Bir atomun elektronik seviyelerinin yapısı. Atomik yapı, kimyasal bağ, değerlik ve moleküler yapı

(Ders Notları)

Atomun yapısı. Giriiş.

Kimyada çalışmanın amacı kimyasal elementler ve bunların bileşikleridir. Kimyasal element aynı pozitif yüke sahip atomların toplamına denir. Atom- Bu en küçük parçacık kimyasal element, onu koruyarak Kimyasal özellikler. Bir veya birden fazla atomun birbirine bağlanması farklı unsurlar daha karmaşık parçacıklar oluşturur - moleküller. Bir atom veya molekül topluluğu kimyasal maddeleri oluşturur. Her bir kimyasal madde, kaynama ve erime noktaları, yoğunluk, elektriksel ve termal iletkenlik vb. gibi bir dizi bireysel fiziksel özellik ile karakterize edilir.

1. Atomun yapısı ve Periyodik Element Tablosu

DI. Mendeleev.

Periyodik Elementler Tablosunu doldurma sırasının yasalarının bilgisi ve anlaşılması D.I. Mendeleev aşağıdakileri anlamamızı sağlar:

1. Doğadaki belirli elementlerin varlığının fiziksel özü,

2. Elementin kimyasal değerinin doğası,

3. Bir elementin başka bir elementle etkileşime girdiğinde elektron verme veya alma yeteneği ve "hafifliği",

4. Belirli bir elementin diğer elementlerle etkileşime girdiğinde oluşturabileceği kimyasal bağların doğası, basit ve karmaşık moleküllerin uzaysal yapısı vb.

Atomun yapısı.

Atom, hareket halindeki ve birbirleriyle etkileşime giren şeylerden oluşan karmaşık bir mikrosistemdir. temel parçacıklar.

19. yüzyılın sonlarında ve 20. yüzyılın başlarında, atomların daha küçük parçacıklardan oluştuğu keşfedildi: nötronlar, protonlar ve elektronlar.Son iki parçacık yüklü parçacıklardır, proton pozitif yük taşır, elektron ise negatif yük taşır. Temel durumdaki bir elementin atomları elektriksel olarak nötr olduğundan, bu, herhangi bir elementin atomundaki proton sayısının elektron sayısına eşit olduğu anlamına gelir. Atomların kütlesi, proton ve nötronların kütlelerinin toplamı ile belirlenir; bu sayı, atomların kütlesi ile seri numarası arasındaki farka eşittir. periyodik tablo DI. Mendeleev.

1926'da Schrödinger, türettiği dalga denklemini kullanarak bir elementin atomundaki mikropartiküllerin hareketini tanımlamayı önerdi. Hidrojen atomu için Schrödinger dalga denklemini çözerken üç tamsayı kuantum sayısı ortaya çıkar: N, ℓ Ve M ℓ Elektronun durumunu karakterize eden üç boyutlu uzayçekirdeğin merkezi alanında. Kuantum sayıları N, ℓ Ve M ℓ tam sayı değerleri alın. Üç kuantum sayısıyla tanımlanan dalga fonksiyonu N, ℓ Ve M ℓ Schrödinger denkleminin çözülmesi sonucu elde edilen yörüngeye denir. Yörünge, bir elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu uzay bölgesidir, bir kimyasal elementin atomuna ait. Böylece, hidrojen atomu için Schrödinger denkleminin çözülmesi, üç kuantum sayısının ortaya çıkmasına yol açar: fiziksel anlam yani bir atomun sahip olabileceği üç farklı tipte yörüngeyi karakterize ederler. Her kuantum sayısına daha yakından bakalım.

Ana kuantum sayısı n herhangi bir pozitif tam sayı değerini alabilir: n = 1,2,3,4,5,6,7...Elektron seviyesinin enerjisini ve elektron “bulutunun” boyutunu karakterize eder. Ana kuantum sayısının sayısının, elementin bulunduğu periyodun numarasıyla çakışması karakteristiktir.

Azimut veya yörünge kuantum numarasıℓ tam sayı değerlerini alabilir ℓ = 0….to n – 1 ve elektron hareketinin momentini belirler, yani. yörünge şekli. Çeşitli için Sayısal değerlerℓ aşağıdaki gösterimi kullanın: ℓ = 0, 1, 2, 3 ve sembollerle gösterilir S, P, D, F, sırasıyla ℓ = 0, 1, 2 ve 3. Periyodik element tablosunda spin numarası olan element yoktur ℓ = 4.

Manyetik kuantum sayısıM ℓ Elektron yörüngelerinin uzaysal düzenini ve dolayısıyla elektronun elektromanyetik özelliklerini karakterize eder. Değerleri alabilir – ℓ + ℓ sıfır dahil.

Atomik yörüngelerin şekli veya daha doğrusu simetri özellikleri kuantum sayılarına bağlıdır. ℓ Ve M ℓ . "Elektronik bulut"a karşılık gelen S- yörüngeler top şeklindedir (aynı zamanda ℓ = 0).

Şekil 1. 1s yörünge

Kuantum sayıları ℓ = 1 ve m ℓ = -1, 0 ve +1 ile tanımlanan yörüngelere p-orbitalleri denir. Bu durumda mℓ'nin üç değeri olduğundan Farklı anlamlar bu durumda atomun enerji açısından eşdeğer üç p-orbitalleri vardır (bunlar için temel kuantum sayısı aynıdır ve n = 2,3,4,5,6 veya 7 değerine sahip olabilir). p-Orbitaller eksenel simetriye sahiptir ve harici bir alanda x, y ve z eksenleri boyunca yönlendirilmiş üç boyutlu sekiz rakamına benzerler (Şekil 1.2). p x , p y ve p z sembolizminin kökeni buradan gelir.

İncir. 2. p x, p y ve p z yörüngeleri

Ayrıca d- ve f- var atomik yörüngeler, ilk ℓ = 2 ve m ℓ = -2, -1, 0, +1 ve +2 için, yani. beş AO, ikincisi için ℓ = 3 ve m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 ve +3, yani. 7 JSC.

Dördüncü kuantum M S Spin kuantum sayısı adı verilen bu sayı, 1925'te Goudsmit ve Uhlenbeck tarafından hidrojen atomunun spektrumundaki bazı ince etkileri açıklamak için tanıtıldı. Bir elektronun dönüşü, yönelimi kuantize edilmiş bir elektronun yüklü temel parçacığının açısal momentumudur; kesinlikle belirli açılarla sınırlıdır. Bu yönelim, elektron için eşit olan spin manyetik kuantum sayısının (s) değeriyle belirlenir. ½ , dolayısıyla kuantizasyon kurallarına göre elektron için M S = ± ½. Bu bağlamda, üç kuantum sayısı kümesine kuantum sayısını eklemeliyiz. M S . Mendeleev'in periyodik element tablosunun yapım sırasını dört kuantum sayısının belirlediğini bir kez daha vurgulayalım ve neden ilk periyotta sadece iki elementin, ikinci ve üçüncü periyotta sekiz, dördüncü periyotta 18 vb. olduğunu açıklayalım. Çok elektronlu atomların yapısını açıklamak için, atomun pozitif yükü arttıkça elektronik seviyelerin dolma sırası, elektronların davranışını “kontrol eden” dört kuantum sayısı hakkında fikir sahibi olmak yeterli değildir. Elektron yörüngelerini dolduruyor, ancak biraz daha fazlasını bilmeniz gerekiyor Basit kurallar, yani, Pauli ilkesi, Hund kuralı ve Kleczkowski kuralı.

Pauli prensibine göre Dört kuantum sayısının belirli değerleri ile karakterize edilen aynı kuantum durumunda birden fazla elektron olamaz. Bu, prensipte bir elektronun herhangi bir atomik yörüngeye yerleştirilebileceği anlamına gelir. İki elektron ancak spin kuantum sayıları farklıysa aynı atomik yörüngede bulunabilir.

Üç p-AO'yu, beş d-AO'yu ve yedi f-AO'yu elektronlarla doldururken, Pauli ilkesine ek olarak Hund kuralına göre yönlendirilmelidir: Temel durumdaki bir alt kabuğun yörüngelerinin doldurulması, aynı dönüşlere sahip elektronlarla gerçekleşir.

Alt kabukları doldururken (P, D, F)Spinlerin toplamının mutlak değeri maksimum olmalıdır.

Klechkovsky'nin kuralı. Klechkovsky kuralına göre doldururkenD Ve FElektron yörüngesine saygı gösterilmelidirMinimum enerji prensibi. Bu prensibe göre temel durumdaki elektronlar yörüngeleri doldurur. minimum seviyeler enerji. Bir alt seviyenin enerjisi kuantum sayılarının toplamı ile belirlenir.N + ℓ = E .

Klechkovsky'nin ilk kuralı: İlk olarak, bu alt seviyelerN + ℓ = E en az.

Klechkovsky'nin ikinci kuralı: eşitlik durumundaN + ℓ birkaç alt düzey için, alt düzey doldurulmuşturN en az .

Şu anda 109 element bilinmektedir.

2. İyonlaşma enerjisi, elektron ilgisi ve elektronegatiflik.

Bir atomun elektronik konfigürasyonunun en önemli özellikleri iyonlaşma enerjisi (IE) veya iyonlaşma potansiyeli (IP) ve atomun elektron ilgisidir (EA). İyonlaşma enerjisi, 0 K'da serbest bir atomdan bir elektronun uzaklaştırılması sırasında meydana gelen enerji değişimidir: A = + + ē . İyonlaşma enerjisinin bir elementin atom numarası Z'ye ve atom yarıçapının boyutuna bağımlılığı belirgin bir periyodik karaktere sahiptir.

Elektron ilgisi (EA), 0 K'da negatif bir iyon oluşturmak üzere izole edilmiş bir atoma bir elektronun eklenmesiyle ortaya çıkan enerji değişimidir: A + ē = A - (atom ve iyon temel durumlarındadır). Bu durumda, eğer VZAO iki elektron tarafından doldurulmuşsa, elektron en düşük boş atomik yörüngeyi (LUAO) işgal eder. SE güçlü bir şekilde yörüngesel elektronik konfigürasyonuna bağlıdır.

EI ve SE'deki değişiklikler, elementlerin ve bunların bileşiklerinin birçok özelliğindeki değişikliklerle ilişkilidir ve bu, bu özellikleri EI ve SE değerlerinden tahmin etmek için kullanılır. En yüksek mutlak değer Halojenlerin elektronlara ilgisi vardır. Her grupta periyodik tablo elementler için iyonlaşma potansiyeli veya EI, atom yarıçapındaki bir artışla ve elektronik katmanların sayısındaki bir artışla ilişkili olan ve elementin indirgeme gücündeki bir artışla iyi bir şekilde ilişkili olan artan element sayısıyla azalır.

Periyodik Element Tablosu Tablo 1'de eV/atom başına EI ve SE değerleri gösterilmektedir. Dikkat kesin değerler SE'ler yalnızca birkaç atom için bilinir; değerleri Tablo 1'de vurgulanmıştır.

tablo 1

Periyodik tablodaki atomların birinci iyonlaşma enerjisi (EI), elektron ilgisi (EA) ve elektronegatifliği χ).

χ	0.747 2. 1 0 0, 3 7																	1,2 2
χ	0.54 1. 55	-0.3 1. 1 3											0.2 0. 91	1.2 5	-0. 1 0, 55	1.47 0. 59	3.45 0. 64	1 ,60
χ	0. 7 4 1. 89	-0.3 1 . 3 1 1 . 6 0											0. 6	1.63	0.7	2.07	3.61
χ	2.3 6	- 0 .6						1,26(α)				-0.9 1 . 39	0. 18	1.2	0. 6	2.07	3.36
χ	2.4 8											-0.6 1 . 56	0. 2			2.2
χ	2.6 7	2, 2 1						HAKKINDAS

χ – Pauling'e göre elektronegatiflik

R- atom yarıçapı, (“Genel ve inorganik kimyada laboratuvar ve seminer dersleri”nden, N.S. Akhmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

Elektronlar

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

İrlandalı fizikçi Stoney, deneylere dayanarak elektriğin tüm atomlarda bulunan en küçük parçacıklar tarafından taşındığı sonucuna vardı. kimyasal elementler. 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. Birinci yörüngede, 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 bulunduğu, en büyük yoğunluğa sahip bir elektron bulutu olurdu.

Etrafında boşluk atom çekirdeği Elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu bölgeye yörünge denir. Yaklaşık olarak içerir %90 elektronik bulut ve bu, elektronun zamanın yaklaşık %90'ının uzayın bu bölümünde olduğu anlamına gelir. Şekliyle ayırt edilirler Şu anda bilinen 4 yörünge türü Latince tarafından belirlenen s, p, d ve f harfleri. Grafik resmiŞekilde 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 oluşturur veya enerji seviyesi. 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, elektronlar atomun çekirdeğine en az sıkı bir şekilde bağlanır. harici seviye.

Bir enerji seviyesindeki en fazla elektron sayısı aşağıdaki formülle belirlenir:

N = 2n 2 ,

burada N - azami sayı elektronlar; n, seviye numarası veya ana kuantum numarasıdır. 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 bir atomu küçük bir güneş sistemiyle karşılaştırılabilir. Bu nedenle E. Rutherford tarafından önerilen bu atom modeline denir. gezegensel.

Atomun tüm kütlesinin yoğunlaştığı atom çekirdeği iki tip 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

İhmal edilebilecek kadar küçük olan elektronun 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. Eşittir seri numarası Periyodik Tabloda kendisine atanan kimyasal element. 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. Genellikle Periyodik Tabloda verilen bir kimyasal elementin bağıl atom kütlesi, doğal bir izotop karışımının atom kütlelerinin ortalama değeridir. bu elementin doğadaki göreceli bollukları dikkate alınarak. Çoğu kimyasal elementin izotoplarının kimyasal özellikleri tamamen aynıdır. Bununla birlikte, hidrojen izotoplarının özellikleri, göreceli atom kütlelerindeki çarpıcı çoklu artış nedeniyle büyük ölçüde farklılık gösterir; 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 düzeyler ve alt düzeyler 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'dan Ar'ya 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.

Yapıya dikkat edin elektron kabukları krom ve bakır atomları. Bunlarda, bir elektron 4'lerden 3d alt seviyesine "başarısız olur"; bu, 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 elemanları ortaya çıkar, yani üçüncü dış elektronik katmanın sırasıyla 4f ve 5f alt seviyelerinin doldurulduğu elemanlar.

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 elektronik yörüngelerin doldurulma sırasının "ihlal edildiği" unsurlar 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-elementler, I-VIII gruplarının ikincil alt gruplarının unsurlarını, yani s- ve p-elementleri arasında yer alan onlarca yıllık büyük periyotların eklenti elemanlarını içerir. 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 ilkeye denir Pauli prensibi. Orbitalde bir elektron varsa buna eşleşmemiş denir; iki tane varsa bunlar eşleştirilmiş elektronlardır, yani. zıt spinli 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 grafik elektronik formüller yazılır. Bu gösterim için aşağıdaki gösterim kullanılır: her kuantum hücresi, bir yörüngeye karşılık gelen bir hücre tarafından belirlenir; 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- kural kuantum kimyası Belirli bir alt katmanın yörüngelerinin doldurulma sırasını belirleyen ve formüle edilen Aşağıdaki şekilde: 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 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. zıt 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.

1. Çokluk maksimumdur
2. 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 yüklerindeki veya kimyasal elementlerin seri numaralarındaki artışla birlikte), atomik yörüngeler, elektronların yörüngelerdeki elektronların görünümü 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

Molekülün bileşimi. Yani molekülü hangi atomlar oluşturur, ne miktarda ve bu atomlar hangi bağlarla bağlanır. Bütün bunlar molekülün özelliğini ve dolayısıyla bu moleküllerin oluşturduğu maddenin özelliğini belirler.

Örneğin suyun özellikleri: şeffaflık, akışkanlık ve paslanma yeteneği, tam olarak iki hidrojen atomu ve bir oksijen atomunun varlığından kaynaklanmaktadır.

Bu nedenle moleküllerin özelliklerini (yani maddelerin özelliklerini) incelemeye başlamadan önce, bu moleküllerin oluşturulduğu "yapı taşlarını" dikkate almamız gerekir. Atomun yapısını anlayın.

Bir atomun yapısı nasıldır?

Atomlar birbirleriyle birleşerek molekülleri oluşturan parçacıklardır.

Atomun kendisi oluşur pozitif yüklü çekirdek (+) Ve negatif yüklü elektron kabuğu (-). Genel olarak atom elektriksel olarak nötrdür. Yani çekirdeğin yükü mutlak değer olarak elektron kabuğunun yüküne eşittir.

Çekirdek aşağıdaki parçacıklardan oluşur:

• Protonlar. Bir proton +1 yük taşır. Kütlesi 1 amu'dur (atom kütle birimi). Bu parçacıkların çekirdekte mutlaka bulunması gerekir.

• Nötronlar. Nötronun yükü yoktur (yük = 0). Kütlesi 1 amu'dur. Çekirdekte nötron olmayabilir. Atom çekirdeğinin önemli bir bileşeni değildir.

Böylece protonlar çekirdeğin genel yükünden sorumludur. Bir nötronun yükü +1 olduğundan çekirdeğin yükü proton sayısına eşittir.

Adından da anlaşılacağı gibi elektron kabuğu, elektron adı verilen parçacıklardan oluşur. Bir atomun çekirdeğini bir gezegenle karşılaştırırsak, elektronlar onun uydularıdır. Çekirdeğin etrafında dönerek (şimdilik yörüngelerde ama aslında yörüngelerde olduğunu düşünelim) bir elektron kabuğu oluştururlar.

• Elektron- Bu çok küçük bir parçacık. Kütlesi o kadar küçüktür ki 0 alınır. Ancak elektronun yükü -1'dir. yani modulo şarja eşit proton, işaret bakımından farklılık gösterir. Bir elektron -1 yükü taşıdığından, elektron kabuğunun toplam yükü içindeki elektron sayısına eşittir.

Önemli bir sonuç şudur: Atom, yükü olmayan bir parçacık olduğundan (çekirdeğin yükü ile elektron kabuğunun yükü büyüklük bakımından eşit, ancak işaret bakımından zıttır), yani elektriksel olarak nötr olduğundan, bu nedenle, Atomdaki elektron sayısı proton sayısına eşittir.

Farklı kimyasal elementlerin atomları birbirinden nasıl farklıdır?

Farklı kimyasal elementlerin atomları, çekirdeğin yükünde (yani proton sayısı ve dolayısıyla elektron sayısı) birbirinden farklıdır.

Bir elementin atomunun çekirdeğinin yükü nasıl bulunur? Parlak yerli kimyager D.I. Mendeleev, keşfetti periyodik yasa ve onun adını taşıyan bir tablo geliştirerek bize bunu yapma fırsatı verdi. Onun keşfi çok ilerideydi. Henüz atomun yapısı bilinmediğinde Mendeleev tablodaki elementleri artan nükleer yüke göre sıraladı.

Yani periyodik tablodaki bir elementin seri numarası, o elementin atomunun çekirdeğinin yüküdür. Örneğin oksijenin seri numarası 8'dir, dolayısıyla oksijen atomunun çekirdeğindeki yük +8'dir. Buna göre proton sayısı 8, elektron sayısı ise 8'dir.

Bunu belirleyen elektron kabuğundaki elektronlardır. Kimyasal özellikler atom, ama bunun hakkında biraz sonra daha fazlası.

Şimdi kütle hakkında konuşalım.

Bir proton bir kütle birimidir, bir nötron da bir kütle birimidir. Bu nedenle çekirdekteki nötron ve protonların toplamına denir. kütle Numarası. (Kütlesini ihmal edip sıfıra eşit saydığımız için elektronlar kütleyi hiçbir şekilde etkilemez).

Atom birimi kütle (a.m.u.) – özel fiziksel miktar atomları oluşturan parçacıkların küçük kütlelerini belirtmek için.

Bu üç atomun tümü tek bir kimyasal elementin (hidrojen) atomlarıdır. Çünkü aynı nükleer yüke sahipler.

Nasıl farklı olacaklar? Bu atomların kütle sayıları farklıdır (nedeniyle farklı sayılar nötronlar). Birinci atomun kütle numarası 1, ikincisinin 2 ve üçüncüsünün kütle numarası 3'tür.

Aynı elementin nötron sayısı (ve dolayısıyla kütle numarası) farklı olan atomlarına denir. izotoplar.

Sunulan hidrojen izotoplarının kendi isimleri bile var:

• İlk izotopa (kütle numarası 1 olan) protium denir.
• İkinci izotopa (kütle numarası 2 olan) döteryum denir.
• Üçüncü izotopa (kütle numarası 3 olan) trityum denir.

Şimdi bir sonraki mantıklı soru: neden çekirdekteki nötron ve protonların sayısı bir tamsayıysa ve kütleleri 1 amu ise, o zaman periyodik sistemde bir atomun kütlesi neden kesirli bir sayı. Örneğin kükürt için: 32.066.

Cevap: Elementin birkaç izotopu vardır, kütle sayıları bakımından birbirlerinden farklıdırlar. Bu nedenle periyodik tablodaki atom kütlesi, bir elementin tüm izotoplarının atom kütlelerinin, doğadaki oluşumları dikkate alınarak ortalama değeridir. Periyodik tabloda gösterilen bu kütleye denir Göreceli atomik kütle.

Kimyasal hesaplamalar için böyle bir "ortalama atomun" göstergeleri kullanılır. Atom kütlesi en yakın tam sayıya yuvarlanır.

Elektron kabuğunun yapısı.

Bir atomun kimyasal özellikleri elektron kabuğunun yapısına göre belirlenir. Çekirdeğin etrafındaki elektronlar zaten konumlanmamıştır. Elektronlar elektron yörüngelerinde lokalizedir.

Elektron yörüngesi– Atom çekirdeğinin etrafındaki, elektron bulma olasılığının en yüksek olduğu boşluk.

Bir elektronun spin adı verilen bir kuantum parametresi vardır. Eğer alırsan klasik çözünürlüklü itibaren Kuantum mekaniği, O döndürmek- Bu kendi anı parçacığın momentumu. Basitleştirilmiş bir biçimde bu, bir parçacığın kendi ekseni etrafında dönme yönü olarak temsil edilebilir.

Elektron yarım tamsayı spinli bir parçacıktır; bir elektronun spini +½ veya -½ olabilir. Geleneksel olarak bu, saat yönünde ve saat yönünün tersine dönüş olarak temsil edilebilir.

Bir elektron yörüngesi, zıt spinlere sahip ikiden fazla elektron içeremez.

Elektronik yaşam ortamının genel kabul görmüş tanımı bir hücre veya çizgidir. Bir elektron bir okla gösterilir: yukarı ok, +½ pozitif spinli bir elektrondur, aşağı ok ↓, -½ negatif spinli bir elektrondur.

Orbitalde tek başına bulunan elektrona denir eşleştirilmemiş. Aynı yörüngede bulunan iki elektrona denir eşleştirilmiş.

Elektronik yörüngeler şekillerine göre dört türe ayrılır: s, p, d, f. Orbitaller aynı şekil bir alt düzey oluşturur. Bir alt seviyedeki yörüngelerin sayısı, sayıya göre belirlenir. olası seçenekler uzaydaki konumu.

1. s-orbital.

S-orbital top şeklindedir:

Uzayda s-orbital yalnızca tek bir şekilde konumlandırılabilir:

Bu nedenle, s alt seviyesi yalnızca bir yörüngeden oluşur.

1. p-orbital.

P-orbital bir dambıl şeklindedir:

Uzayda p-orbital yalnızca üç şekilde konumlandırılabilir:

Bu nedenle, p-alt seviyesi üç p-orbitalinden oluşur.

1. d-orbital.

d-orbital var karmaşık şekil:

Uzayda d-orbital beş şekilde düzenlenebilir Farklı yollar. Bu nedenle, d alt seviyesi beş d yörüngesinden oluşur.

1. f-orbital

F yörüngesi daha da karmaşık bir şekle sahiptir. Uzayda f yörüngesi yedi farklı şekilde konumlandırılabilir. Bu nedenle f alt seviyesi yedi f yörüngesinden oluşur.

Bir atomun elektron kabuğu, puf böreği ürününe benzer. Ayrıca katmanları da var. Farklı katmanlarda bulunan elektronlar farklı enerjilere sahiptir: çekirdeğe daha yakın katmanlarda daha az enerjiye sahiptirler, çekirdeğe uzak katmanlarda ise daha fazla enerjiye sahiptirler. Bu katmanlara enerji seviyeleri denir.

Elektron yörüngelerinin doldurulması.

İlk enerji seviyesi yalnızca s-alt seviyesine sahiptir:

İkinci enerji seviyesinde bir s-alt seviyesi vardır ve bir p-alt seviyesi belirir:

Üçüncü enerji seviyesinde bir s-alt düzeyi, bir p-alt düzeyi vardır ve bir d-alt düzeyi belirir:

Dördüncü enerji seviyesinde prensip olarak bir f-alt seviyesi eklenir. Ama içinde okul kursu F yörüngeleri dolu değildir, dolayısıyla f alt düzeyini çizmemize gerek yoktur:

Bir elementin atomundaki enerji düzeylerinin sayısı dönem numarası. Elektron yörüngelerini doldururken aşağıdaki ilkelere uymalısınız:

1. Her elektron atomda enerjisinin minimum olduğu konumu işgal etmeye çalışır. Yani önce birinci enerji seviyesi doldurulur, sonra ikincisi vb.

Elektronik formül aynı zamanda elektron kabuğunun yapısını tanımlamak için de kullanılır. Elektronik formül alt seviyeler arasındaki elektron dağılımının kısa, tek satırlık bir özetidir.

1. Bir alt seviyede, her elektron önce boş bir yörüngeyi doldurur. Ve her birinin +½ (yukarı ok) dönüşü vardır.

Ve ancak her alt düzey yörünge bir elektrona sahip olduktan sonra, bir sonraki elektron eşleşir; yani, halihazırda bir elektrona sahip olan bir yörüngeyi işgal eder:

1. D-alt seviyesi özel bir şekilde doldurulur.

Gerçek şu ki, d-alt seviyesinin enerjisi, SONRAKİ enerji katmanının s-alt seviyesinin enerjisinden daha yüksektir. Ve bildiğimiz gibi elektron, atomda enerjisinin minimum olacağı konumu işgal etmeye çalışır.

Bu nedenle 3p alt seviyesi doldurulduktan sonra önce 4s alt seviyesi, ardından 3d alt seviyesi doldurulur.

Ve ancak 3d alt seviyesi tamamen doldurulduktan sonra 4p alt seviyesi doldurulur.

Aynı şey enerji seviyesi 4 için de geçerlidir. 4p alt seviyesi doldurulduktan sonra 5s alt seviyesi ve ardından 4d alt seviyesi doldurulur. Ve ondan sonra sadece 5p.

1. Ve d-alt düzeyinin doldurulmasına ilişkin bir nokta, bir kural daha var.

Daha sonra adı verilen bir olay meydana gelir. arıza. Bir başarısızlık varsa, bir sonraki enerji seviyesinin s-alt seviyesinden bir elektron gerçekten d-elektronuna düşer.

Atomun temel ve uyarılmış halleri.

atomlar, elektronik konfigürasyonlarşimdi oluşturduğumuz bunlara atom deniyor temel durum. Yani bu normal, doğal bir durumdur.

Bir atom dışarıdan enerji aldığında uyarılma meydana gelebilir.

Uyarma eşleştirilmiş bir elektronun boş bir yörüngeye geçişidir, dış enerji seviyesinde.

Örneğin bir karbon atomu için:

Uyarılma birçok atomun karakteristik özelliğidir. Bu hatırlanmalıdır çünkü uyarılma, atomların birbirine bağlanma yeteneğini belirler. Hatırlanması gereken en önemli şey, uyarımın meydana gelebileceği durumdur: eşleştirilmiş bir elektron ve dış enerji seviyesinde boş bir yörünge.

Birkaç uyarılmış duruma sahip atomlar vardır:

İyonun elektronik konfigürasyonu.

İyonlar, atomların ve moleküllerin elektron kazanarak veya kaybederek dönüştüğü parçacıklardır. Bu parçacıkların yükü vardır çünkü ya elektron "eksikliğine" ya da fazlalığına sahiptirler. Pozitif yüklü iyonlara denir katyonlar, olumsuz - anyonlar.

Klor atomu (yüksüzdür) bir elektron kazanır. Bir elektronun 1- (bir eksi) yükü vardır ve buna göre aşırı negatif yüke sahip bir parçacık oluşur. Klor anyonu:

Cl 0 + 1e → Cl –

Lityum atomu (yine yüksüzdür) bir elektron kaybeder. Elektronun 1+ (bir artı) yükü vardır, negatif yük içermeyen bir parçacık oluşur, yani pozitif bir yüke sahiptir. Lityum katyonu:

Terazi 0 – 1e → Terazi +

İyonlara dönüşen atomlar öyle bir konfigürasyon kazanır ki dış enerji seviyesi “güzel” yani tamamen dolu hale gelir. Bu konfigürasyon termodinamik açıdan en kararlı olanıdır, dolayısıyla atomların iyonlara dönüşmesinin bir nedeni vardır.

Ve dolayısıyla elementlerin atomları VIII-A grubu(sekizinci grup ana alt grup), bir sonraki paragrafta belirtildiği gibi bunlar soy gazlardır ve kimyasal olarak aktif değildirler. Temel durumları şu yapıya sahiptir: Dış enerji seviyesi tamamen doludur. Diğer atomlar bu en soylu gazların konfigürasyonunu elde etmeye çalışıyor ve bu nedenle iyonlara dönüşerek kimyasal bağlar oluşturuyor gibi görünüyor.

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.

Z atom çekirdeğinin yükü, kimyasalın atom (sıra) sayısına 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 periyotların her birinde, periyodun ilk elementinden (alkali metal) sonuncusuna (soygaz) kadar elementlerin özelliklerinde düzenli bir değişim gözlenir. 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 vesaire.). 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 sentezlendi. P. s sınırı e. M. biliniyor - nükleer yükü birden az olan bir element olamayacağı için hidrojen tarafından veriliyor. Soru şu: üst sınır Not: 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 Atomun elektronik yapısı, kimyasal elementlerin birçok özelliğini başarıyla açıklamayı ve hatta tahmin etmeyi mümkün kılar, bu nedenle doğa bilimlerinde yaygın olarak kullanılır.

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. Sabit yörüngelerin dışında bir 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).

Elektron yörüngeleri Bohr modelinde 1, 2, 3, ... tam sayılarıyla gösterilirler. Nçekirdeğe en yakın olandan başlayarak. Aşağıda bu tür yörüngeleri adlandıracağız seviyeler. Hidrojen atomunun elektronik yapısını tanımlamak için seviyeler tek başına yeterlidir. Ama daha fazla karmaşık atomlar ortaya çıktığı gibi, seviyeler benzer enerjilerden oluşuyor alt düzeyler. 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 arkadaşa.

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 asıl şeyden bahsedeceğiz kuantum sayısı 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

Dünyadaki her şey atomlardan yapılmıştır. Peki nereden geldiler ve neden yapıldılar? Bugün bu basit ve temel soruları cevaplıyoruz. Sonuçta gezegende yaşayan birçok insan, kendilerini oluşturan atomların yapısını anlamadıklarını söylüyor.

Elbette sevgili okuyucu, bu yazıda her şeyi en basit ve en ilginç düzeyde sunmaya çalıştığımızı anlıyor, bu yüzden "yüklemiyoruz". bilimsel terimler. Konuyu daha detaylı incelemek isteyenler için profesyonel seviye, özel literatürü okumanızı öneririz. Ancak bu makaledeki bilgiler yardımcı olabilir İyi hizmetÇalışmalarınızda sizi daha bilgili yapar.

Atom maddenin bir parçacığıdır mikroskobik boyut ve kütle, bir kimyasal elementin özelliklerinin taşıyıcısı olan en küçük kısmı. Başka bir deyişle, bu en küçük parçacık kimyasal reaksiyonlara girebilen bir madde.

Keşif geçmişi ve yapısı

Atom kavramı Antik Yunan'da biliniyordu. Atomizm – fiziksel teori Bu, tüm maddi nesnelerin bölünmez parçacıklardan oluştuğunu belirtir. İle birlikte Antik Yunan Atomizm fikirleri de Antik Hindistan'da paralel olarak gelişti.

Uzaylıların o zamanın filozoflarına atom hakkında bilgi verip vermediği veya bunu kendilerinin mi düşündüğü bilinmiyor ancak deneysel olarak doğrulanabilir. bu teori kimyagerler bunu çok daha sonra yapabildiler - ancak on yedinci yüzyılda, Avrupa Engizisyon ve Orta Çağ uçurumundan çıktığında.

Uzun bir süre atomun yapısına ilişkin hakim fikir, onun bölünemez bir parçacık olduğu fikriydi. Atomun hala bölünebileceği gerçeği ancak yirminci yüzyılın başında netleşti. Rutherford sayesinde ünlü deneyim Alfa parçacıklarının sapması ile bir atomun, çevresinde elektronların döndüğü bir çekirdekten oluştuğunu öğrendi. Elektronların gezegenlerimiz gibi çekirdeğin etrafında döndüğü atomun gezegen modeli benimsendi. Güneş Sistemi yıldızın etrafında.

Modern temsiller Atomun yapısı konusunda çok ilerleme kaydedildi. Bir atomun çekirdeği sırasıyla oluşur atomaltı parçacıklar veya nükleonlar - protonlar ve nötronlar. Atomun büyük kısmını oluşturanlar nükleonlardır. Üstelik protonlar ve nötronlar da bölünmez parçacıklar ve temel parçacıklardan (kuarklar) oluşur.

Atomun çekirdeği pozitiftir elektrik şarjı ve yörüngede dönen elektronlar negatiftir. Bu nedenle atom elektriksel olarak nötrdür.

Aşağıda karbon atomunun yapısının temel bir diyagramını veriyoruz.

Atomların özellikleri

Ağırlık

Atomların kütlesi genellikle atomik kütle birimleri (a.m.u) cinsinden ölçülür. Bir atomik kütle birimi, temel durumda serbestçe dinlenen bir karbon atomunun 1/12'sinin kütlesidir.

Kimyada bu kavram atomların kütlesini ölçmek için kullanılır. "güve". 1 mol atom sayısını içeren madde miktarıdır sayıya eşit Avogadro.

Boyut

Atomların boyutları son derece küçüktür. Yani en küçük atom Helyum atomudur, yarıçapı 32 pikometredir. En büyük atom– yarıçapı 225 pikometre olan bir sezyum atomu. Pico öneki on üzeri eksi onikinci kuvvet anlamına gelir! Yani 32 metreyi bin milyar kere küçültürsek helyum atomunun yarıçapı kadar büyüklüğe ulaşırız.

Aynı zamanda işin ölçeği öyledir ki aslında atomun %99'u boştur. Çekirdek ve elektronlar hacminin çok küçük bir kısmını kaplar. Netlik sağlamak için bu örneği düşünün. Pekin'deki Olimpiyat stadyumu şeklinde bir atom hayal ederseniz (ya da belki Pekin'de değil, sadece büyük bir stadyum hayal edin), o zaman bu atomun çekirdeği, sahanın ortasında bulunan bir kiraz olacaktır. Elektron yörüngeleri üstteki standların hizasında bir yerde olacak ve kirazın ağırlığı 30 milyon ton olacaktı. Etkileyici, değil mi?

Atomlar nereden geliyor?

Bildiğiniz gibi artık çeşitli atomlar periyodik tabloda gruplandırılmıştır. İçinde 118 tane var (ve tahmin edilenlerle birlikte, ancak henüz değil) açık elemanlar- 126) elementler, izotopları saymaz. Ancak bu her zaman böyle değildi.

Evrenin oluşumunun başlangıcında atom yoktu ve dahası, yalnızca muazzam sıcaklıkların etkisi altında birbirleriyle etkileşime giren temel parçacıklar vardı. Bir şairin söyleyeceği gibi, bu, parçacıkların gerçek bir tanrılaştırılmasıydı. Evrenin varlığının ilk üç dakikasında, sıcaklığın azalması ve bir dizi faktörün çakışması nedeniyle, birincil parçacıklardan ilk elementler ortaya çıktığında birincil nükleosentez süreci başladı: hidrojen, helyum, lityum ve döteryum (ağır hidrojen). Derinliklerinde ilk yıldızlar bu elementlerden oluştu. termonükleer reaksiyonlar Bunun sonucunda hidrojen ve helyum "yandı" ve daha ağır elementler oluştu. Yıldız yeterince büyükse, "süpernova" adı verilen bir patlamayla hayatına son verdi ve bunun sonucunda atomlar çevredeki boşluğa fırlatıldı. Periyodik tablonun tamamı bu şekilde ortaya çıktı.

Yani bizi oluşturan atomların tamamının bir zamanlar eski yıldızların parçası olduğunu söyleyebiliriz.

Atomun çekirdeği neden bozunmaz?

Fizikte dört tür vardır temel etkileşimler Parçacıklar ve onların oluşturduğu cisimler arasında. Bunlar güçlü, zayıf, elektromanyetik ve yerçekimsel etkileşimlerdir.

Sayesinde güçlü etkileşim Kendini atom çekirdeği ölçeğinde gösteren ve nükleonlar arasındaki çekimden sorumlu olan atom, "kırılması zor bir cevizdir."

Çok uzun zaman önce insanlar, atom çekirdekleri bölündüğünde muazzam bir enerjinin açığa çıktığını fark ettiler. Ağır atom çekirdeklerinin bölünmesi, nükleer reaktörlerde ve nükleer silahlardaki enerji kaynağıdır.

İşte arkadaşlar, sizi atomun yapısı ve yapısının temelleriyle tanıştırdıktan sonra, her an yardımınıza koşmaya hazır olduğumuzu hatırlatmak isteriz. Önemli değil, diplomanızı tamamlamanız gerekiyor nükleer Fizik veya en küçük kontrol - durumlar farklıdır, ancak her durumdan bir çıkış yolu vardır. Evrenin ölçeğini düşünün, Zaochnik'ten iş sipariş edin ve unutmayın - endişelenmenize gerek yok.