كيفية تحديد التركيب الإلكتروني للذرة. هيكل ذرات العناصر الكيميائية

كل المادة تتكون من جسيمات صغيرة جدًا تسمى ذرات . الذرة هي أصغر جسيم في عنصر كيميائي يحتفظ بجميع خصائصه 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 لها أيضًا بنية معقدة وتتكون 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 التركيب الإلكتروني للذرة. الذرات تتكون من جسيمات أصغر منها تسمى الإلكترونات.

تعريف:الإلكترون هو أصغر جسيم في المادة يحتوي على أصغر شحنة كهربائية سالبة.

تدور الإلكترونات حول نواة مركزية مكونة من نواة واحدة 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 وإلكترون يدور حول النواة بسرعة كبيرة ، ويشكل 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 تكافؤ. 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 تلقت الإلكترونات الموجودة في غلاف التكافؤ المستوى اللازم من الطاقة من القوى الخارجية ، فيمكنها أن تنفصل عنها وتترك الذرة ، أي تصبح إلكترونات حرة. الإلكترونات الحرة قادرة على التحرك بشكل تعسفي من ذرة إلى ذرة. تسمى تلك المواد التي تحتوي على عدد كبير من الإلكترونات الحرة الموصلات .

عوازل ، هو عكس الموصلات. يمنعون تدفق الكهرباء. 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. تكون الذرة التي تحتوي على نفس عدد الإلكترونات 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.

نشأ مفهوم الذرة في العالم القديم للإشارة إلى جسيمات المادة. في اليونانية ، تعني الذرة "غير قابل للتجزئة".

الإلكترونات

استنتج الفيزيائي الأيرلندي ستوني ، بناءً على التجارب ، أن الكهرباء تحملها أصغر الجسيمات الموجودة في ذرات جميع العناصر الكيميائية. في عام 1891 دولارًا أمريكيًا ، اقترح ستوني تسمية هذه الجسيمات الإلكترونات، والتي تعني في اليونانية "العنبر".

بعد سنوات قليلة من تسمية الإلكترون باسمه ، أثبت الفيزيائي الإنجليزي جوزيف طومسون والفيزيائي الفرنسي جان بيرين أن الإلكترونات تحمل شحنة سالبة. هذه أصغر شحنة سالبة ، والتي تؤخذ في الكيمياء على أنها الوحدة $ (- 1) $. تمكن طومسون حتى من تحديد سرعة الإلكترون (تساوي سرعة الضوء - 300000 دولار كم / ثانية) وكتلة الإلكترون (أقل بمقدار 1836 دولارًا من كتلة ذرة الهيدروجين).

قام طومسون وبيرين بتوصيل أقطاب مصدر تيار بصفيحتين معدنتين - كاثود وأنود ، ملحومان في أنبوب زجاجي ، يتم تفريغ الهواء منه. عندما تم تطبيق جهد يبلغ حوالي 10 آلاف فولت على لوحات القطب ، ومض تفريغ مضيء في الأنبوب ، وتطايرت الجسيمات من القطب السالب (القطب السالب) إلى القطب الموجب (القطب الموجب) ، والذي أطلق عليه العلماء لأول مرة أشعة الكاثود، ثم اكتشف أنه كان تيارًا من الإلكترونات. تتسبب الإلكترونات ، التي تصطدم بمواد خاصة مطبقة ، على سبيل المثال ، على شاشة التلفزيون ، في حدوث وهج.

تم التوصل إلى استنتاج مفاده أن الإلكترونات تهرب من ذرات المادة التي يتكون منها الكاثود.

يمكن أيضًا الحصول على الإلكترونات الحرة أو تدفقها بطرق أخرى ، على سبيل المثال ، عن طريق تسخين سلك معدني أو عن طريق تسليط الضوء على المعادن المكونة من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى من الجدول الدوري (على سبيل المثال ، السيزيوم).

حالة الإلكترونات في الذرة

تُفهم حالة الإلكترون في الذرة على أنها مجموعة من المعلومات حول طاقةإلكترون محدد في الفضاءالذي يقع فيه. نحن نعلم بالفعل أن الإلكترون في الذرة ليس له مسار للحركة ، أي يمكن الحديث عنه فقط الاحتمالاتإيجاده 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 كنقطة. سيؤدي تراكب عدد لا يحصى من هذه الصور إلى صورة لسحابة إلكترونية بأعلى كثافة حيث توجد معظم هذه النقاط.

يوضح الشكل "قطعًا" بكثافة الإلكترون في ذرة هيدروجين تمر عبر النواة ، ويحد الكرة بخط متقطع ، بداخله احتمال العثور على إلكترون هو 90٪ دولار. يغطي الكفاف الأقرب للنواة منطقة الفضاء التي يكون فيها احتمال العثور على إلكترون 10٪ $ ، واحتمال العثور على إلكترون داخل الكفاف الثاني من النواة هو $ 20٪ $ ، داخل الثالث - $ 30 ٪ $ ، إلخ. هناك بعض عدم اليقين في حالة الإلكترون. لوصف هذه الحالة الخاصة ، قدم الفيزيائي الألماني دبليو هايزنبرغ مفهوم مبدأ عدم اليقين، بمعنى آخر. أظهر أنه من المستحيل تحديد طاقة وموقع الإلكترون في وقت واحد وبدقة. كلما تم تحديد طاقة الإلكترون بشكل أكثر دقة ، كلما كان موضعه غير مؤكد ، والعكس صحيح ، بعد تحديد الموقع ، من المستحيل تحديد طاقة الإلكترون. منطقة احتمالية الكشف عن الإلكترون ليس لها حدود واضحة. ومع ذلك ، من الممكن تحديد المساحة التي يكون فيها احتمال العثور على الإلكترون هو الحد الأقصى.

يُطلق على المساحة حول النواة الذرية ، والتي يُرجح أن يوجد فيها الإلكترون ، اسم المدار.

يحتوي على ما يقرب من 90٪ دولارًا أمريكيًا من السحابة الإلكترونية ، مما يعني أن حوالي 90٪ دولارًا أمريكيًا من الوقت الذي يكون فيه الإلكترون في هذا الجزء من الفضاء. وفقًا للنموذج ، يتم تمييز 4 دولارات من أنواع المدارات المعروفة حاليًا ، والتي يُشار إليها بالأحرف اللاتينية $ s و p و d $ و $ f $. يظهر تمثيل رسومي لبعض أشكال المدارات الإلكترونية في الشكل.

إن أهم ما يميز حركة الإلكترون في مدار معين هو طاقة ارتباطه بالنواة. تشكل الإلكترونات ذات قيم الطاقة المماثلة واحدة طبقة إلكترونية، أو مستوى الطاقة. يتم ترقيم مستويات الطاقة بدءًا من النواة: 1 دولار و 2 و 3 و 4 و 5 و 6 دولارات و 7 دولارات.

العدد الصحيح $ n $ الذي يشير إلى رقم مستوى الطاقة يسمى رقم الكم الأساسي.

يميز طاقة الإلكترونات التي تشغل مستوى طاقة معين. تمتلك إلكترونات المستوى الأول من الطاقة ، الأقرب إلى النواة ، أقل طاقة. بالمقارنة مع إلكترونات المستوى الأول ، تتميز إلكترونات المستويات التالية بكمية كبيرة من الطاقة. وبالتالي ، فإن إلكترونات المستوى الخارجي هي الأقل ارتباطًا بقوة بنواة الذرة.

عدد مستويات الطاقة (الطبقات الإلكترونية) في الذرة يساوي عدد الفترة في نظام D. I. Mendeleev ، التي ينتمي إليها العنصر الكيميائي: ذرات عناصر الفترة الأولى لها مستوى طاقة واحد ؛ الفترة الثانية - اثنان ؛ الفترة السابعة - سبعة.

يتم تحديد أكبر عدد من الإلكترونات في مستوى الطاقة بالصيغة:

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 دولارات ؛ في اليوم الثالث - لا يزيد عن 18 دولارًا أمريكيًا ؛ في الرابع - لا يزيد عن 32 دولارًا. وكيف يتم ترتيب مستويات الطاقة (الطبقات الإلكترونية) بدورها؟

بدءًا من مستوى الطاقة الثاني $ (n = 2) $ ، يتم تقسيم كل مستوى إلى مستويات فرعية (طبقات فرعية) ، تختلف قليلاً عن بعضها البعض بواسطة 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 هو أربعة. المستويات الفرعية ، بدورها ، تتشكل بواسطة المدارات.

كل قيمة $ n $ تتوافق مع عدد المدارات التي تساوي $ n ^ 2 $. وفقًا للبيانات الواردة في الجدول ، من الممكن تتبع العلاقة بين الرقم الكمي الرئيسي $ n $ وعدد المستويات الفرعية ، ونوع وعدد المدارات ، والحد الأقصى لعدد الإلكترونات لكل مستوى فرعي ومستوى.

العدد الكمي الرئيسي ، أنواع وعدد المدارات ، العدد الأقصى للإلكترونات في المستويات الفرعية والمستويات.

مستوى الطاقة $ (n) $	عدد المستويات الفرعية التي تساوي $ n $	النوع المداري	عدد المدارات		العدد الأقصى للإلكترونات
			في المستوى الثانوي	في مستوى يساوي $ n ^ 2 $	في المستوى الثانوي	عند مستوى يساوي $ n ^ 2 $
كلفن (ن = 1) دولار	$1$	1s دولار	$1$	$1$	$2$	$2$
L دولار (ن = 2) دولار	$2$	2s دولار	$1$	$4$	$2$	$8$
		2 بنس دولار	$3$		$6$
M دولار (ن = 3) دولار	$3$	3 دولارات أمريكية	$1$	$9$	$2$	$18$
		3 بنس دولار	$3$		$6$
		$ 3d $	$5$		$10$
دولار N (ن = 4) دولار	$4$	4 دولارات أمريكية	$1$	$16$	$2$	$32$
		4 بنس دولار	$3$		$6$
		4 د دولار	$5$		$10$
		4f دولار	$7$		$14$

من المعتاد تعيين المستويات الفرعية بالحروف اللاتينية ، وكذلك شكل المدارات التي تتكون منها: $ s ، p ، d ، f $. لذا:

المستوى الفرعي $ s $ - المستوى الفرعي الأول من كل مستوى طاقة أقرب إلى النواة الذرية ، يتكون من $ s $ -orbital ؛
$ p $ -sublevel - المستوى الفرعي الثاني لكل منها ، باستثناء المستوى الأول ، مستوى الطاقة ، يتكون من ثلاثة $ p $ -orbitals ؛
المستوى الفرعي $ d $ - المستوى الفرعي الثالث لكل منهما ، بدءًا من مستوى الطاقة الثالث ، يتكون من خمسة $ d $ -orbitals ؛
المستوى الفرعي $ f $ لكل منهما ، بدءًا من مستوى الطاقة الرابع ، يتكون من سبعة $ f $ -orbitals.

نواة الذرة

لكن ليست الإلكترونات وحدها جزءًا من الذرات. اكتشف الفيزيائي هنري بيكريل أن معدنًا طبيعيًا يحتوي على ملح اليورانيوم ينبعث منه أيضًا إشعاع غير معروف ، ويضيء أفلامًا فوتوغرافية مغلقة عن الضوء. تم استدعاء هذه الظاهرة النشاط الإشعاعي.

هناك ثلاثة أنواع من الأشعة المشعة:

صفائح $ α $ ، والتي تتكون من جزيئات $ α $ التي لها شحنة أكبر بمقدار 2 دولار مرة من شحنة الإلكترون ، ولكن بعلامة موجبة ، وكتلة أكبر بمقدار 4 دولارات مرة من كتلة ذرة الهيدروجين ؛
المصفوفات $ β $ هي دفق من الإلكترونات ؛
المصفوفات $ γ $ هي موجات كهرومغناطيسية ذات كتلة ضئيلة ولا تحمل شحنة كهربائية.

وبالتالي ، فإن الذرة لها بنية معقدة - فهي تتكون من نواة موجبة الشحنة وإلكترونات.

كيف يتم ترتيب الذرة؟

في عام 1910 في كامبريدج ، بالقرب من لندن ، درس إرنست رذرفورد مع طلابه وزملائه نثر جزيئات $ α $ التي تمر عبر رقائق ذهبية رقيقة وتسقط على الشاشة. عادة ما تنحرف جسيمات ألفا عن الاتجاه الأصلي بمقدار درجة واحدة فقط ، مما يؤكد ، كما يبدو ، توحيد وتوحيد خصائص ذرات الذهب. وفجأة لاحظ الباحثون أن بعض الجسيمات $ α $ غيرت اتجاه مسارها فجأة ، كما لو كانت تواجه نوعًا من العوائق.

من خلال وضع الشاشة أمام الرقاقة ، كان رذرفورد قادرًا على اكتشاف حتى تلك الحالات النادرة عندما تحلق جزيئات $ α $ ، المنعكسة من ذرات الذهب ، في الاتجاه المعاكس.

أظهرت الحسابات أن الظواهر المرصودة يمكن أن تحدث إذا تم تركيز الكتلة الكاملة للذرة وكل شحنتها الموجبة في نواة مركزية صغيرة. نصف قطر النواة ، كما اتضح ، أصغر 100000 مرة من نصف قطر الذرة بأكملها ، تلك المنطقة التي توجد فيها إلكترونات لها شحنة سالبة. إذا طبقنا مقارنة مجازية ، فيمكن تشبيه الحجم الكامل للذرة بملعب لوجنيكي ، ويمكن تشبيه النواة بكرة القدم الموجودة في وسط الملعب.

ذرة أي عنصر كيميائي يمكن مقارنتها بنظام شمسي صغير. لذلك ، يسمى هذا النموذج من الذرة ، الذي اقترحه رذرفورد ، كوكبي.

البروتونات والنيوترونات

اتضح أن النواة الذرية الدقيقة ، التي تتركز فيها كتلة الذرة بأكملها ، تتكون من نوعين من الجسيمات - البروتونات والنيوترونات.

البروتوناتلها شحنة مساوية لشحنة الإلكترونات ، ولكنها معاكسة للعلامة $ (+ 1) $ ، وكتلة مساوية لكتلة ذرة الهيدروجين (وهي مقبولة في الكيمياء كوحدة). يتم الإشارة إلى البروتونات بواسطة $ ↙ (1) ↖ (1) p $ (أو $ р + $). نيوتروناتلا تحمل شحنة ، فهي محايدة ولها كتلة مساوية لكتلة البروتون ، أي 1 دولار. يتم الإشارة إلى النيوترونات بواسطة $ ↙ (0) ↖ (1) n $ (أو $ n ^ 0 $).

تسمى البروتونات والنيوترونات بشكل جماعي النكليونات(من اللات. نواة- نواة).

يسمى مجموع عدد البروتونات والنيوترونات في الذرة العدد الشامل. على سبيل المثال ، العدد الكتلي لذرة الألومنيوم:

نظرًا لأنه يمكن إهمال كتلة الإلكترون ، التي لا تكاد تذكر ، فمن الواضح أن كتلة الذرة بأكملها تتركز في النواة. يشار إلى الإلكترونات على النحو التالي: $ e↖ (-) $.

نظرًا لأن الذرة محايدة كهربائيًا ، فمن الواضح أيضًا ذلك أن عدد البروتونات والإلكترونات في الذرة هو نفسه. إنه يساوي العدد الذري للعنصر الكيميائيالمخصصة لها في الجدول الدوري. على سبيل المثال ، تحتوي نواة ذرة حديد على 26 دولارًا من البروتونات ، وتدور الإلكترونات البالغة 26 دولارًا حول النواة. وكيف نحدد عدد النيوترونات؟

كما تعلم ، فإن كتلة الذرة هي مجموع كتلة البروتونات والنيوترونات. معرفة الرقم الترتيبي للعنصر $ (Z) $ ، أي عدد البروتونات والعدد الكتلي $ (A) $ يساوي مجموع أعداد البروتونات والنيوترونات ، يمكنك إيجاد عدد النيوترونات $ (N) $ باستخدام الصيغة:

على سبيل المثال ، عدد النيوترونات في ذرة الحديد هو:

$56 – 26 = 30$.

يوضح الجدول الخصائص الرئيسية للجسيمات الأولية.

الخصائص الأساسية للجسيمات الأولية.

النظائر

تسمى أنواع ذرات العنصر نفسه التي لها نفس الشحنة النووية ولكن بأعداد كتل مختلفة نظائر.

كلمة نظيريتكون من كلمتين يونانيتين: ايزوس- نفس و توبوس- مكان ، يعني "احتلال مكان واحد" (خلية) في النظام الدوري للعناصر.

العناصر الكيميائية الموجودة في الطبيعة عبارة عن مزيج من النظائر. وهكذا ، يحتوي الكربون على ثلاثة نظائر كتلتها $ 12 ، 13 ، 14 $ ؛ الأكسجين - ثلاثة نظائر كتلتها 16 دولارًا ، 17 دولارًا ، 18 دولارًا ، إلخ.

تُعطى عادةً في النظام الدوري ، الكتلة الذرية النسبية لعنصر كيميائي هي متوسط قيمة الكتل الذرية لمزيج طبيعي من نظائر عنصر معين ، مع الأخذ في الاعتبار وفرتها النسبية في الطبيعة ، وبالتالي ، فإن قيم غالبًا ما تكون الكتل الذرية جزئية. على سبيل المثال ، ذرات الكلور الطبيعية عبارة عن مزيج من نظيرين - 35 دولارًا (هناك 75٪ دولارًا في الطبيعة) و 37 دولارًا (هناك 25٪ دولارًا) ؛ لذلك ، الكتلة الذرية النسبية للكلور هي $ 35.5 $. تتم كتابة نظائر الكلور على النحو التالي:

$ ↖ (35) ↙ (17) (Cl) $ و $ (37) ↙ (17) (Cl) $

الخصائص الكيميائية لنظائر الكلور هي نفسها تمامًا نظائر معظم العناصر الكيميائية ، مثل البوتاسيوم والأرجون:

$ ↖ (39) ↙ (19) (K) $ و $ ↖ (40) ↙ (19) (K) $ ، $ ↖ (39) ↙ (18) (Ar) $ و $ ↖ (40) ↙ (18) ) (عربي) $

ومع ذلك ، تختلف نظائر الهيدروجين اختلافًا كبيرًا في الخصائص بسبب الزيادة الهائلة في كتلتها الذرية النسبية ؛ حتى أنهم أعطوا أسماء فردية وعلامات كيميائية: البروتيوم - $ ↖ (1) ↙ (1) (H) $؛ الديوتيريوم - $ ↖ (2) ↙ (1) (H) $ أو $ ↖ (2) ↙ (1) (D) $ ؛ التريتيوم - $ ↖ (3) ↙ (1) (H) $ أو $ ↖ (3) ↙ (1) (T) $.

من الممكن الآن إعطاء تعريف حديث وأكثر صرامة وعلميًا للعنصر الكيميائي.

العنصر الكيميائي عبارة عن مجموعة من الذرات لها نفس الشحنة النووية.

هيكل قذائف الإلكترون لذرات عناصر الفترات الأربع الأولى

لنأخذ في الاعتبار رسم خرائط التكوينات الإلكترونية لذرات العناصر حسب فترات نظام D. I. Mendeleev.

عناصر الفترة الأولى.

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

تظهر الصيغ الإلكترونية للذرات 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 الهيليوم ، تكتمل الطبقة الأولى من الإلكترون - وتحتوي على 2 دولار من الإلكترونات.

الهيدروجين والهيليوم عبارة عن عناصر $ s $ ، هذه الذرات لديها $ s $ -orbitals مملوءة بالإلكترونات.

عناصر الفترة الثانية.

بالنسبة لجميع عناصر الفترة الثانية ، يتم ملء طبقة الإلكترون الأولى ، وتملأ الإلكترونات مداري $ s- $ و $ p $ لطبقة الإلكترون الثانية وفقًا لمبدأ أقل طاقة (أول $ s $ ، ثم $ p $) وقواعد Pauli و Hund.

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

عناصر الفترة الثالثة.

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.

هيكل قذائف الإلكترون لذرات عناصر الفترة الثالثة.

اكتمال مدار الإلكترون 3.5 دولار في ذرة المغنيسيوم. $ Na $ و $ Mg $ عناصر $ s $.

بالنسبة للألمنيوم والعناصر اللاحقة ، فإن المستوى الفرعي $ 3d $ مليء بالإلكترونات.

$ ↙ (18) (عربي) $ الأرجون

$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) s ^ 2 (3) p ^ 6 $

في ذرة الأرجون ، تحتوي الطبقة الخارجية (طبقة الإلكترون الثالثة) على $ 8 إلكترونات. عندما تكتمل الطبقة الخارجية ، ولكن في المجموع ، في طبقة الإلكترون الثالثة ، كما تعلم بالفعل ، يمكن أن يكون هناك 18 إلكترونًا ، مما يعني أن عناصر الفترة الثالثة بها 3d $ -orbitals تركت شاغرة.

كل العناصر من $ Al $ إلى $ Ar $ - $ p $ -عناصر.

$ s- $ و $ r $ -عناصرشكل المجموعات الفرعية الرئيسيةفي النظام الدوري.

عناصر الفترة الرابعة.

تحتوي ذرات البوتاسيوم والكالسيوم على طبقة إلكترون رابعة ، ويتم ملء المستوى الفرعي $ 4s $ ، لأن لديها طاقة أقل من المستوى الفرعي $ 3 D $. لتبسيط المعادلات الإلكترونية الرسومية لذرات عناصر الفترة الرابعة:

نشير شرطيًا إلى الصيغة الإلكترونية الرسومية للأرجون على النحو التالي: $ Ar $؛
لن نصور المستويات الثانوية غير المملوءة لهذه الذرات.

$ K ، Ca $ - $ s $ -عناصر،المدرجة في المجموعات الفرعية الرئيسية. بالنسبة للذرات من $ Sc $ إلى $ Zn $ ، فإن المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد مملوء بالإلكترونات. هذه عناصر $ 3d $. تم تضمينها في مجموعات فرعية جانبية ،تمتلئ طبقة الإلكترون قبل الخارجية ، يشار إليها عناصر الانتقال.

انتبه إلى بنية غلاف الإلكترون لذرات الكروم والنحاس. في نفوسهم ، "ينخفض" إلكترون واحد من المستوى الفرعي $ 4s- $ إلى المستوى الفرعي $ 3d $ ، وهو ما يفسره استقرار الطاقة الأكبر للتكوينات الإلكترونية الناتجة $ 3d ^ 5 $ و $ 3d ^ (10) $:

$ ↙ (24) (Cr) $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (6) 3d ^ (4) 4s ^ (2)… $

$ ↙ (29) (Cu) $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (6) 3d ^ (9) 4s ^ (2)… $

رمز العنصر والرقم التسلسلي والاسم	رسم تخطيطي للهيكل الإلكتروني	الصيغة الإلكترونية	الصيغة الإلكترونية الرسومية
$ ↙ (19) (K) $ البوتاسيوم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 $
$ ↙ (20) (C) $ الكالسيوم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 $
$ ↙ (21) (Sc) $ سكانديوم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ 1 $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ 1 (4) ق ^ 1 $
$ ↙ (22) (Ti) $ تيتانيوم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ 2 $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ 2 (4) ق ^ 2 $
$ ↙ (23) (V) $ الفاناديوم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ 3 $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ 3 (4) ق ^ 2 $
$ ↙ (24) (Cr) $ Chrome		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ 5 $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ 5 (4) ق ^ 1 $
$ ↙ (29) (Сu) $ Chromium		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ (10) $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) ) ص ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ (10) (4) ق ^ 1 $
$ ↙ (30) (Zn) $ زنك		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) ) ص ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ (10) (4) ق ^ 2 $
$ ↙ (31) (Ga) $ جاليوم		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) 4p ^ (1) $ أو $ 1s ^ 2 (2) ق ^ 2 (2) ص ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ (10) (4) ق ^ (2) 4p ^ (1) $
$ ↙ (36) (كرونا) $ كريبتون		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) 4p ^ 6 $ أو $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) ص ^ 6 (3) ص ^ 6 (3) د ^ (10) (4) ق ^ (2) 4p ^ 6 $

في ذرة الزنك ، اكتملت طبقة الإلكترون الثالثة - تمتلئ جميع المستويات الفرعية $ 3s و 3p $ و $ 3d $ فيها ، في المجموع هناك 18 دولارًا من الإلكترونات عليها.

في العناصر التالية للزنك ، يستمر ملء الطبقة الرابعة من الإلكترون ، المستوى الفرعي $ 4p $. العناصر من $ Ga $ إلى $ Kr $ - $ r $ -عناصر.

اكتملت الطبقة الخارجية (الرابعة) من ذرة الكريبتون ، وتحتوي على 8 دولارات من الإلكترونات. لكن فقط في الطبقة الرابعة من الإلكترون ، كما تعلم ، يمكن أن يكون هناك 32 دولارًا من الإلكترونات ؛ لا تزال ذرة الكريبتون بها مستويات فرعية من 4 د - دولار و 4 دولارات أمريكية شاغرة.

تملأ عناصر الفترة الخامسة المستويات الفرعية بالترتيب التالي: $ 5s → 4d → 5р $. وهناك أيضًا استثناءات تتعلق "بفشل" الإلكترونات ، لـ $ ↙ (41) Nb $ ، $ ↙ (42) Mo $ ، $ ↙ (44) Ru $ ، $ ↙ (45) Rh $ ، $ ↙ ( 46) Pd $، $ ↙ (47) Ag $. يظهر $ f $ في الفترتين السادسة والسابعة -عناصر، بمعنى آخر. العناصر التي يتم ملء مستوياتها الفرعية من $ 4f- $ و $ 5f $ للطبقة الإلكترونية الخارجية الثالثة ، على التوالي.

4f دولار -عناصراتصل اللانثانيدات.

5f دولار -عناصراتصل الأكتينيدات.

ترتيب ملء المستويات الفرعية الإلكترونية في ذرات عناصر الفترة السادسة: $ (55) Cs $ و $ (56) Ba $ - $ 6s $ -elements ؛ $ ↙ (57) La ... 6s ^ (2) 5d ^ (1) $ - $ 5d $ -element ؛ $ ↙ (58) Ce $ - $ ↙ (71) Lu - 4f $ -elements ؛ $ ↙ (72) Hf $ - $ ↙ (80) Hg - 5d $ -elements؛ $ ↙ (81) Т1 $ - $ ↙ (86) Rn - 6d $ -elements. ولكن هنا أيضًا ، هناك عناصر ينتهك فيها ترتيب ملء مدارات الإلكترون ، والتي ، على سبيل المثال ، ترتبط باستقرار أكبر للطاقة بمقدار النصف وتملأ تمامًا المستويات الفرعية $ f $ ، أي. $ nf ^ 7 $ و $ nf ^ (14) $.

اعتمادًا على المستوى الفرعي للذرة المملوء بالإلكترونات أخيرًا ، يتم تقسيم جميع العناصر ، كما فهمت بالفعل ، إلى أربع مجموعات أو كتل إلكترونية:

$ s $ -عناصر؛المستوى الفرعي $ s $ للمستوى الخارجي للذرة مملوء بالإلكترونات ؛ $ s $ - تشمل العناصر الهيدروجين والهيليوم وعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية ؛
$ r $ -عناصر؛المستوى الفرعي $ p $ للمستوى الخارجي للذرة مملوء بالإلكترونات ؛ تتضمن العناصر $ p عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات من الثالث إلى الثامن ؛
$ د $ -عناصر؛المستوى الفرعي $ d $ للمستوى السابق للخارج للذرة مملوء بالإلكترونات ؛ تشمل العناصر $ d $ عناصر المجموعات الفرعية الثانوية للمجموعات من الأول إلى الثامن ، أي عناصر من عقود مقسمة لفترات كبيرة تقع بين $ s- $ و $ p- $ عناصر. يطلق عليهم أيضا عناصر الانتقال
$ و $ -عناصر؛$ f- $ المستوى الفرعي من المستوى الثالث للذرة في الخارج مملوء بالإلكترونات ؛ وتشمل هذه اللانثانيدات والأكتينيدات.

التكوين الإلكتروني للذرة. حالات الذرات الأرضية والمتحركة

قام الفيزيائي السويسري دبليو باولي في عام 1925 دولارًا بتأسيس ذلك يمكن أن تحتوي الذرة على إلكترونين على الأكثر في مدار واحد.وجود يدور معاكسة (متوازنة) (مترجمة من الإنجليزية كمغزل) ، 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 ، فسيتم استدعاؤه غير زوجي، إذا كان اثنان ، ثم هذا إقران الإلكترونات، بمعنى آخر. الإلكترونات ذات الدورات المعاكسة.

يوضح الشكل مخططًا لتقسيم مستويات الطاقة إلى مستويات فرعية.

$ s- $ المداري، كما تعلم ، له شكل كروي. يقع إلكترون ذرة الهيدروجين $ (n = 1) $ على هذا المدار وغير مزاوج. وفقا لهذا له صيغة إلكترونية، أو التكوين الإلكترونية، مكتوب على النحو التالي: $ 1s ^ 1 $. في الصيغ الإلكترونية ، يُشار إلى رقم مستوى الطاقة بالرقم الموجود أمام الحرف $ (1 ...) $ ، ويُشار إلى المستوى الفرعي (النوع المداري) بالحرف اللاتيني ، والرقم المكتوب إلى يُظهر يمين الحرف (كأسس) عدد الإلكترونات في المستوى الفرعي.

بالنسبة لذرة الهيليوم He ، التي تحتوي على إلكترونين مقترنين في نفس المدار $ s- $ ، هذه الصيغة هي: $ 1s ^ 2 $. الغلاف الإلكتروني لذرة الهليوم كامل ومستقر للغاية. الهيليوم غاز نبيل. مستوى الطاقة الثاني $ (n = 2) $ له أربعة مدارات ، واحد $ s $ وثلاثة $ p $. المستوى الثاني من الإلكترونات المدارية $ s $ ($ 2s $ -orbitals) لديها طاقة أعلى ، لأن تقع على مسافة أكبر من النواة من إلكترونات $ 1s $ -orbital $ (n = 2) $. بشكل عام ، لكل قيمة $ n $ يوجد مدار $ s- $ ، ولكن مع مقدار مماثل من طاقة الإلكترون عليه ، وبالتالي ، بقطر مناظر ، ينمو بقيمة $ n $. $ s- الزيادات المدارية $ ، كما تعلم بالفعل ، لها شكل كروي. يقع إلكترون ذرة الهيدروجين $ (n = 1) $ على هذا المدار وغير مزاوج. لذلك ، تتم كتابة صيغته الإلكترونية ، أو التكوين الإلكتروني ، على النحو التالي: $ 1s ^ 1 $. في الصيغ الإلكترونية ، يُشار إلى رقم مستوى الطاقة بالرقم الموجود أمام الحرف $ (1 ...) $ ، ويُشار إلى المستوى الفرعي (النوع المداري) بالحرف اللاتيني ، والرقم المكتوب إلى يُظهر يمين الحرف (كأسس) عدد الإلكترونات في المستوى الفرعي.

بالنسبة لذرة الهليوم $ He $ ، التي تحتوي على إلكترونين مقترنين في نفس المدار $ s- $ ، هذه الصيغة هي: $ 1s ^ 2 $. الغلاف الإلكتروني لذرة الهليوم كامل ومستقر للغاية. الهيليوم غاز نبيل. مستوى الطاقة الثاني $ (n = 2) $ له أربعة مدارات ، واحد $ s $ وثلاثة $ p $. الإلكترونات من $ s- $ المدارات من المستوى الثاني ($ 2s $ -orbitals) لديها طاقة أعلى ، لأن تقع على مسافة أكبر من النواة من إلكترونات $ 1s $ -orbital $ (n = 2) $. بشكل عام ، لكل قيمة $ n $ يوجد مدار واحد $ s- $ ، ولكن مع مقدار مماثل من طاقة الإلكترون عليه ، وبالتالي ، بقطر مناظر ، يزداد كلما زادت قيمة $ n $.

$ r- $ المداريلها شكل الدمبل ، أو حجم ثمانية. تقع جميع الأشكال الثلاثة $ p $ -orbital في الذرة بشكل متعامد بشكل متبادل على طول الإحداثيات المكانية المرسومة عبر نواة الذرة. يجب التأكيد مرة أخرى على أن كل مستوى طاقة (طبقة إلكترونية) ، بدءًا من $ n = 2 $ ، يحتوي على ثلاثة $ p $ -orbitals. مع زيادة قيمة $ n $ ، تحتل الإلكترونات $ p $ -orbitals الموجودة على مسافات كبيرة من النواة وموجهة على طول المحاور $ x و y و z $.

بالنسبة لعناصر الفترة الثانية $ (n = 2) $ ، يتم تعبئة المدورة الأولى $ s $ -orbital ، ثم ثلاثة $ p $ -orbitals ؛ الصيغة الإلكترونية $ Li: 1s ^ (2) 2s ^ (1) $. الإلكترون $ 2 ^ 1 $ أقل ارتباطًا بالنواة الذرية ، لذلك يمكن لذرة الليثيوم التخلص منه بسهولة (كما تتذكر على الأرجح ، تسمى هذه العملية الأكسدة) ، وتتحول إلى أيون الليثيوم $ Li ^ + $.

في ذرة البريليوم Be ، يتم وضع الإلكترون الرابع أيضًا في مدار $ 2s $: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) $. يمكن فصل الإلكترونين الخارجيين لذرة البريليوم بسهولة - يتأكسد $ B ^ 0 $ في الموجبة $ Be ^ (2 +) $.

يحتل الإلكترون الخامس من ذرة البورون 2p $ -orbital: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (1) $. بعد ذلك ، تمتلئ المدارات $ 2p $ للذرات $ C و N و O و F $ ، والتي تنتهي بغاز النيون النبيل: 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) $.

بالنسبة لعناصر الفترة الثالثة ، يتم ملء مدارات مدورة بقيمة 3 دولارات - و 3 دولارات أمريكية ، على التوالي. خمسة $ d $ -orbitals من المستوى الثالث تبقى مجانية:

$ ↙ (11) Na 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (1) $ ،

$ ↙ (17) Cl 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (5) $ ،

$ ↙ (18) Ar 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (6) $.

في بعض الأحيان ، في الرسوم البيانية التي تصور توزيع الإلكترونات في الذرات ، يشار فقط إلى عدد الإلكترونات في كل مستوى طاقة ، أي كتابة صيغ إلكترونية مختصرة لذرات العناصر الكيميائية ، على عكس الصيغ الإلكترونية الكاملة أعلاه ، على سبيل المثال:

$ ↙ (11) Na 2، 8، 1؛ $ ↙ (17) Cl 2، 8، 7؛ $ ↙ (18) أر 2، 8، 8 $.

بالنسبة للعناصر ذات الفترات الكبيرة (الرابعة والخامسة) ، يشغل الإلكترونان الأولان على التوالي 4s- $ و 5s $ -orbitals: $ ↙ (19) K 2 ، 8 ، 8 ، 1 ؛ $ ↙ (38) ريال 2 ، 8 ، 18 ، 8 ، 2 دولار. بدءًا من العنصر الثالث لكل فترة كبيرة ، ستنتقل الإلكترونات العشرة التالية إلى المدارات السابقة $ 3d- $ و $ 4d- $ ، على التوالي (لعناصر المجموعات الفرعية الثانوية): $ ↙ (23) V 2 ، 8 ، 11 ، 2؛ $ ↙ (26) Fr 2، 8، 14، 2؛ $ ↙ (40) Zr 2، 8، 18، 10، 2؛ $ ↙ (43) Tc 2، 8، 18، 13، 2 دولار. كقاعدة عامة ، عند ملء المستوى الفرعي السابق $ d $ ، سيبدأ ملء المستوى الخارجي (على التوالي $ 4p- $ و $ 5p- $) $ p- $: $ ↙ (33) كـ 2، 8، 18 ، 5 ؛ $ ↙ (52) تي 2 ، 8 ، 18 ، 18 ، 6 دولار.

بالنسبة لعناصر الفترات الكبيرة - السادس والسابع غير المكتمل - تمتلئ المستويات الإلكترونية والمستويات الفرعية بالإلكترونات ، كقاعدة عامة ، على النحو التالي: أول إلكترونين يدخلان المستوى الثانوي $ s- $: $ ↙ (56) Ba 2، 8 ، 18 ، 18 ، 8 ، 2 ؛ $ ↙ (87) فرنك 2 ، 8 ، 18 ، 32 ، 18 ، 8 ، 1 دولار ؛ الإلكترون التالي (مقابل $ La $ و $ Ca $) إلى المستوى الفرعي السابق $ d $: $ ↙ (57) La 2 و 8 و 18 و 18 و 9 و 2 $ و $ (89) Ac 2 ، 8 ، 18 ، 32 ، 18 ، 9 ، 2 دولار.

بعد ذلك ستدخل الإلكترونات التالية البالغة قيمتها 14 دولارًا إلى مستوى الطاقة الثالث من الخارج ، المدارات $ 4f $ و $ 5f $ لمدارات lantonides و actinides ، على التوالي: $ ↙ (64) Gd 2 ، 8 ، 18 ، 25 ، 9 ، 2 ؛ $ ↙ (92) U 2، 8، 18، 32، 21، 9، 2 دولار.

ثم يبدأ مستوى الطاقة الثاني من الخارج ($ d $ - المستوى الفرعي) بالتراكم مرة أخرى لعناصر المجموعات الفرعية الجانبية: $ (73) Ta 2، 8، 18، 32، 11، 2؛ $ ( 104) براءات الاختراع 2 ، 8 ، 18 ، 32 ، 32 ، 10 ، 2 دولار. وأخيرًا ، فقط بعد امتلاء المستوى الفرعي $ d $ بالكامل بعشرة إلكترونات ، سيتم ملء المستوى الفرعي $ p $ مرة أخرى: $ ↙ (86) Rn 2 ، 8 ، 18 ، 32 ، 18 ، 8 $.

في كثير من الأحيان ، يتم تصوير بنية غلاف الإلكترون للذرات باستخدام الطاقة أو الخلايا الكمومية - يكتبون ما يسمى الصيغ 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، وفقًا لذلك لا يمكن أن تحتوي الخلية (المدارية) على أكثر من إلكترونين ، ولكن مع دوران مضاد للتوازي ، و حكم F. Hund، وفقًا لمبدأ باولي ، فإن الإلكترونات تحتل الخلايا الحرة أولاً ، وفي نفس الوقت لها نفس قيمة الدوران ، وعندها فقط زوج ، ولكن السبينات ، وفقًا لمبدأ باولي ، سيتم توجيهها بشكل معاكس بالفعل.

(ملاحظات المحاضرة)

هيكل الذرة. مقدمة.

الهدف من الدراسة في الكيمياء هو العناصر الكيميائية ومركباتها. عنصر كيميائيتسمى مجموعة من الذرات لها نفس الشحنة الموجبة. ذرةهو أصغر جزء من عنصر كيميائي يحتفظ به الخواص الكيميائية. بالتواصل مع بعضها البعض ، تشكل ذرات عنصر أو عنصر مختلف جزيئات أكثر تعقيدًا - الجزيئات. مجموعة من الذرات أو الجزيئات تشكل مواد كيميائية. تتميز كل مادة كيميائية فردية بمجموعة من الخصائص الفيزيائية الفردية ، مثل نقاط الغليان والانصهار ، والكثافة ، والتوصيل الكهربائي والحراري ، إلخ.

1. هيكل الذرة والنظام الدوري للعناصر

دي. مندليف.

معرفة وفهم انتظام ترتيب ملء النظام الدوري للعناصر D.I. يسمح لنا مندليف بفهم ما يلي:

1. الجوهر المادي للوجود في طبيعة بعض العناصر ،

2. طبيعة التكافؤ الكيميائي للعنصر ،

3. قدرة و "سهولة" عنصر لإعطاء أو استقبال الإلكترونات عند التفاعل مع عنصر آخر ،

4. طبيعة الروابط الكيميائية التي يمكن أن يشكلها عنصر معين عند التفاعل مع العناصر الأخرى ، التركيب المكاني للجزيئات البسيطة والمعقدة ، إلخ ، إلخ.

هيكل الذرة.

الذرة عبارة عن نظام دقيق معقد من الجسيمات الأولية المتحركة والمتفاعلة مع بعضها البعض.

في أواخر القرن التاسع عشر وأوائل القرن العشرين ، وجد أن الذرات تتكون من جسيمات أصغر: نيوترونات وبروتونات وإلكترونات ، والجسيمان الأخيران عبارة عن جسيمات مشحونة ، والبروتون يحمل شحنة موجبة ، والإلكترون سالب. نظرًا لأن ذرات العنصر في الحالة الأرضية محايدة كهربائيًا ، فهذا يعني أن عدد البروتونات في ذرة أي عنصر يساوي عدد الإلكترونات. يتم تحديد كتلة الذرات بمجموع كتل البروتونات والنيوترونات ، وعددها يساوي الفرق بين كتلة الذرات ورقمها التسلسلي في النظام الدوري لـ D.I. مندليف.

في عام 1926 ، اقترح شرودنجر وصف حركة الجسيمات الدقيقة في ذرة عنصر باستخدام معادلة الموجة التي اشتقها. عند حل معادلة موجة شرودنغر لذرة الهيدروجين ، تظهر ثلاثة أرقام كمية صحيحة: ن, ℓ و م ℓ ، والتي تميز حالة الإلكترون في الفضاء ثلاثي الأبعاد في المجال المركزي للنواة. عدد الكمية ن, ℓ و م ℓ تأخذ القيم الصحيحة. تحدد وظيفة الموجة بثلاثة أرقام كمومية ن, ℓ و م ℓ والتي تم الحصول عليها نتيجة لحل معادلة شرودنغر تسمى المدار. المدار هو منطقة من الفضاء يرجح أن يوجد فيها الإلكترون.ينتمي إلى ذرة عنصر كيميائي. وهكذا ، فإن حل معادلة شرودنغر لذرة الهيدروجين يؤدي إلى ظهور ثلاثة أرقام كمومية ، والمعنى المادي لها هو أنها تميز ثلاثة أنواع مختلفة من المدارات التي يمكن أن تمتلكها الذرة. دعنا نلقي نظرة فاحصة على كل رقم كمي.

عدد الكم الرئيسييمكن أن تأخذ n أي قيم صحيحة موجبة: n = 1،2،3،4،5،6،7 ... وهي تميز طاقة المستوى الإلكتروني وحجم "السحابة" الإلكترونية. من المميزات أن رقم العدد الكمي الرئيسي يتطابق مع رقم الفترة التي يوجد فيها العنصر المحدد.

عدد الكم السمتي أو المدارييمكن أن تأخذ ℓ قيمًا صحيحة من ℓ = 0 ... حتى n - 1 ويحدد لحظة حركة الإلكترون ، أي الشكل المداري. بالنسبة للقيم العددية المختلفة لـ ℓ ، يتم استخدام الترميز التالي: ℓ = 0 ، 1 ، 2 ، 3 ، ويشار إليها بالرموز س, ص, د, F، على التوالي ℓ = 0 و 1 و 2 و 3. في الجدول الدوري للعناصر لا توجد عناصر برقم دوران ℓ = 4.

عدد الكم المغناطيسيم ℓ يميز الترتيب المكاني لمدارات الإلكترون ، وبالتالي الخصائص الكهرومغناطيسية للإلكترون. يمكن أن تأخذ قيمًا من - ℓ ل + ℓ ، بما في ذلك الصفر.

يعتمد شكل أو بشكل أكثر دقة خصائص تناظر المدارات الذرية على الأرقام الكمومية ℓ و م ℓ . "السحابة الإلكترونية" المقابلة ل س- المدارات لها شكل كرة (في نفس الوقت ℓ = 0).

رسم بياني 1. 1s المداري

المدارات المحددة بأرقام الكم ℓ = 1 و m ℓ = -1 و 0 و +1 تسمى المدارات p. نظرًا لأن m ℓ في هذه الحالة لها ثلاث قيم مختلفة ، فإن الذرة لها ثلاثة مدارات p مكافئة بقوة (الرقم الكمي الرئيسي لها هو نفسه ويمكن أن يكون له القيمة n = 2،3،4،5،6 أو 7) . المدارات p لها تناظر محوري ولها شكل ثمانية ثلاثية الأبعاد ، موجهة على طول المحاور x و y و z في مجال خارجي (الشكل 1.2). ومن هنا أصل الرموز p x و p y و p z.

الصورة 2. p x و p y و p z -orbitals

بالإضافة إلى ذلك ، هناك مدارات ذرية و d- و f ، لأول ℓ = 2 و m ℓ = -2 ، -1 ، 0 ، +1 و +2 ، أي خمسة AO ، للثاني ℓ = 3 و m ℓ = -3 ، -2 ، -1 ، 0 ، +1 ، +2 و +3 ، أي 7 AO.

الكم الرابع م سيسمى عدد الكم المغزلي ، وقد تم تقديمه لشرح بعض التأثيرات الدقيقة في طيف ذرة الهيدروجين بواسطة Goudsmit و Uhlenbeck في عام 1925. اللف المغزلي للإلكترون هو الزخم الزاوي لجسيم أولي مشحون للإلكترون ، يكون اتجاهه مكمًا ، أي يقتصر بشكل صارم على زوايا معينة. يتم تحديد هذا الاتجاه من خلال قيمة عدد (أرقام) الكم المغناطيسية المغزلية ، والتي هي للإلكترون ½ لذلك ، للإلكترون ، وفقًا لقواعد التكميم م س = ± ½. في هذا الصدد ، إلى المجموعة المكونة من ثلاثة أرقام كمومية ، ينبغي للمرء أن يضيف الرقم الكمي م س . نؤكد مرة أخرى أن أربعة أرقام كمومية تحدد الترتيب الذي تم به بناء الجدول الدوري للعناصر لمندلييف وشرح سبب وجود عنصرين فقط في الفترة الأولى ، ثمانية في الثانية والثالثة ، و 18 في الرابعة ، وهكذا. ، من أجل شرح بنية الإلكترونات المتعددة للذرات ، الترتيب الذي تملأ به المستويات الإلكترونية مع زيادة الشحنة الموجبة للذرة ، لا يكفي أن يكون لديك فكرة عن الأرقام الكمومية الأربعة التي "تحكم" سلوك الإلكترونات عند ملء مدارات الإلكترون ، لكنك تحتاج إلى معرفة بعض القواعد الأكثر بساطة ، وهي: مبدأ باولي ، حكم جوند وقواعد كليشكوفسكي.

وفقًا لمبدأ باولي في نفس الحالة الكمومية ، التي تتميز بقيم معينة لأربعة أرقام كمومية ، لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترون واحد.هذا يعني أنه يمكن ، من حيث المبدأ ، وضع إلكترون واحد في أي مدار ذري. يمكن أن يكون إلكترونان في نفس المدار الذري فقط إذا كان لهما أرقام كمية دوران مختلفة.

عند ملء ثلاثة p-AOs و 5 d-AOs و 7 f-AOs بالإلكترونات ، يجب أن يسترشد المرء ليس فقط بمبدأ Pauli ولكن أيضًا بقاعدة Hund: يحدث ملء مدارات قشرة فرعية واحدة في الحالة الأرضية مع الإلكترونات التي لها نفس الدورات.

عند ملء الأجزاء الفرعية (ص, د, F) يجب أن تكون القيمة المطلقة لمجموع الدورات القصوى.

حكم كليشكوفسكي. وفقًا لقاعدة Klechkovsky ، عند الملءد و Fيجب احترام المدار بواسطة الإلكتروناتمبدأ الحد الأدنى من الطاقة. وفقًا لهذا المبدأ ، تملأ الإلكترونات في الحالة الأرضية المدارات بمستويات طاقة دنيا. يتم تحديد طاقة المستوى الفرعي من خلال مجموع الأرقام الكميةن + ℓ = E. .

أول قاعدة لكليشكوفسكي: أولا ملء تلك المستويات الفرعية التين + ℓ = E. الحد الأدنى.

قاعدة كليشكوفسكي الثانية: في حالة المساواةن + ℓ لعدة مستويات فرعية ، المستوى الفرعي الذين الحد الأدنى .

حاليًا ، هناك 109 عنصرًا معروفًا.

2. طاقة التأين وتقارب الإلكترون والسلبية الكهربية.

أهم خصائص التكوين الإلكتروني للذرة هي طاقة التأين (EI) أو إمكانات التأين (IP) وتقارب الذرة الإلكتروني (SE). طاقة التأين هي التغير في الطاقة في عملية فصل الإلكترون من ذرة حرة عند 0 K: A = + + ē . اعتماد طاقة التأين على العدد الذري Z للعنصر ، وحجم نصف القطر الذري له طابع دوري واضح.

تقارب الإلكترون (SE) هو التغير في الطاقة المصاحب لإضافة إلكترون إلى ذرة معزولة مع تكوين أيون سالب عند 0 K: A + ē = A - (الذرة والأيون في حالتهما الأرضية).في هذه الحالة ، يحتل الإلكترون أدنى مدار ذري حر (LUAO) إذا كان VZAO مشغولًا بإلكترونين. تعتمد SE بشدة على التكوين الإلكتروني المداري.

ترتبط التغييرات في EI و SE بالتغيرات في العديد من خصائص العناصر ومركباتها ، والتي تُستخدم للتنبؤ بهذه الخصائص من قيم EI و SE. الهالوجينات لها أعلى درجة تقارب مطلقة للإلكترون. في كل مجموعة من الجدول الدوري للعناصر ، تتناقص إمكانات التأين أو EI مع زيادة رقم العنصر ، والذي يرتبط بزيادة في نصف القطر الذري وزيادة عدد طبقات الإلكترون ، والذي يرتبط جيدًا بزيادة في الحد من قوة العنصر.

يعطي الجدول 1 من الجدول الدوري للعناصر قيم EI و SE في eV / atom. لاحظ أن قيم SE الدقيقة معروفة فقط لعدد قليل من الذرات ؛ تم تسطير قيمها في الجدول 1.

الجدول 1

طاقة التأين الأولى (EI) وتقارب الإلكترون (SE) والسلبية الكهربية χ) للذرات في الجدول الدوري.

0.747

2. 1 0

0, 3 7

1,2 2

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

0. 7 4

1. 89

-0.3

1 . 3 1

1 . 6 0

0. 6

1.63

0.7

2.07

3.61

2.3 6

- 0 .6

1.26 (ألفا)

-0.9

1 . 39

0. 18

1.2

0. 6

2.07

3.36

2.4 8

-0.6

1 . 56

0. 2

2.2

2.6 7

2, 2 1

اس

χ - باولينج الكهربية

ص- نصف القطر الذري ، (من "فصول المختبر والندوات في الكيمياء العامة وغير العضوية" ، NS Akhmetov ، M.K. Azizova ، L.I. Badygina)

الدرس مكرس لتشكيل الأفكار حول التركيب المعقد للذرة. يتم النظر في حالة الإلكترونات في الذرة ، ويتم تقديم مفاهيم "المدارات الذرية والسحابة الإلكترونية" ، وأشكال المدارات (s- ، p- ، d- المدارات). تعتبر أيضًا جوانب مثل الحد الأقصى لعدد الإلكترونات عند مستويات الطاقة والمستويات الفرعية ، وتوزيع الإلكترونات على مستويات الطاقة والمستويات الفرعية في ذرات عناصر الفترات الأربع الأولى ، وإلكترونات التكافؤ لعناصر s- و p- و d. تم إعطاء رسم تخطيطي لبنية الطبقات الإلكترونية للذرات (صيغة الرسم الإلكتروني).

الموضوع: هيكل الذرة. القانون الدوري D.I. مندليف

الدرس: تركيب الذرة

ترجمت من اليونانية كلمة " ذرة"تعني "غير قابل للتجزئة". ومع ذلك ، فقد تم اكتشاف الظواهر التي تدل على إمكانية تقسيمها. هذه هي انبعاث الأشعة السينية ، انبعاث أشعة الكاثود ، ظاهرة التأثير الكهروضوئي ، ظاهرة النشاط الإشعاعي. الإلكترونات والبروتونات والنيوترونات هي الجسيمات التي تتكون منها الذرة. انهم يسمى الجسيمات دون الذرية.

فاتورة غير مدفوعة. واحد

بالإضافة إلى البروتونات ، تحتوي نواة معظم الذرات النيوتروناتالتي لا تحمل أي تهمة. كما يتضح من الجدول. في الشكل 1 ، لا تختلف كتلة النيوترون عمليًا عن كتلة البروتون. تشكل البروتونات والنيوترونات نواة الذرة وتسمى النكليونات (نواة - نواة). تظهر رسومها وكتلها بوحدات الكتلة الذرية (amu) في الجدول 1. عند حساب كتلة الذرة ، يمكن إهمال كتلة الإلكترون.

كتلة ذرة ( العدد الكتلي)يساوي مجموع كتل البروتونات والنيوترونات التي تشكل النواة. يتم الإشارة إلى الرقم الكتلي بالحرف لكن. من اسم هذه الكمية ، يمكن ملاحظة أنها مرتبطة ارتباطًا وثيقًا بالكتلة الذرية للعنصر المقرب إلى عدد صحيح. أ = ع + ن

هنا أ- عدد كتلة الذرة (مجموع البروتونات والنيوترونات) ، ض- الشحنة النووية (عدد البروتونات في النواة) ، نهو عدد النيوترونات في النواة. وفقًا لعقيدة النظائر ، يمكن إعطاء مفهوم "العنصر الكيميائي" التعريف التالي:

عنصر كيميائي تسمى مجموعة من الذرات بنفس الشحنة النووية.

بعض العناصر موجودة كمتعددة النظائر. "النظائر" تعني "احتلال نفس المكان". تحتوي النظائر على نفس عدد البروتونات ، لكنها تختلف في الكتلة ، أي عدد النيوترونات في النواة (العدد N). نظرًا لأن النيوترونات لها تأثير ضئيل أو معدوم على الخصائص الكيميائية للعناصر ، فإن جميع نظائر العنصر نفسه لا يمكن تمييزها كيميائيًا.

تسمى النظائر أنواعًا من الذرات من نفس العنصر الكيميائي بنفس الشحنة النووية (أي بنفس عدد البروتونات) ، ولكن بعدد مختلف من النيوترونات في النواة.

تختلف النظائر عن بعضها البعض فقط في العدد الكتلي. يشار إلى هذا إما بخط مرتفع في الزاوية اليمنى أو في خط: 12 ج أو C-12 . إذا كان العنصر يحتوي على العديد من النظائر الطبيعية ، فعندئذٍ في الجدول الدوري D.I. يشير Mendeleev إلى متوسط كتلته الذرية ، مع مراعاة الانتشار. على سبيل المثال ، يحتوي الكلور على نظيرين طبيعيين 35 Cl و 37 Cl ، محتواهما 75٪ و 25٪ على التوالي. وبالتالي ، فإن الكتلة الذرية للكلور ستكون مساوية لـ:

لكنص(Cl)=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5

بالنسبة للذرات الثقيلة المركبة صناعيا ، يتم إعطاء قيمة واحدة للكتلة الذرية بين قوسين مربعين. هذه هي الكتلة الذرية لأكثر النظائر استقرارًا لهذا العنصر.

النماذج الأساسية لبنية الذرة

تاريخيا ، كان نموذج طومسون للذرة هو الأول في عام 1897.

أرز. 1. نموذج لبنية الذرة بواسطة J. Thomson

اقترح الفيزيائي الإنجليزي جيه جيه طومسون أن الذرات تتكون من كرة موجبة الشحنة تتخلل فيها الإلكترونات (الشكل 1). هذا النموذج يسمى مجازيًا "بودنغ البرقوق" ، كعكة مع الزبيب (حيث "الزبيب" الإلكترونات) ، أو "البطيخ" مع "البذور" - الإلكترونات. ومع ذلك ، تم التخلي عن هذا النموذج ، حيث تم الحصول على البيانات التجريبية التي تناقضه.

أرز. 2. نموذج لبنية الذرة بواسطة E.Rutherford

في عام 1910 ، أجرى الفيزيائي الإنجليزي إرنست رذرفورد ، مع طلابه جايجر ومارسدن ، تجربة أعطت نتائج مذهلة لا يمكن تفسيرها من وجهة نظر نموذج طومسون. أثبت إرنست رذرفورد من خلال التجربة أنه يوجد في مركز الذرة نواة موجبة الشحنة (الشكل 2) ، تدور حولها الإلكترونات ، مثل الكواكب حول الشمس. الذرة ككل محايدة كهربائيا ، والإلكترونات محتجزة في الذرة بسبب قوى الجذب الكهروستاتيكي (قوى كولوم). كان لهذا النموذج العديد من التناقضات ، والأهم من ذلك أنه لم يفسر سبب عدم سقوط الإلكترونات على النواة ، وكذلك إمكانية امتصاص وانبعاث الطاقة بواسطته.

اقترح الفيزيائي الدنماركي ن. بور في عام 1913 ، مع الأخذ بنموذج رذرفورد للذرة كأساس ، نموذجًا للذرة تدور فيه جسيمات الإلكترون حول النواة الذرية بنفس الطريقة التي تدور بها الكواكب حول الشمس.

أرز. 3. نموذج كوكبي من N. Bohr

اقترح بوهر أن الإلكترونات في الذرة لا يمكن أن توجد بثبات إلا في مدارات على مسافات محددة بدقة من النواة. هذه المدارات سماها ثابتة. لا يمكن أن يوجد الإلكترون خارج المدارات الثابتة. لماذا هذا ، بوهر لا يمكن أن يشرح في ذلك الوقت. لكنه أظهر أن مثل هذا النموذج (الشكل 3) يجعل من الممكن شرح العديد من الحقائق التجريبية.

تستخدم حاليا لوصف هيكل الذرة ميكانيكا الكم.هذا علم ، يتمثل جانبه الرئيسي في أن للإلكترون خصائص جسيم وموجة في نفس الوقت ، أي ازدواجية موجة-جسيم. وفقًا لميكانيكا الكم ، تسمى منطقة الفضاء التي يكون فيها احتمال العثور على الإلكترون أكبرالمداري. كلما كان الإلكترون بعيدًا عن النواة ، انخفضت طاقة تفاعله مع النواة. تتشكل الإلكترونات ذات الطاقات القريبة مستوى الطاقة. عدد مستويات الطاقةيساوي رقم الفترة، حيث يوجد هذا العنصر في الجدول D.I. مندليف. هناك أشكال مختلفة من المدارات الذرية. (الشكل 4). المدار d و f-orbital لهما شكل أكثر تعقيدًا.

أرز. 4. أشكال المدارات الذرية

يوجد عدد من الإلكترونات في غلاف الإلكترون لأي ذرة تمامًا مثل عدد البروتونات في نواتها ، وبالتالي فإن الذرة ككل محايدة كهربائيًا. يتم ترتيب الإلكترونات في الذرة بحيث تكون طاقتها ضئيلة. كلما كان الإلكترون بعيدًا عن النواة ، زادت المدارات وشكلها أكثر تعقيدًا. يمكن لكل مستوى ومستوى فرعي الاحتفاظ بعدد معين فقط من الإلكترونات. المستويات الفرعية ، بدورها ، تتكون من المدارات.

عند مستوى الطاقة الأول ، الأقرب إلى النواة ، يمكن أن يكون هناك مدار كروي واحد ( 1 س). على مستوى الطاقة الثاني - مدار كروي ، كبير الحجم وثلاثة مدارات p: 2 س2 PPP. على المستوى الثالث: 3 س3 PPP3 dddd.

بالإضافة إلى الحركة حول النواة ، تمتلك الإلكترونات أيضًا حركة ، والتي يمكن تمثيلها كحركتها حول محورها. هذا التناوب يسمى غزل (في الممر من الانجليزية. "مغزل"). يمكن أن يكون هناك إلكترونان فقط مع دوران معاكس (مضاد للتوازي) في مدار واحد.

أقصىعدد الإلكترونات لكل مستوى الطاقةيتم تحديده من خلال الصيغة ن=2 ن 2.

حيث n هو رقم الكم الرئيسي (رقم مستوى الطاقة). انظر الجدول. 2

فاتورة غير مدفوعة. 2

اعتمادًا على المدار الذي يوجد فيه آخر إلكترون ، فإنهم يميزون س-, ص-, د-عناصر.تنتمي عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية إلى س-, ص-عناصر.في المجموعات الفرعية الجانبية هي د-عناصر

رسم تخطيطي لبنية الطبقات الإلكترونية للذرات (صيغة الرسوم الإلكترونية).

لوصف ترتيب الإلكترونات في المدارات الذرية ، يتم استخدام التكوين الإلكتروني. لكتابتها في سطر ، تتم كتابة المدارات في وسيلة الإيضاح ( س--, ص-, د-،F-orbitals) ، وأمامهم أرقام تشير إلى رقم مستوى الطاقة. كلما زاد العدد ، زاد ابتعاد الإلكترون عن النواة. في الحالة الكبيرة ، فوق تعيين المدار ، يتم كتابة عدد الإلكترونات في هذا المدار (الشكل 5).

أرز. 5

بيانياً ، يمكن تمثيل توزيع الإلكترونات في المدارات الذرية كخلايا. كل خلية تتوافق مع مدار واحد. سيكون هناك ثلاث خلايا من هذا القبيل للمدار p ، وخمسة للمدار d ، وسبعة للمدار f. يمكن أن تحتوي خلية واحدة على 1 أو 2 إلكترون. وفق حكم جوند، يتم توزيع الإلكترونات في مدارات لها نفس الطاقة (على سبيل المثال ، في ثلاثة مدارات p) ، أولًا واحدًا في كل مرة ، وفقط عندما يكون هناك بالفعل إلكترون واحد في كل مدار من هذا القبيل ، يبدأ ملء هذه المدارات بالإلكترونات الثانية. تسمى هذه الإلكترونات يقترن.يفسر ذلك حقيقة أنه في الخلايا المجاورة ، تتنافر الإلكترونات مع بعضها البعض بشكل أقل ، مثل الجسيمات المشحونة بالمثل.

انظر الشكل. 6 للذرة 7 ن.

أرز. 6

التكوين الإلكتروني لذرة سكانديوم

21 الشوري: 1 س 2 2 س 2 2 ص 6 3 س 2 3 ص 6 4 س 2 3 د 1

تسمى الإلكترونات الموجودة في مستوى الطاقة الخارجية إلكترونات التكافؤ. 21 الشورييعود الى د-عناصر.

تلخيص الدرس

في الدرس ، تم النظر في بنية الذرة ، وحالة الإلكترونات في الذرة ، وتم تقديم مفهوم "السحابة المدارية الذرية والإلكترونية". تعلم الطلاب ما هو شكل المدارات ( س-, ص-, د-orbitals) ، ما هو الحد الأقصى لعدد الإلكترونات عند مستويات الطاقة والمستويات الفرعية ، وتوزيع الإلكترونات على مستويات الطاقة ، وما هو س-, ص- و د-عناصر. تم إعطاء رسم تخطيطي لبنية الطبقات الإلكترونية للذرات (صيغة الرسم الإلكتروني).

فهرس

1. Rudzitis G.E. كيمياء. أساسيات الكيمياء العامة. الصف الحادي عشر: كتاب مدرسي للمؤسسات التعليمية: المستوى الأساسي / G.E. رودزيتيس ، إف جي. فيلدمان. - الطبعة 14. - م: التعليم ، 2012.

2. Popel P.P. كيمياء: الصف الثامن: كتاب مدرسي لمؤسسات التعليم العام / ص. بوبل ، إل إس كريفليا. - ك: مركز المعلومات "الاكاديمية" 2008. - 240 ص: م.

3. A.V. مانويلوف ، ف. روديونوف. اساسيات الكيمياء. برنامج تعليمي على الإنترنت.

الواجب المنزلي

1. رقم 5-7 (ص 22) Rudzitis G.E. كيمياء. أساسيات الكيمياء العامة. الصف الحادي عشر: كتاب مدرسي للمؤسسات التعليمية: المستوى الأساسي / G.E. رودزيتيس ، إف جي. فيلدمان. - الطبعة 14. - م: التعليم ، 2012.

2. اكتب الصيغ الإلكترونية للعناصر التالية: 6 C ، 12 Mg ، 16 S ، 21 Sc.

3. تحتوي العناصر على الصيغ الإلكترونية التالية: أ) 1s 2 2s 2 2p 4 .b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. ج) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2. ما هي هذه العناصر؟

الذرة هي أصغر جسيم في المادة. بدأت دراستها في اليونان القديمة ، عندما انصب اهتمام العلماء والفلاسفة أيضًا على بنية الذرة. ما هو التركيب الإلكتروني للذرة ، وما هي المعلومات الأساسية المعروفة عن هذا الجسيم؟

هيكل الذرة

لقد خمّن العلماء اليونانيون القدماء بالفعل وجود أصغر الجزيئات الكيميائية التي تشكل أي جسم وكائن. وإذا كان في القرنين السابع عشر والثامن عشر. كان الكيميائيون على يقين من أن الذرة عبارة عن جسيم أولي غير قابل للتجزئة ، ثم في مطلع القرنين التاسع عشر والعشرين ، تمكنوا من إثبات تجريبياً أن الذرة ليست غير قابلة للتجزئة.

تتكون الذرة ، باعتبارها جسيمًا مجهريًا للمادة ، من نواة وإلكترونات. النواة أصغر بـ 10000 مرة من الذرة ، لكن كل كتلتها تقريبًا تتركز في النواة. السمة الرئيسية للنواة الذرية هي أن لها شحنة موجبة وتتكون من البروتونات والنيوترونات. البروتونات مشحونة إيجابيا ، بينما النيوترونات ليس لها شحنة (فهي محايدة).

إنهم مرتبطون ببعضهم البعض بواسطة القوة النووية القوية. كتلة البروتون تساوي تقريبًا كتلة النيوترون ، لكنها في نفس الوقت أكبر بمقدار 1840 مرة من كتلة الإلكترون. البروتونات والنيوترونات لها اسم شائع في الكيمياء - النيوكليونات. الذرة نفسها محايدة كهربائيا.

يمكن الإشارة إلى ذرة أي عنصر بصيغة إلكترونية وصيغة رسوم إلكترونية:

أرز. 1. الصيغة الإلكترونية للذرة.

العنصر الوحيد في الجدول الدوري الذي لا يحتوي على نيوترونات هو الهيدروجين الخفيف (البروتيوم).

الإلكترون هو جسيم سالب الشحنة. تتكون غلاف الإلكترون من إلكترونات تتحرك حول النواة. تتمتع الإلكترونات بخصائص تنجذب إلى النواة ، وتتأثر فيما بينها بتفاعل كولوم. للتغلب على جاذبية النواة ، يجب أن تتلقى الإلكترونات الطاقة من مصدر خارجي. كلما كان الإلكترون بعيدًا عن النواة ، كلما قلت الطاقة اللازمة لذلك.

نماذج أتوم

لفترة طويلة ، سعى العلماء لفهم طبيعة الذرة. في مرحلة مبكرة ، قدم الفيلسوف اليوناني القديم ديموقريطس مساهمة عظيمة. على الرغم من أن نظريته تبدو الآن مبتذلة وبسيطة للغاية بالنسبة لنا ، في وقت كانت فيه الأفكار حول الجسيمات الأولية قد بدأت للتو في الظهور ، إلا أن نظريته حول أجزاء من المادة أخذت على محمل الجد. يعتقد ديموقريطوس أن خصائص أي مادة تعتمد على الشكل والكتلة والخصائص الأخرى للذرات. لذلك ، على سبيل المثال ، بالقرب من النار ، كما يعتقد ، هناك ذرات حادة - لذلك تحترق النار ؛ الماء له ذرات ناعمة ، لذلك يمكن أن يتدفق ؛ في الأجسام الصلبة ، في رأيه ، كانت الذرات خشنة.

اعتقد ديموقريطوس أن كل شيء يتكون من ذرات ، حتى الروح البشرية.

في عام 1904 ، اقترح جيه جيه طومسون نموذجه للذرة. تتلخص الأحكام الرئيسية للنظرية في حقيقة أن الذرة تم تمثيلها كجسم موجب الشحنة ، يوجد بداخله إلكترونات ذات شحنة سالبة. في وقت لاحق تم دحض هذه النظرية من قبل E.Rutherford.

أرز. 2. نموذج طومسون للذرة.

في عام 1904 أيضًا ، اقترح الفيزيائي الياباني H. Nagaoka نموذجًا كوكبيًا مبكرًا للذرة عن طريق القياس مع كوكب زحل. وفقًا لهذه النظرية ، تتحد الإلكترونات في حلقات وتدور حول نواة موجبة الشحنة. تبين أن هذه النظرية خاطئة.

في عام 1911 ، بعد أن أجرى إي رذرفورد سلسلة من التجارب ، خلص إلى أن الذرة في هيكلها تشبه نظام الكواكب. بعد كل شيء ، تتحرك الإلكترونات ، مثل الكواكب ، في مدارات حول نواة ثقيلة موجبة الشحنة. ومع ذلك ، فإن هذا الوصف يتناقض مع الديناميكا الكهربائية الكلاسيكية. ثم قدم الفيزيائي الدنماركي نيلز بور في عام 1913 الافتراضات ، التي كان جوهرها أن الإلكترون ، في بعض الحالات الخاصة ، لا يشع طاقة. وهكذا ، أظهرت افتراضات بوهر أن الميكانيكا الكلاسيكية لا تنطبق على الذرات. أطلق على نموذج الكواكب الذي وصفه رذرفورد واستكمله بور اسم نموذج بوهر رذرفورد الكوكبي.

أرز. 3. نموذج الكواكب بور رذرفورد.

أدت الدراسة الإضافية للذرة إلى إنشاء قسم مثل ميكانيكا الكم ، والذي تم بمساعدته شرح العديد من الحقائق العلمية. تطورت الأفكار الحديثة حول الذرة من نموذج الكواكب Bohr-Rutherford تقييم التقرير

متوسط تقييم: 4.4 مجموع التصنيفات المستلمة: 469.