektron bulutlarının maksimum örtüşmesi yönünde oluşturulmuştur. . Bağı oluşturan atomların merkezlerini birleştiren çizgiye göre, bunlar ayırt edilir: σ ve π (Şekil 9): σ-bağ - etkileşime giren atomların merkezlerini birleştiren çizgi boyunca AO'nun üst üste binmesiyle oluşur; π bağı, bir atomun çekirdeklerini birleştiren düz çizgiye dik bir eksen yönünde oluşan bir bağdır. Bağın yönü moleküllerin uzaysal yapısını yani geometrik şeklini belirler.

Hibridizasyon - daha verimli yörünge örtüşmesi elde etmek için kovalent bir bağ oluştururken bazı yörüngelerin şeklindeki değişikliktir. Hibrit yörüngelerin elektronlarının katılımıyla oluşan kimyasal bağ, daha fazla örtüşme meydana geldiğinden, hibrit olmayan s- ve p-orbitallerinin elektronlarının katılımıyla oluşan bağdan daha güçlüdür. Ayırt etmek aşağıdaki türler hibridizasyon (Şekil 10, Tablo 31): sp hibridizasyonu - bir s-orbital ve bir p-orbital iki özdeş "melez" yörüngeye dönüşür, eksenleri arasındaki açı 180°'dir. Sp-hibridizasyonunun meydana geldiği moleküller doğrusal bir geometriye (BeCl 2) sahiptir.

sp2 hibridizasyonu- bir s-orbital ve iki p-orbital üç özdeş "hibrit" yörüngeye dönüşür, eksenleri arasındaki açı 120°'dir. Sp 2 hibridizasyonunun meydana geldiği moleküller düz bir geometriye sahiptir (BF 3, AlCl 3).

sp3-hibridizasyon- bir s-orbital ve üç p-orbital, eksenleri arasındaki açı 109°28" olan dört özdeş "melez" yörüngeye dönüşür. İçinde sp3 hibridizasyonunun meydana geldiği moleküller, tetrahedral bir geometriye sahiptir (CH 4) , NH3).

Pirinç. 10. Değerlik yörüngelerinin hibridizasyon türleri: a - sp değerlik yörüngelerinin melezlenmesi; B - sp2 - değerlik yörüngelerinin melezleşmesi; V - sp Değerlik yörüngelerinin 3-hibridizasyonu

Atom- pozitif yüklü bir çekirdek ve negatif yüklü elektronlardan oluşan elektriksel olarak nötr bir parçacık. Atomun merkezinde pozitif yüklü bir çekirdek bulunur. Atomun içindeki boşluğun önemsiz bir kısmını kaplar; tüm pozitif yük ve atomun neredeyse tüm kütlesi onun içinde yoğunlaşmıştır.

Çekirdek temel parçacıklardan oluşur - proton ve nötron; Elektronlar atom çekirdeği etrafında kapalı yörüngelerde hareket ederler.

Proton(p) - temel parçacıkİle bağıl kütle 1,00728 atom birimi kütle ve yük +1 konvansiyonel birim. Bir atom çekirdeğindeki proton sayısı, içindeki elementin atom numarasına eşittir. Periyodik tablo DI. Mendeleev.

Nötron (n)- bağıl kütlesi 1,00866 atomik kütle birimi (amu) olan temel bir nötr parçacık.

N çekirdeğindeki nötronların sayısı aşağıdaki formülle belirlenir:

burada A kütle numarasıdır, Z nükleer yüktür, sayıya eşit protonlar (sıra numarası).

Tipik olarak, bir atom çekirdeğinin parametreleri şu şekilde yazılır: çekirdeğin yükü, element sembolünün sol alt kısmına ve kütle numarası en üst kısmına yerleştirilir, örneğin:

Bu giriş, fosfor atomunun nükleer yükünün (ve dolayısıyla proton sayısının) 15, kütle numarasının 31 ve nötron sayısının 31 – 15 = 16 olduğunu göstermektedir. Proton ve nötronun kütleleri çok farklı olduğundan birbirlerinden çok az olan kütle sayısı, çekirdeğin bağıl atom kütlesine yaklaşık olarak eşittir.

Elektron (e –)- kütlesi 0,00055 a olan temel bir parçacık. e.m. ve koşullu ücret –1. Bir atomdaki elektronların sayısı, atom çekirdeğinin yüküne eşittir (D.I. Mendeleev'in Periyodik Tablosundaki elementin sıra numarası).

Elektronlar çekirdeğin etrafında kesin olarak tanımlanmış yörüngelerde hareket ederek elektron bulutu adı verilen bir yapı oluşturur.

Bir elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu (%90 veya daha fazla) atom çekirdeği etrafındaki uzay bölgesi, elektron bulutunun şeklini belirler.

Elektronun elektron bulutu küreseldir; S-enerji alt seviyesi maksimum iki elektron içerebilir.

p-elektronunun elektron bulutu dambıl şeklindedir; Üç p-orbitalinde maksimum altı elektron bulunabilir.

Orbitaller, belirli bir yörüngeyi tanımlayan ana ve ikincil kuantum sayılarının değerlerinin yazıldığı, üstüne veya altına bir kare şeklinde gösterilir. Böyle bir kayda grafik elektronik formül denir, örneğin:

Bu formülde oklar bir elektronu gösterir ve okun yönü spinin yönüne - yani kendi yönüne - karşılık gelir. manyetik moment elektron. Zıt spinlere sahip ↓ elektronlara eşleştirilmiş elektronlar denir.

Elementlerin atomlarının elektronik konfigürasyonları, alt seviye sembollerinin belirtildiği elektronik formüller şeklinde temsil edilebilir; alt seviye sembolünün önündeki katsayı, ait olduğunu gösterir; bu seviye ve sembolün derecesi belirli bir alt seviyedeki elektronların sayısıdır.

Tablo 1, Periyodik Kimyasal Elementler Tablosu D.I'nin ilk 20 elementinin atomlarının elektron kabuklarının yapısını göstermektedir. Mendeleev.

Atomları s-alt düzeyine sahip olan kimyasal elementler harici seviye Bir veya iki elektronla doldurulan elementlere s-elementleri denir. P-alt seviyesi (bir ila altı elektron arası) dolu olan atomlardaki kimyasal elementlere p-elementler denir.

Bir kimyasal elementin atomundaki elektronik katmanların sayısı, periyot sayısına eşittir.

Buna göre Hund'un kuralı Elektronlar, toplam spin maksimum olacak şekilde aynı enerji seviyesindeki benzer yörüngelere yerleştirilir. Sonuç olarak, bir enerji alt seviyesini doldururken, her elektron öncelikle ayrı bir hücreyi işgal eder ve ancak bundan sonra eşleşmeleri başlar. Örneğin, bir nitrojen atomunda tüm p-elektronlar ayrı hücrelerde olacak ve oksijende eşleşmeleri başlayacak ve bu tamamen neon ile bitecek.

İzotoplarÇekirdeğinde bulunan aynı elementin atomlarına ne denir aynı numara protonlar ama farklı numara nötronlar.

İzotoplar tüm elementler için bilinir. Bu nedenle periyodik tablodaki elementlerin atomik kütleleri, izotopların doğal karışımlarının kütle sayılarının ortalamasıdır ve tam sayı değerlerinden farklıdır. Bu nedenle, doğal bir izotop karışımının atom kütlesi hizmet edemez ana karakteristik atom ve dolayısıyla bir element. Bir atomun bu özelliği, atomun elektron kabuğundaki elektron sayısını ve yapısını belirleyen çekirdeğin yüküdür.

Birkaçına bakalım tipik görevler bu bölüm için.

Örnek 1. Hangi elementin atomu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 elektronik konfigürasyonuna sahiptir?

Bu elementin dış enerji seviyesinde bir adet 4s elektronu vardır. Sonuç olarak bu kimyasal element ana alt grubun birinci grubunun dördüncü periyodunda yer alır. Bu element potasyumdur.

Bu cevaba ulaşmanın başka bir yolu daha var. Tüm elektronların toplam sayısını topladığımızda 19 elde ederiz. Toplam sayı Elektronlar elementin atom numarasına eşittir. Periyodik tablodaki 19 numara potasyumdur.

Örnek 2. Kimyasal element en yüksek oksit RO2'ye karşılık gelir. Bu elementin bir atomunun dış enerji seviyesinin elektronik konfigürasyonu elektronik formüle karşılık gelir:

ns 2 np 4
ns 2 np 2
ns 2 np 3
ns 2 np 6

Daha yüksek oksit formülüne göre (formüllere bakın) daha yüksek oksitler Periyodik Tabloda) bu kimyasal elementin ana alt grubun dördüncü grubunda olduğunu tespit ediyoruz. Bu elementlerin dış enerji seviyelerinde iki s ve iki p olmak üzere dört elektron bulunur. Bu nedenle doğru cevap 2'dir.

Eğitim görevleri

1. Bir kalsiyum atomundaki toplam s-elektron sayısı

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

2. Bir nitrojen atomundaki eşleştirilmiş p-elektronlarının sayısı

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

3. Bir nitrojen atomundaki eşleşmemiş s-elektronlarının sayısı

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

4. Argon atomunun dış enerji seviyesindeki elektron sayısı

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

5. 9 4 Be atomundaki proton, nötron ve elektron sayısı eşittir

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

6. Elektronların elektronik katmanlar arasında dağılımı 2; 8; 4 - (içinde) bulunan bir atoma karşılık gelir

1) 3. periyot, IA grubu
2) 2. dönem IVA grubu
3) 3. dönem IVA grubu
4) 3. periyot, VA grubu

7. VA grubunun 3. periyodunda yer alan bir kimyasal element, atomun elektronik yapısının şemasına karşılık gelir.

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

8. Elektronik konfigürasyonu 1s 2 2s 2 2p 4 olan bir kimyasal element, formülü şu şekilde olan uçucu bir hidrojen bileşiği oluşturur:

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

9. Bir kimyasal elementin atomundaki elektron katmanlarının sayısı eşittir

1) seri numarası
2) grup numarası
3) çekirdekteki nötronların sayısı
4) dönem numarası

10. Ana alt grupların kimyasal elementlerinin atomlarındaki dış elektron sayısı eşittir

1) elemanın seri numarası
2) grup numarası
3) çekirdekteki nötronların sayısı
4) dönem numarası

11. Serideki her kimyasal elementin atomlarının dış elektron katmanında iki elektron bulunur.

1) O, Ol, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B

12. Elektronik formülü 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 olan bir kimyasal element, bir bileşim oksidi oluşturur

1) Li20
2) MgO
3) K20
4) Na20

13. Bir kükürt atomundaki elektron katmanlarının sayısı ve p-elektronlarının sayısı eşittir

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

14. Elektronik konfigürasyon ns 2 np 4 atoma karşılık gelir

1) klor
2) kükürt
3) magnezyum
4) silikon

15. Temel durumdaki sodyum atomunun değerlik elektronları enerji alt seviyesinde bulunur.

1) 2s
2) 2p
3) 3'lü
4) 3p

16. Azot ve fosfor atomları

1) aynı sayıda nötron
2) aynı sayıda proton
3) dış elektronik katmanın aynı konfigürasyonu

17. Kalsiyum ve kalsiyum atomları aynı sayıda değerlik elektronuna sahiptir.

1) potasyum
2) alüminyum
3) berilyum
4) bor

18. Karbon ve flor atomları

1) aynı sayıda nötron
2) aynı sayıda proton
3) aynı sayıda elektronik katman
4) aynı sayıda elektron

19. Temel durumdaki bir karbon atomu, eşlenmemiş elektron sayısına sahiptir.

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

20. Temel durumdaki bir oksijen atomunda eşleştirilmiş elektronların sayısı eşittir

Elektronlar

Atom kavramı ortaya çıktı antik dünya Maddenin parçacıklarını belirtmek için. Çeviren: Yunan atomu"bölünmez" anlamına gelir.

İrlandalı fizikçi Stoney, deneylere dayanarak elektriğin aktarıldığı sonucuna vardı. küçük parçacıklar, tüm kimyasal elementlerin atomlarında bulunur. 1891'de Stoney bu parçacıklara Yunanca "amber" anlamına gelen elektron adını vermeyi önerdi. Elektron adını aldıktan birkaç yıl sonra, İngiliz fizikçi Joseph Thomson ve Fransız fizikçi Jean Perrin, elektronların negatif yük taşıdığını kanıtladılar. Bu, kimyada bir (-1) olarak alınan en küçük negatif yüktür. Thomson, elektronun hızını bile belirlemeyi başardı (elektronun yörüngedeki hızı, yörünge sayısı n ile ters orantılıdır. Yörüngelerin yarıçapları, yörünge sayısının karesi ile orantılı olarak artar. hidrojen atomunun (n=1; Z=1) hızı ≈ 2,2·106 m/s'dir, yani ışık hızından (c = 3·108 m/s) yaklaşık yüz kat daha azdır) ve elektronun kütlesi (hidrojen atomunun kütlesinden neredeyse 2000 kat daha azdır).

Bir atomdaki elektronların durumu

Bir atomdaki elektronun durumu şu şekilde anlaşılır: belirli bir elektronun enerjisi ve bulunduğu alan hakkında bir dizi bilgi. Bir atomdaki elektronun bir hareket yörüngesi yoktur, yani sadece hakkında konuşabiliriz. onu çekirdeğin etrafındaki boşlukta bulma olasılığı.

Çekirdeği çevreleyen bu alanın herhangi bir yerinde yer alabilir ve çeşitli konumlarının toplamı, belirli bir yoğunluğa sahip bir elektron bulutu olarak kabul edilir. negatif yük. Mecazi olarak, bu şu şekilde hayal edilebilir: Bir atomdaki bir elektronun konumunu, fotofinişte olduğu gibi saniyenin yüzde biri veya milyonda biri sonra fotoğraflamak mümkün olsaydı, o zaman bu tür fotoğraflardaki elektron noktalar olarak temsil edilirdi. Bu tür sayısız fotoğraf üst üste bindirilseydi, resim, bu noktaların çoğunun bulunacağı, en büyük yoğunluğa sahip bir elektron bulutu olurdu.

Atom çekirdeğinin etrafındaki elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu boşluğa yörünge denir. Yaklaşık olarak içerir %90 elektronik bulut ve bu, elektronun zamanın yaklaşık %90'ının uzayın bu bölümünde olduğu anlamına gelir. Şekilleriyle ayırt edilirler Şu anda bilinen 4 yörünge türü Latince tarafından belirlenen s, p, d ve f harfleri. Grafik gösterimiŞekilde elektron yörüngelerinin bazı biçimleri gösterilmektedir.

Bir elektronun belirli bir yörüngedeki hareketinin en önemli özelliği çekirdekle bağlantısının enerjisi. Benzer enerji değerlerine sahip elektronlar tek bir elektron katmanı veya enerji seviyesi oluşturur. Enerji seviyeleri çekirdekten başlayarak 1, 2, 3, 4, 5, 6 ve 7 olarak numaralandırılır.

Enerji düzeyi sayısını gösteren n tam sayısına baş kuantum sayısı denir. Belirli bir enerji seviyesini işgal eden elektronların enerjisini karakterize eder. Çekirdeğe en yakın olan birinci enerji seviyesindeki elektronlar en düşük enerjiye sahiptir. Birinci seviyedeki elektronlarla karşılaştırıldığında, sonraki seviyelerdeki elektronlar büyük bir enerji kaynağı ile karakterize edilecektir. Sonuç olarak, dış seviyedeki elektronlar atom çekirdeğine en az sıkı bir şekilde bağlanır.

Bir enerji seviyesindeki en fazla elektron sayısı aşağıdaki formülle belirlenir:

N = 2n 2 ,

burada N - maksimum sayı elektronlar; n - seviye numarası veya ana kuantum sayısı. Sonuç olarak çekirdeğe en yakın birinci enerji seviyesinde ikiden fazla elektron bulunamaz; ikincisinde - en fazla 8; üçüncüsü - en fazla 18; dördüncüde - en fazla 32.

İkinci enerji seviyesinden (n = 2) başlayarak, seviyelerin her biri çekirdeğe bağlanma enerjisinde birbirinden biraz farklı olan alt seviyelere (alt katmanlara) ayrılır. Alt seviyelerin sayısı ana kuantum sayısının değerine eşittir: birinci enerji seviyesinin bir alt seviyesi vardır; ikincisi - iki; üçüncü - üç; dördüncü - dört alt düzey. Alt seviyeler ise yörüngelerden oluşur. Her değern, n'ye eşit yörüngelerin sayısına karşılık gelir.

Alt seviyeler genellikle belirlenir Latin harfleriyle ve oluştukları yörüngelerin şekli: s, p, d, f.

Protonlar ve Nötronlar

Herhangi bir kimyasal elementin atomu çok küçük bir atomla karşılaştırılabilir. güneş sistemi. Bu nedenle E. Rutherford tarafından önerilen bu atom modeline denir. gezegensel.

Atomun tüm kütlesinin yoğunlaştığı atom çekirdeği iki tür parçacıktan oluşur: protonlar ve nötronlar.

Protonların bir yükü var şarja eşit elektronlar, ancak işaret (+1) ve kütle bakımından zıttır, kütleye eşit hidrojen atomu (kimyada birim olarak alınır). Nötronlar yük taşımazlar, nötrdürler ve protonun kütlesine eşit bir kütleye sahiptirler.

Protonlara ve nötronlara birlikte nükleonlar denir (Latin çekirdeğinden - çekirdekten). Bir atomdaki proton ve nötron sayılarının toplamına kütle numarası denir. Örneğin bir alüminyum atomunun kütle numarası:

13 + 14 = 27

proton sayısı 13, nötron sayısı 14, kütle numarası 27

Elektronun ihmal edilebilecek kadar küçük olan kütlesi ihmal edilebileceğinden, atomun tüm kütlesinin çekirdekte toplandığı açıktır. Elektronlar e - ile gösterilir.

Atomdan bu yana elektriksel olarak nötr O halde bir atomdaki proton ve elektron sayısının aynı olduğu da açıktır. Periyodik Tabloda kendisine atanan kimyasal elementin seri numarasına eşittir. Bir atomun kütlesi proton ve nötronların kütlesinden oluşur. Elementin atom numarasını (Z), yani proton sayısını ve kütle numarasını (A) bilmek, toplamına eşit Proton ve nötron sayılarına göre nötron sayısını (N) aşağıdaki formülü kullanarak bulabilirsiniz:

N = A - Z

Örneğin bir demir atomundaki nötron sayısı:

56 — 26 = 30

İzotoplar

Aynı elementin çeşitli atomları aynı ücretçekirdekler ancak farklı kütle numaraları denir izotoplar. Doğada bulunan kimyasal elementler izotopların bir karışımıdır. Dolayısıyla karbonun kütleleri 12, 13, 14 olan üç izotopu vardır; oksijen - kütleleri 16, 17, 18 vb. olan üç izotop. Periyodik Tabloda genellikle verilen bir kimyasal elementin bağıl atom kütlesi, belirli bir elementin doğal izotop karışımının atom kütlelerinin ortalama değeridir. doğadaki göreceli bollukları. Çoğu kimyasal elementin izotoplarının kimyasal özellikleri tamamen aynıdır. Bununla birlikte, hidrojen izotoplarının özellikleri, göreceli olarak keskin bir çoklu artış nedeniyle büyük ölçüde farklılık gösterir. atom kütlesi; hatta onlara bireysel isimler ve kimyasal semboller bile veriliyor.

İlk dönemin unsurları

Hidrojen atomunun elektronik yapısının şeması:

Atomların elektronik yapısının diyagramları, elektronların elektronik katmanlar (enerji seviyeleri) arasındaki dağılımını gösterir.

Hidrojen atomunun grafik elektronik formülü (elektronların enerji seviyelerine ve alt seviyelere göre dağılımını gösterir):

Atomların grafik elektronik formülleri, elektronların yalnızca seviyeler ve alt seviyeler arasında değil aynı zamanda yörüngeler arasındaki dağılımını da gösterir.

Helyum atomunda ilk elektron katmanı tamamlandı; 2 elektronu var. Hidrojen ve helyum s elementleridir; Bu atomların s-orbitalleri elektronlarla doludur.

İkinci periyodun tüm unsurları için ilk elektronik katman doldurulur ve elektronlar, en az enerji ilkesine (önce s ve sonra p) ve Pauli ve Hund kurallarına uygun olarak ikinci elektron katmanının s- ve p-orbitallerini doldurur.

Neon atomunda ikinci elektron katmanı tamamlandı; 8 elektronu var.

Üçüncü periyodun elementlerinin atomları için birinci ve ikinci elektronik katmanlar tamamlanır, böylece elektronların 3s-, 3p- ve 3d-alt düzeylerini işgal edebildiği üçüncü elektronik katman doldurulur.

Magnezyum atomu 3s elektron yörüngesini tamamlar. Na ve Mg s elementleridir.

Alüminyum ve sonraki elementlerde 3p alt seviyesi elektronlarla doludur.

Üçüncü periyodun elemanları doldurulmamış 3 boyutlu yörüngelere sahiptir.

Al'den Ar'a kadar olan tüm elementler p elementleridir. S ve p elementleri Periyodik Tablodaki ana alt grupları oluşturur.

Dördüncü - yedinci dönemlerin unsurları

Potasyum ve kalsiyum atomlarında dördüncü bir elektron katmanı belirir ve 3d alt seviyesinden daha düşük enerjiye sahip olduğundan 4s alt seviyesi doldurulur.

K, Ca - s-elementleri ana alt gruplara dahildir. Sc'den Zn'ye kadar olan atomlar için 3d alt seviyesi elektronlarla doldurulur. Bunlar 3 boyutlu unsurlardır. İkincil alt gruplara dahil edilirler, en dıştaki elektronik katmanları doludur ve geçiş elemanları olarak sınıflandırılırlar.

Krom ve bakır atomlarının elektronik kabuklarının yapısına dikkat edin. Bunlarda, bir elektron 4'lerden 3d alt seviyesine "başarısız olur", bu da ortaya çıkan 3d 5 ve 3d 10 elektronik konfigürasyonlarının daha yüksek enerji kararlılığıyla açıklanır:

Çinko atomunda üçüncü elektron katmanı tamamlanmıştır; 3s, 3p ve 3d alt düzeylerinin tümü toplam 18 elektronla doldurulmuştur. Çinkodan sonra gelen elementlerde dördüncü elektron katmanı olan 4p alt düzeyi dolmaya devam ediyor.

Ga'dan Kr'ye kadar olan elementler p elementleridir.

Kripton atomunun tamamlanmış ve 8 elektronu olan bir dış katmanı (dördüncü) vardır. Ancak dördüncü elektron katmanında toplam 32 elektron bulunabilir; kripton atomunun hala doldurulmamış 4d ve 4f alt seviyeleri vardır. Beşinci periyodun elemanları için alt seviyeler şu sırayla doldurulmaktadır: 5s - 4d - 5p. Ayrıca “ ile ilgili istisnalar da vardır. arıza» elektronlar, y 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Altıncı ve yedinci periyotlarda, f-elementleri, yani üçüncü dış elektron katmanının sırasıyla 4f ve 5f alt seviyelerinin doldurulduğu elementler ortaya çıkar.

4f elementlerine lantanitler denir.

5f elementlerine aktinit denir.

Doldurma prosedürü elektronik alt seviyeler altıncı periyodun elementlerinin atomlarında: 55 Cs ve 56 Ba - 6s elementi; 57 La … 6s 2 5d x - 5d elemanı; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemanları; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemanları; 81 T1 - 86 Rn - 6d elemanları. Ancak burada da elektron yörüngelerinin doldurulma sırasının "ihlal edildiği" elementler vardır; bu, örneğin yarı ve tam dolu f-alt seviyelerinin, yani nf 7 ve nf 14'ün daha yüksek enerji kararlılığıyla ilişkilidir. Atomun hangi alt seviyesinin en son elektronlarla doldurulduğuna bağlı olarak, tüm elementler dört elektron ailesine veya bloğuna ayrılır:

s-elemanları. Atomun dış seviyesinin s-alt seviyesi elektronlarla doludur; s-elementleri arasında hidrojen, helyum ve grup I ve II'nin ana alt gruplarının elementleri bulunur.

p-elemanları. Atomun dış seviyesinin p-alt seviyesi elektronlarla doludur; p-elementler, III-VIII gruplarının ana alt gruplarının elemanlarını içerir.

d-elementler. Atomun dış öncesi seviyesinin d-alt seviyesi elektronlarla doludur; d-elemanları yan alt grupların elemanlarını içerir Grup I-VIII, yani s ve p elemanları arasında yer alan onlarca yıllık büyük periyotların elemanları. Bunlara geçiş elemanları da denir.

f elemanları. Atomun üçüncü dış seviyesinin f-alt seviyesi elektronlarla doludur; bunlara lantanitler ve antinoidler dahildir.

İsviçreli fizikçi W. Pauli, 1925'te, bir yörüngedeki bir atomda, zıt (antiparalel) dönüşlere (İngilizce'den "mil" olarak çevrilmiştir) sahip, yani koşullu olarak hayal edilebilecek özelliklere sahip ikiden fazla elektronun olamayacağını tespit etti. bir elektronun hayali ekseni etrafında dönmesi olarak: saat yönünde veya saat yönünün tersine.

Bu ilke denir Pauli ilkesi. Orbitalde bir elektron varsa buna eşlenmemiş denir; iki varsa bunlar eşleştirilmiş elektronlardır, yani. zıt spinlere sahip elektronlar. Şekil, enerji seviyelerinin alt seviyelere bölünmesini ve bunların doldurulma sırasını gösteren bir diyagramı göstermektedir.

Çoğu zaman, atomların elektronik kabuklarının yapısı, enerji veya kuantum hücreleri kullanılarak tasvir edilir - sözde grafiksel elektronik formüller yazılır. Bu gösterim için aşağıdaki gösterim kullanılır: her kuantum hücresi, bir yörüngeye karşılık gelen bir hücre tarafından gösterilir; Her elektron, dönüş yönüne karşılık gelen bir okla gösterilir. Grafiksel bir elektronik formül yazarken iki kuralı hatırlamanız gerekir: Pauli ilkesi ve F. Hund kuralı Buna göre elektronlar serbest hücreleri birer birer işgal eder ve aynı zamanda aynı değer geri dönün ve ancak o zaman çiftleşin, ancak Pauli ilkesine göre sırtlar zaten zıt yönlerde olacaktır.

Hund kuralı ve Pauli ilkesi

Hund'un kuralı- belirli bir alt katmanın yörüngelerinin doldurulma sırasını belirleyen ve aşağıdaki şekilde formüle edilen bir kuantum kimyası kuralı: toplam değer Belirli bir alt katmanın spin kuantum elektron sayısı maksimum olmalıdır. 1925 yılında Friedrich Hund tarafından formüle edilmiştir.

Bu, alt katmanın yörüngelerinin her birinde ilk önce bir elektronun doldurulduğu ve ancak doldurulmamış yörüngeler tükendikten sonra bu yörüngeye ikinci bir elektronun eklendiği anlamına gelir. Bu durumda bir yörünge yarım tamsayı spinli iki elektron içerir. karşıt işaret bu çift (iki elektronlu bir bulut oluşturur) ve sonuç olarak yörüngenin toplam dönüşü sıfıra eşit olur.

Başka bir ifade: Daha düşük enerji, iki koşulun karşılandığı atomik terimdir.

Çokluk maksimumdur
Çokluklar çakıştığında toplam yörüngesel momentum L maksimumdur.

Bu kuralı p-alt düzey yörüngelerin doldurulması örneğini kullanarak analiz edelim. P-ikinci periyodun elemanları (yani bordan neona (aşağıdaki şemada yatay çizgiler yörüngeleri, dikey oklar elektronları ve okun yönü dönüş yönünü gösterir).

Klechkovsky'nin kuralı

Klechkovsky'nin kuralı - atomlardaki toplam elektron sayısı arttıkça (çekirdeklerinin yükleri arttıkça veya seri numaraları kimyasal elementler) atomik yörüngeler elektronların bir yörüngede görünmesi daha fazla olacak şekilde doldurulur yüksek enerji yalnızca n baş kuantum sayısına bağlıdır ve l dahil diğer tüm kuantum sayılarına bağlı değildir. Fiziksel olarak bu, hidrojen benzeri bir atomda (elektronlar arası itme olmadığında), bir elektronun yörünge enerjisinin yalnızca elektron yük yoğunluğunun çekirdekten uzaysal mesafesi ile belirlendiği ve onun özelliklerine bağlı olmadığı anlamına gelir. çekirdeğin alanında hareket.

Ampirik Klechkovsky kuralı ve onu takip eden sıralama şeması, yalnızca iki benzer durumda atomik yörüngelerin gerçek enerji dizisiyle biraz çelişkilidir: Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au atomları için , dış katmanın s-alt düzeyine sahip bir elektronun önceki katmanın d-alt düzeyine “başarısızlığı” vardır, bu da enerjisel olarak daha fazlasına yol açar kararlı hal atom, yani: 6. yörüngeyi iki elektronla doldurduktan sonra S