الصيغة الإلكترونية ورسم تخطيطي لهيكل الذرة. هيكل الغلاف الإلكتروني للذرة

دعونا نلقي نظرة على كيفية بناء الذرة. ضع في اعتبارك أننا سنتحدث فقط عن النماذج. في الممارسة العملية ، الذرات أكثر من ذلك بكثير بنية معقدة. لكن شكرا التطورات الحديثةلدينا القدرة على شرح الخصائص والتنبؤ بها بنجاح (حتى وإن لم يكن جميعها). إذن ، ما هو هيكل الذرة؟ من ما هو مصنوع"؟

النموذج الكوكبي للذرة

تم اقتراحه لأول مرة من قبل الفيزيائي الدنماركي ن. بور في عام 1913. هذه هي النظرية الأولى لبنية الذرة ، بناءً على حقائق علمية. بالإضافة إلى ذلك ، وضعت الأساس للمصطلحات المواضيعية الحديثة. في ذلك ، تنتج جزيئات الإلكترون حركات دورانيةحول الذرة بنفس طريقة الكواكب حول الشمس. اقترح بوهر أنها لا يمكن أن توجد إلا في مدارات تقع على مسافة محددة بدقة من النواة. لماذا بالضبط ، لم يستطع العالم من موقع العلم أن يشرح ، ولكن تم تأكيد هذا النموذج من خلال العديد من التجارب. تم استخدام الأرقام الصحيحة لتعيين المدارات ، بدءًا من الوحدة المرقمة الأقرب إلى النواة. كل هذه المدارات تسمى أيضًا المستويات. تحتوي ذرة الهيدروجين على مستوى واحد فقط يدور عليه إلكترون واحد. لكن الذرات المعقدة لها مستويات أكثر. وهي مقسمة إلى مكونات توحد الإلكترونات القريبة في إمكانات الطاقة. لذلك ، يحتوي المستوى الثاني بالفعل على مستويين فرعيين - 2s و 2 p. الثالث لديه بالفعل ثلاثة - 3s ، 3p و 3 D. وهلم جرا. أولاً ، المستويات الفرعية الأقرب إلى النواة "مأهولة" ، ثم المستويات البعيدة. يمكن لكل منهم الاحتفاظ بعدد معين من الإلكترونات فقط. ولكن هذا ليس نهاية المطاف. ينقسم كل مستوى فرعي إلى مدارات. دعنا نقارن مع الحياة العادية. سحابة الإلكترون في الذرة يمكن مقارنتها بالمدينة. المستويات شوارع. المستوى الفرعي - منزل خاصأو شقة. المداري - الغرفة. كل واحد منهم "يعيش" إلكترون واحد أو إلكترونين. كل منهم لديهم عناوين محددة. كان هذا هو الرسم التخطيطي الأول لبنية الذرة. وأخيرًا ، حول عناوين الإلكترونات: يتم تحديدها من خلال مجموعات من الأرقام تسمى "الكم".

نموذج الموجة للذرة

لكن مع مرور الوقت ، تم تعديل نموذج الكواكب. تم اقتراح نظرية ثانية عن بنية الذرة. إنه أكثر كمالا ويسمح بشرح نتائج التجارب العملية. حل النموذج الموجي للذرة ، الذي اقترحه E. Schrödinger ، محل النموذج الأول. ثم ثبت بالفعل أن الإلكترون يمكن أن يعبر عن نفسه ليس فقط كجسيم ، ولكن أيضًا كموجة. ماذا فعل شرودنغر؟ قام بتطبيق معادلة تصف حركة الموجة وبالتالي لا يمكن للمرء أن يجد مسار الإلكترون في الذرة ، ولكن احتمالية اكتشافه في نقطة محددة. كلتا النظريتين متحدتان بحقيقة أن الجسيمات الأولية موجودة في مستويات ومستويات فرعية ومدارات محددة. هذا هو المكان الذي ينتهي فيه تشابه النماذج. واسمحوا لي أن أقدم لكم مثالا واحدا - نظرية الموجةالمدار هو منطقة يمكن فيها العثور على إلكترون باحتمال 95٪. تمثل المساحة المتبقية 5٪ ، لكن اتضح في النهاية أن ملامح بنية الذرات تُصوَّر باستخدام نموذج موجي ، على الرغم من أن المصطلحات المستخدمة عامة.

مفهوم الاحتمال في هذه الحالة

لماذا تم استخدام هذا المصطلح؟ صاغ Heisenberg مبدأ عدم اليقين في عام 1927 ، والذي يستخدم الآن لوصف حركة الجسيمات الدقيقة. يعتمد على اختلافهم الأساسي عن التقليدي أجساد مادية. ما هذا؟ افترضت الميكانيكا الكلاسيكية أن الشخص يمكنه ملاحظة الظواهر دون التأثير عليها (ملاحظة الأجرام السماوية). بناءً على البيانات المستلمة ، من الممكن حساب مكان وجود الكائن في نقطة زمنية معينة. لكن في العالم المصغر ، تختلف الأمور بالضرورة. لذلك ، على سبيل المثال ، لا يمكن الآن مراقبة الإلكترون دون التأثير عليه لأن طاقات الجهاز والجسيم لا تضاهى. هذا يؤدي إلى حقيقة أن موقعه يتغير. الجسيمات الأولية، الدولة ، الاتجاه ، سرعة الحركة والمعلمات الأخرى. وليس من المنطقي التحدث عن الخصائص الدقيقة. يخبرنا مبدأ عدم اليقين نفسه أنه من المستحيل حساب المسار الدقيق للإلكترون حول النواة. يمكنك فقط تحديد احتمال العثور على جسيم في منطقة معينة من الفضاء. هذه هي خصوصية بنية الذرات العناصر الكيميائية. ولكن يجب أن يؤخذ هذا في الاعتبار حصريًا من قبل العلماء في التجارب العملية.

تكوين الذرة

لكن دعنا نركز على الموضوع بأكمله. لذلك ، بالإضافة إلى غلاف الإلكترون المدروس جيدًا ، فإن المكون الثاني للذرة هو النواة. يتكون من بروتونات موجبة الشحنة ونيوترونات متعادلة. نحن جميعًا على دراية بالجدول الدوري. عدد كل عنصر يتوافق مع عدد البروتونات الموجودة فيه. عدد النيوترونات يساوي الفرق بين كتلة الذرة وعدد البروتونات فيها. قد يكون هناك انحرافات عن هذه القاعدة. ثم يقولون أن هناك نظيرًا للعنصر. إن بنية الذرة "محاطة" بقشرة إلكترونية. عادة ما يساوي عدد البروتونات. كتلة الأخير أكبر بحوالي 1840 مرة من الأولى ، وهي تساوي تقريبًا وزن النيوترون. يبلغ نصف قطر النواة حوالي 1/200،000 من قطر الذرة. هو نفسه لديه شكل كروي. هذا هو ، بشكل عام ، هيكل ذرات العناصر الكيميائية. على الرغم من الاختلاف في الكتلة والخصائص ، فإنها تبدو متشابهة.

المدارات

بالحديث عن ماهية مخطط بنية الذرة ، لا يمكن للمرء أن يظل صامتًا عنها. إذن هناك هذه الأنواع:

1. س. لديهم شكل كروي.
2. ص. تبدو مثل ثمانية الشكل ضخمة أو مغزل.
3. د و. لديك شكل معقد، وهو أمر يصعب وصفه بلغة رسمية.

يمكن العثور على إلكترون من كل نوع باحتمال 95٪ في منطقة المدار المقابل. يجب أن تؤخذ المعلومات المقدمة على محمل الجد ، لأنها مجردة إلى حد ما نموذج رياضيمن المادية الوضع الحقيقيأمور. لكن مع كل هذا ، لديها قدرة تنبؤية جيدة فيما يتعلق بالخصائص الكيميائية للذرات وحتى الجزيئات. كلما كان المستوى بعيدًا عن النواة ، يمكن وضع عدد أكبر من الإلكترونات عليه. لذلك ، يمكن حساب عدد المدارات باستخدام صيغة خاصة: x 2. هنا x يساوي عدد المستويات. وبما أنه يمكن وضع ما يصل إلى إلكترونين في المدار ، في النهاية ، صيغتهما البحث العدديسيبدو هكذا:

المدارات: البيانات الفنية

إذا تحدثنا عن هيكل ذرة الفلور ، فسيكون لها ثلاثة مدارات. سيتم ملء كل منهم. طاقة المدارات داخل نفس المستوى الفرعي هي نفسها. لتعيينهم ، أضف رقم الطبقة: 2s ، 4p ، 6d. نعود إلى الحديث حول بنية ذرة الفلور. سيحتوي على مستويين فرعي s- وواحد p. لديها تسعة بروتونات ونفس عدد الإلكترونات. أول واحد على مستوى s. هذان إلكترونان. ثم المستوى الثاني. إلكترونان آخران. و 5 يملأ المستوى p. هنا هيكله. بعد قراءة العنوان الفرعي التالي ، يمكنك القيام بالإجراءات اللازمة بنفسك وترى بنفسك. إذا تحدثنا عن الفلور الذي ينتمي أيضًا ، فيجب ملاحظة أنه على الرغم من وجودهم في نفس المجموعة ، إلا أنهم يختلفون تمامًا في خصائصهم. لذلك ، تتراوح درجة غليانها من -188 إلى 309 درجة مئوية. فلماذا تم دمجهم؟ كل ذلك بفضل الخصائص الكيميائية. جميع الهالوجينات وفي معظمها أكثريحتوي الفلور على أعلى قوة مؤكسدة. تتفاعل مع المعادن ويمكن أن تشتعل تلقائيًا في درجة حرارة الغرفة دون أي مشاكل.

كيف تملأ المدارات؟

بأي قواعد ومبادئ يتم ترتيب الإلكترونات؟ نقترح أن تتعرف على العناصر الثلاثة الرئيسية ، والتي تم تبسيط صياغتها من أجل فهم أفضل:

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

فيما يتعلق بالملء ، فإن بنية الذرة ستساعد أيضًا في هذه الحالة ، وستصبح أكثر قابلية للفهم من حيث الصورة. لذلك ، متى العمل التطبيقيمع بناء دوائر العناصر ، من الضروري إبقائها في متناول اليد.

مثال

من أجل تلخيص كل ما قيل في إطار المقال ، يمكنك عمل عينة من كيفية توزيع إلكترونات الذرة على مستوياتها ومستوياتها الفرعية ومداراتها (أي ما هو تكوين المستوى). يمكن أن تظهر على شكل معادلة ، أو مخطط للطاقة ، أو كمخطط طبقة. هناك رسوم توضيحية جيدة جدًا هنا ، والتي ، عند الفحص الدقيق ، تساعد على فهم بنية الذرة. لذلك ، يتم ملء المستوى الأول أولاً. لها مستوى فرعي واحد فقط ، حيث يوجد مدار واحد فقط. يتم ملء جميع المستويات بالتتابع ، بدءًا من الأصغر. أولاً ، في مستوى فرعي واحد ، يتم وضع إلكترون واحد في كل مدار. ثم يتم إنشاء أزواج. وإذا كانت هناك موضوعات مجانية ، فإنها تتحول إلى موضوع تعبئة آخر. والآن يمكنك أن تعرف بشكل مستقل ما هو هيكل ذرة النيتروجين أو الفلور (والذي تم اعتباره سابقًا). قد يكون الأمر صعبًا بعض الشيء في البداية ، ولكن يمكنك التنقل من خلال النظر إلى الصور. من أجل الوضوح ، دعونا نلقي نظرة على بنية ذرة النيتروجين. يحتوي على 7 بروتونات (مع النيوترونات التي تشكل النواة) ونفس عدد الإلكترونات (التي تشكل غلاف الإلكترون). يتم ملء أول مستوى s أولاً. لها 2 إلكترون. ثم يأتي المستوى الثاني. كما أن لديها 2 إلكترون. وتوضع الثلاثة الأخرى على المستوى p ، حيث يحتل كل منها مدارًا واحدًا.

استنتاج

كما ترى ، فإن بنية الذرة ليست كذلك موضوع صعب(إذا اقتربت منه من موقف دورة مدرسيةالكيمياء بالطبع). و إفهم هذا الموضوعليس من الصعب. أخيرًا ، أود إخباركم ببعض الميزات. على سبيل المثال ، عند الحديث عن بنية ذرة الأكسجين ، نعلم أن لديها ثمانية بروتونات و8-10 نيوترونات. وبما أن كل شيء في الطبيعة يميل إلى التوازن ، فإن ذرتين من الأكسجين تشكلان جزيئًا ، حيث يشكل إلكترونان غير متزاوجان رابطة تساهمية. وبالمثل ، يتشكل جزيء أكسجين مستقر آخر هو الأوزون (O 3). بمعرفة بنية ذرة الأكسجين ، يمكنك تكوين الصيغ بشكل صحيح تفاعلات مؤكسدة، والذي يتضمن المادة الأكثر شيوعًا على الأرض.

منذ في تفاعلات كيميائيةتظل نوى الذرات المتفاعلة دون تغيير (باستثناء التحولات المشعة) ، ثم تعتمد الخواص الكيميائية للذرات على بنية غلافها الإلكتروني. نظرية التركيب الإلكتروني للذرةعلى أساس جهاز ميكانيكا الكم. وبالتالي ، يمكن الحصول على بنية مستويات الطاقة في الذرة على أساس الحسابات الميكانيكية الكمومية لاحتمالات العثور على الإلكترونات في الفضاء المحيط. نواة ذرية (أرز. 4.5).

أرز. 4.5. مخطط التقسيم مستويات الطاقةإلى المستويات الثانوية

تنحصر أساسيات نظرية التركيب الإلكتروني للذرة في الأحكام التالية: تتميز حالة كل إلكترون في الذرة بأربعة أرقام كمومية: الرقم الكمي الرئيسي ن = 1 ، 2 ، 3 ، ؛ المداري (السمتي) ل = 0،1،2 ، ن – 1؛ مغناطيسي م ل = –l ، –1,0,1,  ل؛ غزل م س = -1/2, 1/2 .

وفق مبدأ باولي، في نفس الذرة لا يمكن أن يكون هناك إلكترونان لهما نفس المجموعة المكونة من أربعة عدد الكميةن ، ل ، م ل م س؛ مجموعات من الإلكترونات لها نفس الأرقام الكمومية الأساسية n تشكل طبقات إلكترونية ، أو مستويات طاقة للذرة ، مرقمة من النواة ويُشار إليها بـ K ، L ، M ، N ، O ، P ، Qعلاوة على ذلك ، في طبقة الطاقة بالقيمة المعطاة نلا يمكن أن يكون أكثر من 2 ن 2 الإلكترونات. مجموعات من الإلكترونات لها نفس الأرقام الكمية نو ل، شكل المستويات الفرعية ، تدل على أنها تبتعد عن الجوهر مثل s ، p ، d ، f.

إن الاكتشاف الاحتمالي لموضع الإلكترون في الفضاء حول النواة الذرية يتوافق مع مبدأ عدم اليقين في هايزنبرغ. وفقًا لمفاهيم ميكانيكا الكم ، لا يمتلك الإلكترون في الذرة مسارًا محددًا للحركة ويمكن أن يتواجد في أي جزء من الفضاء حول النواة ، وتعتبر مواقعه المختلفة بمثابة سحابة إلكترونية ذات كثافة معينة شحنة سالبة. يُطلق على الفراغ حول النواة ، والذي يُرجح أن يوجد فيه الإلكترون المداري. يحتوي على حوالي 90٪ من السحابة الإلكترونية. كل مستوى فرعي 1s ، 2s ، 2pإلخ. يتوافق مع عدد معين من المدارات ذات شكل معين. فمثلا، 1 ثانية- و 2 ثانية-المدارات كروية و 2 ص-وربيتال ( 2 ص x ، 2 ص ذ ، 2 ص ض-orbitals) موجهة في اتجاهات متعامدة بشكل متبادل ولها شكل الدمبل ( أرز. 4.6).

أرز. 4.6. شكل واتجاه المدارات الإلكترونية.

أثناء التفاعلات الكيميائية ، لا تخضع النواة الذرية للتغييرات ، فقط قذائف الإلكترون للذرات تتغير ، والتي يفسر تركيبها العديد من خصائص العناصر الكيميائية. استنادًا إلى نظرية التركيب الإلكتروني للذرة ، تم إنشاء المعنى الفيزيائي العميق لقانون مندليف الدوري للعناصر الكيميائية وتم إنشاء نظرية الترابط الكيميائي.

يتضمن الإثبات النظري للنظام الدوري للعناصر الكيميائية بيانات عن بنية الذرة ، مما يؤكد وجود علاقة بين دورية التغيرات في خصائص العناصر الكيميائية والتكرار الدوري لأنواع مماثلة من التكوينات الإلكترونية لذراتها.

في ضوء عقيدة بنية الذرة ، يصبح تقسيم مندلييف لجميع العناصر إلى سبع فترات مبررة: يتوافق عدد الفترة مع عدد مستويات طاقة الذرات المملوءة بالإلكترونات. في فترات قصيرة ، مع زيادة الشحنة الموجبة لنواة الذرات ، يكون عدد الإلكترونات في كل ذرة المستوى الخارجي(من 1 إلى 2 في الفترة الأولى ، ومن 1 إلى 8 في الفترتين الثانية والثالثة) ، وهو ما يفسر التغيير في خصائص العناصر: في بداية الفترة (باستثناء الأولى) يوجد قلوي المعدن ، ثم يتم ملاحظة ضعف تدريجي في الخصائص المعدنية وزيادة في الخصائص غير المعدنية. يمكن تتبع هذا الانتظام لعناصر الفترة الثانية في الجدول 4.2.

الجدول 4.2.

في الفترات الكبيرة ، مع زيادة شحنة النوى ، يكون ملء المستويات بالإلكترونات أكثر صعوبة ، وهو ما يفسر التغيير الأكثر تعقيدًا في خصائص العناصر مقارنة بعناصر الفترات الصغيرة.

تفسر نفس طبيعة خصائص العناصر الكيميائية في المجموعات الفرعية من خلال التركيب المماثل لمستوى الطاقة الخارجية ، كما هو موضح في التبويب. 4.3يوضح تسلسل ملء مستويات الطاقة بالإلكترونات لمجموعات فرعية الفلزات القلوية.

الجدول 4.3.

يشير رقم المجموعة ، كقاعدة عامة ، إلى عدد الإلكترونات في الذرة التي يمكن أن تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. هذا هو المعنى المادي لرقم المجموعة. في أربعة أماكن النظام الدوريالعناصر ليست بترتيب تصاعدي للكتل الذرية: أرو ك,شاركو ني,تيهو أنا,العاشرو بنسلفانيا. واعتبرت هذه الانحرافات نواقص في الجدول الدوري للعناصر الكيميائية. وأوضح مذهب بنية الذرة هذه الانحرافات. أظهر التحديد التجريبي للشحنات النووية أن ترتيب هذه العناصر يتوافق مع زيادة في شحنات نواتها. بالإضافة إلى ذلك ، أتاح التحديد التجريبي لشحنات النوى الذرية تحديد عدد العناصر بين الهيدروجين واليورانيوم ، وكذلك عدد اللانثانيدات. الآن يتم ملء جميع الأماكن في النظام الدوري في الفاصل الزمني من Z = 1قبل ض = 114ومع ذلك ، فإن الجدول الدوري لم يكتمل ، فمن الممكن اكتشاف عناصر جديدة عبر اليورانيوم.

الإلكترونات

نشأ مفهوم الذرة في العالم القديمللدلالة على جسيمات المادة. في اليونانية ، تعني الذرة "غير قابل للتجزئة".

استنتج الفيزيائي الأيرلندي ستوني ، بناءً على التجارب ، أن الكهرباء تحملها أصغر الجسيمات الموجودة في ذرات جميع العناصر الكيميائية. في عام 1891 ، اقترح ستوني تسمية هذه الجسيمات بالإلكترونات ، والتي تعني في اليونانية "الكهرمان". بعد سنوات قليلة من حصول الإلكترون على اسمه ، عالم فيزياء إنجليزيأثبت جوزيف طومسون والفيزيائي الفرنسي جان بيرين أن الإلكترونات تحمل شحنة سالبة. هذه هي أصغر شحنة سالبة تؤخذ في الكيمياء كوحدة (-1). تمكن طومسون حتى من تحديد سرعة الإلكترون (سرعة الإلكترون في المدار تتناسب عكسيا مع رقم المدار ن. ينمو نصف قطر المدارات بما يتناسب مع مربع رقم المدار. في المدار الأول للهيدروجين ذرة (ن = 1 ؛ Z = 1) ، السرعة ≈ 2.2106 م / ج ، أي حوالي مائة مرة أقل من سرعة الضوء ج = 3108 م / ث) وكتلة الإلكترون ( إنها أقل بحوالي 2000 مرة من كتلة ذرة الهيدروجين).

حالة الإلكترونات في الذرة

حالة الإلكترون في الذرة هي مجموعة من المعلومات حول طاقة إلكترون معين والفضاء الذي يوجد فيه. لا يمتلك الإلكترون الموجود في الذرة مسارًا للحركة ، أي لا يمكن الحديث عنه إلا احتمالية العثور عليها في الفراغ المحيط بالنواة.

يمكن أن توجد في أي جزء من هذا الفضاء المحيط بالنواة ، وتعتبر مجمل مواضعها المختلفة بمثابة سحابة إلكترونية ذات كثافة شحنة سالبة معينة. من الناحية المجازية ، يمكن تخيل هذا على النحو التالي: إذا كان من الممكن تصوير موضع إلكترون في ذرة في المئات أو المليون من الثانية ، كما في الصورة النهائية ، فسيتم تمثيل الإلكترون في هذه الصور كنقاط. عند تطبيقها لا يحصىقد ينتج عن مثل هذه الصور صورة لسحابة إلكترونية بأكبر كثافة حيث سيكون هناك معظم هذه النقاط.

يُطلق على المساحة حول النواة الذرية ، والتي يُرجح أن يوجد فيها الإلكترون ، اسم المدار. يحتوي على ما يقرب من 90٪ سحابة إلكترونية، وهذا يعني أن حوالي 90٪ من الوقت يتواجد فيه الإلكترون في هذا الجزء من الفضاء. تتميز بالشكل 4 أنواع معروفة حاليًا من المدارات، والتي تدل عليها اللاتينية الحروف s و p و d و f. صورة بيانيةتظهر بعض أشكال مدارات الإلكترون في الشكل.

أهم ما يميز حركة الإلكترون في مدار معين هو طاقة ارتباطها بالنواة. تشكل الإلكترونات ذات قيم الطاقة المتشابهة طبقة إلكترون واحدة ، أو مستوى طاقة. يتم ترقيم مستويات الطاقة بدءًا من النواة - 1 و 2 و 3 و 4 و 5 و 6 و 7.

يسمى العدد الصحيح n ، الذي يشير إلى رقم مستوى الطاقة ، بالرقم الكمي الرئيسي. يميز طاقة الإلكترونات التي تشغل مستوى طاقة معين. تمتلك إلكترونات المستوى الأول من الطاقة ، الأقرب إلى النواة ، أقل طاقة.بالمقارنة مع إلكترونات المستوى الأول ، ستتميز إلكترونات المستويات التالية بكمية كبيرة من الطاقة. وبالتالي ، فإن إلكترونات المستوى الخارجي هي الأقل ارتباطًا بقوة بنواة الذرة.

يتم تحديد أكبر عدد من الإلكترونات في مستوى الطاقة بالصيغة:

N = 2n2 ،

حيث N هو الحد الأقصى لعدد الإلكترونات ؛ n هو رقم المستوى ، أو رقم الكم الرئيسي. وبالتالي ، لا يمكن أن يحتوي مستوى الطاقة الأول الأقرب للنواة على أكثر من إلكترونين ؛ في الثانية - لا يزيد عن 8 ؛ في اليوم الثالث - لا يزيد عن 18 ؛ في الرابع - لا يزيد عن 32.

بدءًا من مستوى الطاقة الثاني (n = 2) ، يتم تقسيم كل مستوى إلى مستويات فرعية (طبقات فرعية) ، والتي تختلف إلى حد ما عن بعضها البعض في طاقة الربط مع النواة. عدد المستويات الفرعية يساوي قيمة رقم الكم الرئيسي: يحتوي مستوى الطاقة الأول على مستوى فرعي واحد ؛ الثاني - اثنان ؛ الثالث - ثلاثة ؛ الرابع - أربعة مستويات فرعية. المستويات الفرعية ، بدورها ، تتشكل بواسطة المدارات. كل قيمةn تقابل عدد المدارات التي تساوي n.

عادة ما يتم الإشارة إلى المستويات الفرعية بأحرف لاتينية، وكذلك شكل المدارات التي تتكون منها: s ، p ، d ، f.

البروتونات والنيوترونات

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

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

تحتوي البروتونات على شحنة مساوية لشحنة الإلكترونات ، ولكنها معاكسة للعلامة (+1) والكتلة ، يساوي الكتلةذرة الهيدروجين (مقبولة في الكيمياء كوحدة). لا تحمل النيوترونات أي شحنة ، فهي محايدة ولها كتلة مساوية لكتلة البروتون.

تسمى البروتونات والنيوترونات مجتمعة النوكليونات (من النواة اللاتينية - النواة). يسمى مجموع عدد البروتونات والنيوترونات في الذرة بالرقم الكتلي. فمثلا، العدد الشاملذرة الألومنيوم:

13 + 14 = 27

عدد البروتونات 13 ، عدد النيوترونات 14 ، العدد الكتلي 27

نظرًا لأنه يمكن إهمال كتلة الإلكترون ، التي لا تكاد تذكر ، فمن الواضح أن كتلة الذرة بأكملها تتركز في النواة. تمثل الإلكترونات e -.

لأن الذرة محايد كهربائيا، من الواضح أيضًا أن عدد البروتونات والإلكترونات في الذرة هو نفسه. إنه يساوي الرقم التسلسلي للعنصر الكيميائي المخصص له في النظام الدوري. تتكون كتلة الذرة من كتلة البروتونات والنيوترونات. معرفة الرقم التسلسلي للعنصر (Z) أي عدد البروتونات والعدد الكتلي (أ) ، يساوي المجموعأعداد البروتونات والنيوترونات ، يمكنك إيجاد عدد النيوترونات (N) باستخدام الصيغة:

N = A-Z

على سبيل المثال ، عدد النيوترونات في ذرة الحديد هو:

56 — 26 = 30

النظائر

يتم استدعاء أنواع مختلفة من ذرات العنصر نفسه والتي لها نفس الشحنة النووية ولكن بأعداد كتلة مختلفة النظائر. العناصر الكيميائية الموجودة في الطبيعة عبارة عن مزيج من النظائر. إذن ، للكربون ثلاثة نظائر كتلتها 12 ، 13 ، 14 ؛ الأكسجين - ثلاثة نظائر كتلتها 16 ، 17 ، 18 ، إلخ. عادةً ما يُعطى في النظام الدوري ، النسبي الكتلة الذريةمن عنصر كيميائي هو متوسط ​​قيمة الكتل الذرية لمزيج طبيعي من نظائر عنصر معين ، مع الأخذ في الاعتبار وفرتها النسبية في الطبيعة. الخواص الكيميائيةنظائر معظم العناصر الكيميائية متطابقة تمامًا. ومع ذلك ، تختلف نظائر الهيدروجين اختلافًا كبيرًا في الخصائص بسبب الزيادة الهائلة في كتلتها الذرية النسبية ؛ لقد تم إعطاؤهم أسماء فردية ورموز كيميائية.

عناصر الفترة الأولى

مخطط التركيب الإلكتروني لذرة الهيدروجين:

توضح مخططات التركيب الإلكتروني للذرات توزيع الإلكترونات على الطبقات الإلكترونية (مستويات الطاقة).

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

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

في ذرة الهليوم ، تكتمل الطبقة الأولى من الإلكترون - تحتوي على إلكترونين. الهيدروجين والهيليوم عناصر s ؛ بالنسبة لهذه الذرات ، فإن المدار s مملوء بالإلكترونات.

جميع عناصر الفترة الثانية تمتلئ الطبقة الإلكترونية الأولى، وتملأ الإلكترونات المدارات s و p للطبقة الإلكترونية الثانية وفقًا لمبدأ الطاقة الأقل (الأولى s ثم p) وقواعد Pauli و Hund.

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

بالنسبة لذرات عناصر الفترة الثالثة ، اكتملت الطبقتان الإلكترونيتان الأولى والثانية ، لذلك تمتلئ طبقة الإلكترون الثالثة ، حيث يمكن أن تحتل الإلكترونات مستويات فرعية 3s و 3 p و 3 d.

يكتمل مدار الإلكترون 3s في ذرة المغنيسيوم. Na و Mg هما عنصران s.

بالنسبة للألمنيوم والعناصر اللاحقة ، فإن المستوى الفرعي 3p مملوء بالإلكترونات.

عناصر الفترة الثالثة لها مدارات ثلاثية الأبعاد شاغرة.

جميع العناصر من Al إلى Ar هي عناصر p. تشكل العناصر s- و p- المجموعات الفرعية الرئيسية في النظام الدوري.

عناصر الفترات الرابعة - السابعة

تظهر طبقة إلكترون رابعة عند ذرات البوتاسيوم والكالسيوم ، ويتم ملء المستوى الفرعي 4s ، نظرًا لأنها تحتوي على طاقة أقل من المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد.

K ، Ca - عناصر s المدرجة في المجموعات الفرعية الرئيسية. بالنسبة للذرات من Sc إلى Zn ، فإن المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد مملوء بالإلكترونات. هذه عناصر ثلاثية الأبعاد. يتم تضمينها في المجموعات الفرعية الثانوية ، ولديها طبقة إلكترون سابقة الخارجية مملوءة ، ويشار إليها كعناصر انتقالية.

انتبه إلى بنية غلاف الإلكترون لذرات الكروم والنحاس. في نفوسهم ، يحدث "فشل" لإلكترون واحد من المستوى 4s- إلى المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد ، وهو ما يفسره استقرار الطاقة الأكبر للتكوينات الإلكترونية الناتجة 3d 5 و 3 d 10:

في ذرة الزنك ، اكتملت طبقة الإلكترون الثالثة - تمتلئ جميع المستويات الفرعية 3s و 3 p و 3 d ، في المجموع هناك 18 إلكترونًا عليها. في العناصر التي تلي الزنك ، تستمر طبقة الإلكترون الرابعة في التعبئة ، المستوى الفرعي 4p.

العناصر من Ga إلى Kr هي عناصر p.

في ذرة الكريبتون الطبقة الخارجية(الرابع) مكتمل ، به 8 إلكترونات. ولكن يمكن أن يكون هناك 32 إلكترونًا فقط في طبقة الإلكترون الرابعة ؛ لا تزال المستويات الفرعية 4d و 4 f من ذرة الكريبتون شاغرة. تملأ عناصر الفترة الخامسة المستويات الفرعية بالترتيب التالي: 5s - 4d - 5p. وهناك أيضًا استثناءات تتعلق بـ " خزي»الإلكترونات ، y 41 Nb ، 42 Mo ، 44 Ru ، 45 Rh ، 46 Pd ، 47 Ag.

في الفترتين السادسة والسابعة ، تظهر العناصر f ، أي العناصر التي يتم فيها ملء المستويات الفرعية 4f و 5 f للطبقة الإلكترونية الخارجية الثالثة ، على التوالي.

تسمى العناصر 4f اللانثانيدات.

تسمى العناصر 5f الأكتينيدات.

ترتيب ملء المستويات الفرعية الإلكترونية في ذرات عناصر الفترة السادسة: 55 Cs و 56 Ba - 6s-element ؛ 57 La ... 6 s 2 5d x - 5d عنصر ؛ 58 سي - 71 لو - 4 عناصر ؛ 72 Hf - 80 Hg - 5d عنصرًا ؛ 81 T1 - 86 Rn - 6d عناصر. ولكن حتى هنا توجد عناصر يتم فيها "انتهاك" ترتيب ملء المدارات الإلكترونية ، والتي ترتبط ، على سبيل المثال ، باستقرار أكبر للطاقة بمقدار النصف والمستويات الفرعية f المملوءة بالكامل ، أي nf 7 و nf 14. اعتمادًا على المستوى الفرعي للذرة المملوء بالإلكترونات أخيرًا ، يتم تقسيم جميع العناصر إلى أربع مجموعات أو كتل إلكترونية:

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

• ف العناصر. يمتلئ المستوى الفرعي p من المستوى الخارجي للذرة بالإلكترونات ؛ تتضمن عناصر p عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات III-VIII.

• د العناصر. يمتلئ المستوى الفرعي d للمستوى السابق للخارج للذرة بالإلكترونات ؛ تتضمن عناصر d عناصر مجموعات فرعية ثانوية من المجموعات من الأول إلى الثامن ، أي عناصر العقود المتداخلة للفترات الكبيرة الواقعة بين العناصر s و p. وتسمى أيضًا عناصر الانتقال.

• و العناصر. المستوى الفرعي f للمستوى الخارجي الثالث للذرة مملوء بالإلكترونات. وتشمل هذه اللانثانيدات ومضادات.

أثبت الفيزيائي السويسري دبليو باولي في عام 1925 أنه في ذرة في مدار واحد لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين لهما دوران متقابل (مضاد للتوازي) (مترجم من الإنجليزية - "مغزل") ، أي امتلاك مثل هذه الخصائص التي يمكن تخيلها بشكل مشروط مثل دوران الإلكترون حول محوره التخيلي: في اتجاه عقارب الساعة أو عكس اتجاه عقارب الساعة.

هذا المبدأ يسمى مبدأ باولي. إذا كان هناك إلكترون واحد في المدار ، فإنه يسمى غير مزدوج ، إذا كان هناك إلكترونان ، فهذه إلكترونات مقترنة ، أي إلكترونات ذات لفات معاكسة. يوضح الشكل مخططًا لتقسيم مستويات الطاقة إلى مستويات فرعية وترتيب ملؤها.

في كثير من الأحيان ، يتم تصوير بنية غلاف الإلكترون للذرات باستخدام الطاقة أو الخلايا الكمومية - يكتبون ما يسمى بالصيغ الإلكترونية الرسومية. بالنسبة لهذا السجل ، يتم استخدام الترميز التالي: يتم الإشارة إلى كل خلية كمية بواسطة خلية تتوافق مع مدار واحد ؛ يُشار إلى كل إلكترون بسهم يتوافق مع اتجاه الدوران. عند كتابة صيغة إلكترونية رسومية ، يجب تذكر قاعدتين: مبدأ باولي وحكم فوفقًا لمبدأ احتلال الإلكترونات للخلايا الحرة ، تكون الإلكترونات أولاً واحدة في كل مرة وفي نفس الوقت لها نفس قيمة الدوران ، وعندها فقط تكون الإلكترونات ، ولكن السبينات ، وفقًا لمبدأ باولي ، سيتم توجيهها بشكل معاكس بالفعل.

حكم هوند ومبدأ باولي

حكم هوند- قاعدة كيمياء الكم ، التي تحدد ترتيب ملء مدارات طبقة فرعية معينة وتتم صياغتها على النحو التالي: القيمة الإجماليةيجب أن يكون العدد الكمي المغزلي للإلكترونات لطبقة فرعية معينة هو الحد الأقصى. صاغه فريدريش هوند في عام 1925.

هذا يعني أنه في كل من مدارات الطبقة الفرعية ، يتم ملء إلكترون واحد أولاً ، وفقط بعد استنفاد المدارات غير المملوءة ، يُضاف إلكترون ثانٍ إلى هذا المدار. في هذه الحالة ، يوجد إلكترونان لهما عدد لفات نصف صحيحة في نفس المدار علامة المعاكس، أي الزوجين (يشكلان سحابة من إلكترونين) ، ونتيجة لذلك ، يصبح الدوران الكلي للمدار مساويًا للصفر.

صياغة أخرى: يوجد أدناه في الطاقة المصطلح الذري الذي يشبع شرطين.

1. التعدد هو الحد الأقصى
2. إذا تطابقت المضاعفات ، فإن المجموع اللحظة المدارية L ماكس.

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

حكم كليشكوفسكي

حكم كليشكوفسكي -مع زيادة العدد الإجمالي للإلكترونات في الذرات (مع زيادة شحنات نواتها ، أو الأعداد الترتيبية للعناصر الكيميائية) ، يتم ملء المدارات الذرية بطريقة تجعل ظهور الإلكترونات في المدارات عالية الطاقة يعتمد فقط على الرقم الكمي الرئيسي n ولا يعتمد على جميع الأرقام الكمومية الأخرى ، بما في ذلك الأرقام من l. ماديًا ، هذا يعني أنه في ذرة شبيهة بالهيدروجين (في حالة عدم وجود تنافر بين الإلكترون) ، يتم تحديد الطاقة المدارية للإلكترون فقط من خلال البعد المكاني لكثافة شحنة الإلكترون من النواة ولا تعتمد على ميزات حركتها في مجال النواة.

قاعدة كليشكوفسكي التجريبية وتسلسل تسلسل طاقة حقيقية متناقضة إلى حد ما من المدارات الذرية الناشئة عنها فقط في حالتين من نفس النوع: للذرات Cr ، Cu ، Nb ، Mo ، Ru ، Rh ، Pd ، Ag ، Pt ، Au ، هناك "فشل" في الإلكترون بـ s - المستوى الفرعي للطبقة الخارجية إلى المستوى الفرعي d للطبقة السابقة ، مما يؤدي إلى حالة أكثر استقرارًا من الناحية النشطة للذرة ، وهي: بعد ملء المدار 6 بـ 2 الإلكترونات س

كل المادة تتكون من جسيمات صغيرة جدًا تسمى ذرات . ذرة أصغر جسيمعنصر كيميائي يحتفظ بكل من الخصائص المميزة. لتخيل حجم ذرة ، يكفي أن نقول إنه إذا أمكن وضعها بالقرب من بعضها البعض ، فإن مليون ذرة ستشغل مسافة 0.1 مم فقط.

أظهر التطور الإضافي لعلم بنية المادة أن الذرة لديها أيضًا بنية معقدةوتتكون من الإلكترونات والبروتونات. هكذا نشأت النظرية الإلكترونية لبنية المادة.

اكتشف في العصور القديمة أن هناك نوعين من الكهرباء: موجب وسلبي. أصبحت كمية الكهرباء الموجودة في الجسم تسمى شحنة. اعتمادًا على نوع الكهرباء التي يمتلكها الجسم ، يمكن أن تكون الشحنة موجبة أو سالبة.

وقد ثبت أيضًا تجريبيًا أن الشحنات المتشابهة تتنافر ، وتتجاذب الرسوم المعاكسة.

انصح الهيكل الإلكترونيذرة. الذرات تتكون من جسيمات أصغر منها تسمى الإلكترونات.

تعريف:الإلكترون أصغر جسيممادة تحتوي على أقل شحنة كهربائية سالبة.

تدور الإلكترونات حولها نواة مركزيةتتكون من واحد أو أكثر البروتوناتو النيوترونات، في مدارات متحدة المركز. الإلكترونات هي جسيمات سالبة الشحنة ، والبروتونات موجبة ، والنيوترونات متعادلة (الشكل 1.1).

تعريف:البروتون هو أصغر جسيم في المادة يحتوي على أصغر شحنة كهربائية موجبة.

إن وجود الإلكترونات والبروتونات أمر لا شك فيه. لم يحدد العلماء كتلة وشحنة وحجم الإلكترونات والبروتونات فحسب ، بل جعلوها تعمل في العديد من أجهزة الهندسة الكهربائية والراديوية.

وجد أيضًا أن كتلة الإلكترون تعتمد على سرعة حركته وأن الإلكترون لا يتحرك للأمام في الفضاء فحسب ، بل يدور أيضًا حول محوره.

أبسط في هيكلها ذرة الهيدروجين (الشكل 1.1). يتكون من نواة بروتون وتدور معها بسرعة كبيرةحول نواة الإلكترون الذي يشكل الغلاف الخارجي (مدار) الذرة. تحتوي الذرات الأكثر تعقيدًا على أغلفة متعددة تدور حولها الإلكترونات.

تمتلئ هذه الأصداف بالتتابع بالإلكترونات من النواة (الشكل 1.2).

الآن دعنا نحلل . يسمى الغلاف الخارجي التكافؤ، ويسمى عدد الإلكترونات التي يحتوي عليها التكافؤ. كلما ابتعدنا عن القلب التكافؤ مدار،وبالتالي ، كلما قلت قوة الجذب التي يمر بها كل إلكترون تكافؤ من جانب النواة. وبالتالي ، تزيد الذرة من القدرة على ربط الإلكترونات بنفسها إذا لم يتم ملء غلاف التكافؤ وكان بعيدًا عن النواة أو فقدها.
يمكن لإلكترونات الغلاف الخارجي استقبال الطاقة. إذا كانت الإلكترونات الموجودة في غلاف التكافؤ تتلقى المستوى المطلوب من الطاقة من قوى خارجيةيمكن أن تنفصل عنها وتترك الذرة ، أي تصبح إلكترونات حرة. الإلكترونات الحرة قادرة على التحرك بشكل تعسفي من ذرة إلى ذرة. المواد التي تحتوي عليها رقم ضخم الإلكترونات الحرة، وتسمى الموصلات .

عوازل ، هو عكس الموصلات. تمنع التسرب التيار الكهربائي. تكون العوازل مستقرة لأن إلكترونات التكافؤ لبعض الذرات تملأ غلاف التكافؤ للذرات الأخرى وتربطها. هذا يمنع تكوين الإلكترونات الحرة.
يتم احتلال موقع وسيط بين العوازل والموصلات أشباه الموصلات لكننا سنتحدث عنها لاحقًا.
انصح خصائص الذرة. ذرة لديها نفس العددالإلكترونات والبروتونات متعادلة كهربائيًا. تصبح الذرة التي تستقبل إلكترونًا واحدًا أو أكثر سالبة الشحنة وتسمى بالأيون السالب. إذا فقدت الذرة إلكترونًا واحدًا أو أكثر ، فإنها تصبح أيونًا موجبًا ، أي تصبح موجبة الشحنة.

مكتوب في شكل ما يسمى ب الصيغ الإلكترونية. في الصيغ الإلكترونية ، تشير الأحرف s و p و d و f إلى مستويات الطاقة الفرعية للإلكترونات ؛ تشير الأرقام الموجودة أمام الحروف إلى مستوى الطاقة الذي يقع فيه الإلكترون المحدد ، والفهرس في أعلى اليمين هو عدد الإلكترونات في هذا المستوى الفرعي. لتكوين الصيغة الإلكترونية لذرة أي عنصر ، يكفي معرفة رقم هذا العنصر في النظام الدوري والوفاء بالأحكام الأساسية التي تحكم توزيع الإلكترونات في الذرة.

يمكن أيضًا تصوير بنية الغلاف الإلكتروني للذرة في شكل ترتيب للإلكترونات في خلايا الطاقة.

بالنسبة لذرات الحديد ، فإن مثل هذا المخطط له الشكل التالي:

يوضح هذا الرسم البياني بوضوح تنفيذ قاعدة هوند. على المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد الحد الأقصى للمبلغ، الخلايا (أربعة) مليئة بالإلكترونات غير المزاوجة. صورة هيكل غلاف الإلكترون في الذرة في شكل صيغ إلكترونية وفي شكل مخططات لا تعكس بوضوح خصائص الموجةإلكترون.

نص القانون الدوري بصيغته المعدلةنعم. مندليف : الخصائص أجسام بسيطة، وكذلك أشكال وخصائص اتصالات العناصر في الاعتماد الدوريالأوزان الذرية للعناصر.

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

في هذا الطريق، شحنة موجبةتبين أن النواة (بدلاً من الكتلة الذرية) هي حجة أكثر دقة تعتمد عليها خصائص العناصر ومركباتها

التكافؤ- هو عدد الروابط الكيميائية التي ترتبط بها ذرة بأخرى.
يتم تحديد احتمالات التكافؤ للذرة من خلال عدد الإلكترونات غير المزاوجة ووجود مدارات ذرية حرة على المستوى الخارجي. تحدد بنية مستويات الطاقة الخارجية لذرات العناصر الكيميائية بشكل أساسي خصائص ذراتها. لذلك ، تسمى هذه المستويات مستويات التكافؤ. يمكن أن تشارك إلكترونات هذه المستويات ، وأحيانًا المستويات السابقة الخارجية ، في تكوين الروابط الكيميائية. تسمى هذه الإلكترونات أيضًا بإلكترونات التكافؤ.

التكافؤ المتكافئعنصر كيميائي - هو عدد المعادلات التي يمكن أن ترتبط بها ذرة معينة ، أو هو عدد المكافئات في الذرة.

يتم تحديد المكافئات من خلال عدد ذرات الهيدروجين المرفقة أو المستبدلة ، وبالتالي ، فإن التكافؤ المتكافئ يساوي عدد ذرات الهيدروجين التي تتفاعل معها هذه الذرة. ولكن لا تتفاعل جميع العناصر بحرية ، ولكن كل شيء تقريبًا يتفاعل مع الأكسجين ، لذلك يمكن تعريف التكافؤ المتكافئ بأنه ضعف عدد ذرات الأكسجين المرفقة.

على سبيل المثال ، التكافؤ المتكافئ للكبريت في كبريتيد الهيدروجين H 2 S هو 2 ، في أكسيد SO2-4 ، في أكسيد SO 3 -6.

عند تحديد التكافؤ المتكافئ للعنصر بالصيغة اتصال ثنائييجب أن يسترشد المرء بالقاعدة: يجب أن يكون التكافؤ الكلي لجميع ذرات عنصر واحد مساويًا للتكافؤ الكلي لجميع ذرات عنصر آخر.

حالة الأكسدةايضا يميز تكوين المادة ويساوي التكافؤ المتكافئ بعلامة زائد (لمعدن أو عنصر أكثر حساسية للكهرباء في جزيء) أو ناقص.

1 في مواد بسيطةحالة أكسدة العناصر هي صفر.

2. حالة أكسدة الفلور في جميع المركبات هي -1. الهالوجينات المتبقية (الكلور والبروم واليود) مع المعادن والهيدروجين وعناصر أخرى أكثر حساسية للكهرباء لها أيضًا حالة أكسدة -1 ، ولكن في المركبات التي تحتوي على المزيد من العناصر الكهربية القيم الإيجابيةدرجات الأكسدة.

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

4. العناصر القلوية (Li ، Na ، K ، إلخ) والعناصر المجموعة الفرعية الرئيسيةتحتوي المجموعة الثانية من النظام الدوري (Be ، Mg ، Ca ، إلخ) دائمًا على حالة أكسدة مساوية لرقم المجموعة ، أي +1 و +2 على التوالي.

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

6. أعلى حالة أكسدة لعنصر ما تساوي رقم مجموعة النظام الدوري ، والأقل هو الفرق: رقم المجموعة - 8. على سبيل المثال ، أعلى درجةأكسدة النيتروجين (تقع في المجموعة الخامسة) هي +5 (في حمض النيتريكوأملاحها) ، وأدناها -3 (في أملاح الأمونيا والأمونيوم).

7. حالات أكسدة العناصر في المركب تعوض بعضها البعض بحيث يكون مجموع كل ذرات الجزيء أو وحدة الصيغة المحايدة صفرًا ، وبالنسبة للأيون - شحنته.

يمكن استخدام هذه القواعد لتحديد حالة الأكسدة غير المعروفة لعنصر ما في مركب ، إذا كانت حالات الأكسدة للآخرين معروفة ، ولصياغة مركبات متعددة العناصر.

درجة الأكسدة (عدد التأكسد،) — مساعد القيمة الشرطيةلتسجيل عمليات الأكسدة والاختزال وتفاعلات الأكسدة والاختزال.

مفهوم حالة الأكسدةكثيرا ما تستخدم في الكيمياء غير العضويةبدلا من المفهوم التكافؤ. تساوي حالة أكسدة الذرة القيمة العددية للشحنة الكهربائية المنسوبة إلى الذرة ، على افتراض أن أزواج الإلكترون التي تقوم بالرابطة منحازة تمامًا نحو المزيد من الذرات الكهربية (أي بناءً على افتراض أن المركب يتكون فقط من الأيونات).

تتوافق حالة الأكسدة مع عدد الإلكترونات التي يجب إضافتها إلى أيون موجب لتقليله إلى ذرة محايدة ، أو مأخوذ من أيون سالب لأكسدته إلى ذرة متعادلة:

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

تتغير خصائص العناصر ، اعتمادًا على بنية الغلاف الإلكتروني للذرة ، وفقًا لفترات ومجموعات النظام الدوري. نظرًا لأنه في عدد من العناصر المتشابهة ، تكون الهياكل الإلكترونية متشابهة فقط ، ولكنها غير متطابقة ، عند الانتقال من عنصر في مجموعة إلى أخرى ، لا يتم ملاحظة تكرار بسيط للخصائص بالنسبة لهم ، ولكن يتم التعبير عن تغييرهم المنتظم بشكل أو بآخر بوضوح.

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

طاقة التأين (Ei) اتصل الحد الأدنى من المبلغالطاقة اللازمة للفصل والإزالة الكاملة للإلكترون من ذرة في الطور الغازي عند T = 0

K بدون تحويل إلى إلكترون محرّر الطاقة الحركيةمع تحول الذرة إلى أيون موجب الشحنة: E + Ei = E + + e-. طاقة التأين موجبة ولها أصغر القيملذرات الفلزات القلوية والأكبر بالنسبة لذرات الغازات النبيلة (الخاملة).

تقارب الإلكترون (Ee) هي الطاقة المنبعثة أو الممتصة عندما يتصل الإلكترون بذرة في الطور الغازي عند T = 0

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

E + e- = E- + Ee.

الهالوجينات ، وخاصة الفلور ، لها أقصى تقارب للإلكترون (Ee = -328 kJ / mol).

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

تسمى قدرة الذرة المقيدة على إزاحة إلكترونات الروابط الكيميائية تجاه نفسها ، مما يؤدي إلى زيادة كثافة الإلكترون حول نفسها كهرسلبية.

تم تقديم هذا المفهوم إلى العلم بواسطة L.Puling. كهرسلبيةيُشار إليه بالرمز ÷ ويميز ميل ذرة معينة لربط الإلكترونات عندما تشكل رابطة كيميائية.

وفقًا لـ R. Maliken ، تقدر الكهربية للذرة بنصف مجموع طاقات التأين وتقارب الإلكترون للذرات الحرة h = (Ee + Ei) / 2

في الفترات ، هناك اتجاه عام لزيادة طاقة التأين والسلبية الكهربية مع زيادة شحنة النواة الذرية ؛ وفي المجموعات ، تزداد هذه القيم مع زيادة رقم سريالعناصر تتناقص.

يجب التأكيد على أنه لا يمكن تعيين قيمة ثابتة للسلبية الكهربية للعنصر ، لأنه يعتمد على العديد من العوامل ، لا سيما على دولة التكافؤعنصر ، نوع المركب الذي يتم تضمينه فيه ، عدد ونوع الذرات المجاورة.

نصف القطر الذري والأيوني. يتم تحديد أبعاد الذرات والأيونات بأبعاد غلاف الإلكترون. وفقًا لمفاهيم ميكانيكا الكم ، فإن غلاف الإلكترون ليس له حدود محددة بدقة. لذلك ، بالنسبة إلى نصف قطر الذرة الحرة أو الأيون ، يمكننا أخذها المسافة المحسوبة نظريًا من اللب إلى موضع الكثافة القصوى الرئيسية لسحب الإلكترون الخارجية.هذه المسافة تسمى نصف القطر المداري. من الناحية العملية ، عادةً ما تُستخدم قيم أنصاف أقطار الذرات والأيونات في المركبات ، المحسوبة من البيانات التجريبية. في هذه الحالة ، يتم تمييز أنصاف الأقطار التساهمية والمعدنية للذرات.

اعتماد نصف القطر الذري والأيوني على شحنة نواة ذرة عنصر ويكون دوريًا. في فترات ازديادها العدد الذرييميل نصف القطر إلى الانخفاض. يعتبر أكبر انخفاض نموذجي لعناصر الفترات الصغيرة ، حيث يتم ملء المستوى الإلكتروني الخارجي بها. في الفترات الكبيرة في عائلات العناصر d و f ، يكون هذا التغيير أقل حدة ، لأن ملء الإلكترونات فيها يحدث في الطبقة السابقة للخارج. في المجموعات الفرعية ، يزيد بشكل عام أنصاف أقطار الذرات والأيونات من نفس النوع.

الجدول الدوري للعناصر هو مثال جيدمظاهر أنواع مختلفة من الدورية في خصائص العناصر ، والتي يتم ملاحظتها أفقياً (في فترة من اليسار إلى اليمين) ، عموديًا (في مجموعة ، على سبيل المثال ، من أعلى إلى أسفل) ، قطريًا ، أي بعض خصائص الذرة تزيد أو تنقص ، ولكن يتم الحفاظ على الدورية.

في الفترة من اليسار إلى اليمين (→) ، مؤكسد و الخصائص غير المعدنيةالعناصر ، وتقليل الخواص المعدنية والمعدنية. لذلك ، من بين جميع عناصر الفترة 3 ، سيكون الصوديوم هو الأكثر معدن نشطوأقوى عامل اختزال ، بينما الكلور هو أقوى عامل مؤكسد.

رابطة كيميائية - هو الترابط بين الذرات في الجزيء ، أو شعرية الكريستالنتيجة الفعل بين الذرات القوى الكهربائيةجاذبية.

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

يتم إجراء الترابط الكيميائي بواسطة إلكترونات التكافؤ. بواسطة الأفكار الحديثةالرابطة الكيميائية هي إلكترونية بطبيعتها ، لكنها تتم بطرق مختلفة. لذلك ، هناك ثلاثة أنواع رئيسية من الروابط الكيميائية: تساهمية ، أيونية ، معدنيةبين الجزيئات تنشأ رابطة الهيدروجين, ويحدث تفاعلات فان دير فال.

الخصائص الرئيسية للرابطة الكيميائية هي:

- طول الرابطة - هي المسافة بين النوى بين الذرات المترابطة كيميائيا.

يعتمد ذلك على طبيعة الذرات المتفاعلة وعلى تعدد الرابطة. مع زيادة التعددية ، يتناقص طول الرابطة ، وبالتالي تزداد قوتها ؛

- تعدد الروابط - يتحدد بعدد أزواج الإلكترون التي تربط ذرتين. مع زيادة التعددية ، تزداد طاقة الربط ؛

- زاوية التوصيل- الزاوية بين الخطوط المستقيمة التخيلية التي تمر عبر نواة ذرتين متجاورتين كيميائيا ؛

طاقة الربط E CB - هذه هي الطاقة التي يتم إطلاقها أثناء تكوين هذه الرابطة ويتم إنفاقها على تكسيرها ، kJ / mol.

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

شكل تفسير الرابطة الكيميائية بظهور أزواج إلكترون مشتركة بين الذرات أساس نظرية اللف المغزلي للتكافؤ ، وأداة ذلك هي طريقة رابطة التكافؤ (MVS) ، التي اكتشفها لويس في عام 1916. بالنسبة للوصف الميكانيكي الكمومي للرابطة الكيميائية وبنية الجزيئات ، يتم استخدام طريقة أخرى - الطريقة المدارية الجزيئية (MMO) .

طريقة رابطة التكافؤ

المبادئ الأساسية لتكوين رابطة كيميائية وفقًا لـ MVS:

1. تتكون رابطة كيميائية بسبب إلكترونات التكافؤ (غير المزاوجة).

2. تصبح الإلكترونات ذات السبينين المضاد للتوازي والتي تنتمي إلى ذرتين مختلفتين أمرًا شائعًا.

3. تتشكل الرابطة الكيميائية فقط عندما تقترب ذرتان أو أكثر من بعضهما البعض إجمالي الطاقةالنظام ينخفض.

4. القوى الرئيسية المؤثرة في الجزيء هي من أصل كولوم.

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

هناك نوعان من آليات التكوين الرابطة التساهمية:

آلية التبادل.تتكون الرابطة من خلال مشاركة إلكترونات التكافؤ لذرتين متعادلتين. تساهم كل ذرة بإلكترون واحد غير زوجي في المجموع زوج الإلكترون:

أرز. 7. آلية التبادل لتشكيل الرابطة التساهمية: أ- الغير قطبي؛ ب- قطبي

آلية المتبرع المتلقي.توفر ذرة واحدة (متبرع) زوجًا من الإلكترونات ، وتوفر ذرة أخرى (متقبل) مدارًا فارغًا لهذا الزوج.

روابط، متعلموفقا لآلية المتبرع المتلقي ، تنتمي إلى مركبات معقدة

أرز. 8. آلية المتبرع المتقبل لتشكيل الرابطة التساهمية

الرابطة التساهمية لها خصائص معينة.

التشبع - خاصية الذرات لتشكيل عدد محدد بدقة من الروابط التساهمية.بسبب تشبع الروابط ، يكون للجزيئات تركيبة معينة.

التوجه - ر . ه.يتكون الاتصال في اتجاه أقصى تداخل لسحب الإلكترون . فيما يتعلق بالخط الذي يربط بين مراكز الذرات التي تشكل رابطة ، هناك: σ و (الشكل 9): رابطة σ - تتشكل من تداخل AO على طول الخط الذي يربط بين مراكز الذرات المتفاعلة ؛ الرابطة π هي رابطة تحدث في اتجاه محور عمودي على الخط المستقيم الذي يربط نوى الذرة. يحدد اتجاه الرابطة البنية المكانية للجزيئات ، أي شكلها الهندسي. تهجين - إنه تغيير في شكل بعض المدارات في تكوين رابطة تساهمية من أجل تحقيق تداخل أكثر كفاءة للمدارات.تكون الرابطة الكيميائية التي تشكلت بمشاركة إلكترونات المدارات الهجينة أقوى من الرابطة بمشاركة إلكترونات مدارات s و p غير الهجينة ، حيث يوجد المزيد من التداخل. يميز الأنواع التاليةالتهجين (الشكل 10 ، الجدول 31): تهجين س -يتحول أحد المدارات s والمداري p إلى مداريين "هجينين" متطابقين ، الزاوية بين محوريهما 180 درجة. الجزيئات التي يحدث فيها التهجين sp لها هندسة خطية (BeCl 2).

س 2 التهجين- يتحول مدار مداري s واحد ومداريان p إلى ثلاثة مدارات "هجينة" متطابقة ، الزاوية بين محوريها 120 درجة. الجزيئات التي يتم فيها تهجين sp 2 لها هندسة مسطحة (BF 3 ، AlCl 3).

sp 3-تهجين- يتحول مدار مداري s وثلاثة مدارات p إلى أربعة مدارات "هجينة" متطابقة ، والزاوية بين محاورها هي 109 ° 28 ". والجزيئات التي يحدث فيها تهجين sp 3 لها هندسة رباعية السطوح (CH 4 , NH3).

أرز. 10. أنواع تهجين مدارات التكافؤ: أ - س- تهجين مدارات التكافؤ ؛ ب - sp2-تهجين مدارات التكافؤ. في - ص 3- تهجين مدارات التكافؤ