صيغة بنية الذرة. هيكل قذائف الذرات الإلكترونية

ذرة- أصغر جزء من مادة غير قابل للتجزئة كيميائيًا. في القرن العشرين ، تم توضيح التركيب المعقد للذرة. تتكون الذرات من موجبة الشحنة نوىوقذيفة مكونة من إلكترونات سالبة الشحنة. إجمالي شحنة الذرة الحرة هو صفر ، لأن شحنات النواة و قذيفة الإلكترونتوازن بعضها البعض. في هذه الحالة ، تكون شحنة النواة مساوية لعدد العنصر في الجدول الدوري ( العدد الذري) ويساوي العدد الإجمالي للإلكترونات (شحنة الإلكترون −1).

تتكون النواة الذرية من موجبة الشحنة البروتوناتوالجسيمات المحايدة - النيوتروناتالتي ليس لها تهمة. يمكن تقديم الخصائص المعممة للجسيمات الأولية في تكوين الذرة في شكل جدول:

عدد البروتونات يساوي شحنة النواة ، وبالتالي يساوي العدد الذري. لإيجاد عدد النيوترونات في الذرة ، من الضروري طرح الشحنة النووية (عدد البروتونات) من الكتلة الذرية (مجموع كتل البروتونات والنيوترونات).

على سبيل المثال ، في ذرة الصوديوم 23 Na ، عدد البروتونات هو p = 11 ، وعدد النيوترونات هو n = 23-11 = 12

يمكن أن يختلف عدد النيوترونات في ذرات نفس العنصر. تسمى هذه الذرات النظائر .

يحتوي غلاف الإلكترون للذرة أيضًا على بنية معقدة. توجد الإلكترونات على مستويات الطاقة (الطبقات الإلكترونية).

يميز رقم المستوى طاقة الإلكترون. هذا يرجع إلى حقيقة أن الجسيمات الأولية يمكنها نقل واستقبال الطاقة ليس بكميات صغيرة عشوائية ، ولكن في أجزاء معينة - الكميات. كلما ارتفع المستوى ، زادت طاقة الإلكترون. نظرًا لانخفاض طاقة النظام ، كان أكثر استقرارًا (قارن بين الثبات المنخفض للحجر على قمة جبل مع طاقة كامنة عالية ، والموضع المستقر لنفس الحجر على السهل أدناه ، عندما تكون طاقته كبيرة أقل) ، يتم ملء المستويات ذات طاقة الإلكترون المنخفضة أولاً وبعد ذلك فقط - عالية.

يمكن حساب الحد الأقصى لعدد الإلكترونات التي يمكن أن يحملها المستوى باستخدام الصيغة:
N \ u003d 2n 2 ، حيث N هو الحد الأقصى لعدد الإلكترونات في المستوى ،
ن - رقم المستوى.

ثم بالنسبة للمستوى الأول N = 2 1 2 = 2 ،

للثاني N = 2 2 2 = 8 ، إلخ.

عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية (أ) يساوي رقم المجموعة.

في معظم الجداول الدورية الحديثة ، يُشار إلى ترتيب الإلكترونات حسب المستويات في الخلية التي تحتوي على العنصر. مهم جدانفهم أن المستويات تمت قراءتها صعودا، والتي تتوافق مع طاقتهم. لذلك ، عمود من الأرقام في خلية بها صوديوم:
1
8
2

في المستوى الأول - 2 إلكترون ،

في المستوى الثاني - 8 إلكترونات ،

في المستوى الثالث - 1 إلكترون
كن حذرا ، خطأ شائع جدا!

يمكن تمثيل توزيع الإلكترونات على المستويات كرسم تخطيطي:
11 نا)))
2 8 1

إذا كان الجدول الدوري لا يشير إلى توزيع الإلكترونات حسب المستويات ، فيمكنك الاسترشاد بما يلي:

• الحد الأقصى لعدد الإلكترونات: في المستوى الأول ، لا يزيد عن 2 هـ - ،
  في الثاني - 8 هـ - ،
  على المستوى الخارجي - 8 هـ - ؛
• عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي (بالنسبة للعناصر العشرين الأولى ، يكون هو نفسه رقم المجموعة)

ثم بالنسبة للصوديوم ، سيكون مسار التفكير كما يلي:

1. العدد الإجمالي للإلكترونات هو 11 ، لذلك ، المستوى الأول مملوء ويحتوي على 2 e - ؛
2. المستوى الثالث الخارجي يحتوي على 1 هـ - (المجموعة الأولى)
3. المستوى الثاني يحتوي على الإلكترونات المتبقية: 11 - (2 + 1) = 8 (ممتلئة بالكامل)

* للحصول على تمييز أوضح بين ذرة حرة وذرة في مركب ، اقترح عدد من المؤلفين استخدام مصطلح "ذرة" فقط للإشارة إلى ذرة حرة (محايدة) ، والإشارة إلى جميع الذرات ، بما في ذلك تلك الموجودة في المركبات ، يقترحون مصطلح "الجسيمات الذرية". سيحدد الوقت كيف سينتهي مصير هذه الشروط. من وجهة نظرنا ، الذرة ، بحكم التعريف ، هي جسيم ، لذلك يمكن اعتبار تعبير "الجسيمات الذرية" بمثابة حشو ("زيت الزبدة").

2. المهمة. حساب كمية مادة أحد نواتج التفاعل ، إذا كانت كتلة المادة الأولية معروفة.
مثال:

ما هي كمية مادة الهيدروجين التي سيتم إطلاقها أثناء تفاعل الزنك مع حمض الهيدروكلوريك بوزن 146 جم؟

المحلول:

1. نكتب معادلة التفاعل: Zn + 2HCl \ u003d ZnCl 2 + H 2
2. أوجد الكتلة المولية لحمض الهيدروكلوريك: M (HCl) \ u003d 1 + 35.5 \ u003d 36.5 (جم / مول)
   (ننظر إلى الكتلة المولية لكل عنصر ، مساوية عدديًا للكتلة الذرية النسبية ، في الجدول الدوري تحت علامة العنصر ونقربها إلى الأعداد الصحيحة ، باستثناء الكلور ، والتي تؤخذ على أنها 35.5)
3. أوجد كمية مادة حمض الهيدروكلوريك: n (HCl) \ u003d m / M \ u003d 146 جم / 36.5 جم / مول \ u003d 4 مول
4. نكتب البيانات المتاحة أعلى معادلة التفاعل ، وتحت المعادلة - عدد المولات وفقًا للمعادلة (يساوي المعامل أمام المادة):
   4 مول x مول
   Zn + 2HCl \ u003d ZnCl 2 + H 2
   2 مول 1 مول
5. نصنع نسبة:
   4 مول - xخلد
   2 مول - 1 مول
   (أو بشرح:
   من 4 مولات من حمض الهيدروكلوريك تحصل عليها xمول من الهيدروجين
   ومن 2 مول - 1 مول)
6. نجد س:
   x= 4 مول 1 مول / 2 مول = 2 مول

إجابه: 2 مول.

تعريف

ذرةهي أصغر جسيم كيميائي.

تنوع المركبات الكيميائية يرجع إلى مزيج مختلف من ذرات العناصر الكيميائية في الجزيئات والمواد غير الجزيئية. قدرة الذرة على الدخول في مركبات كيميائية ، يتم تحديد خصائصها الكيميائية والفيزيائية من خلال بنية الذرة. في هذا الصدد ، بالنسبة للكيمياء ، فإن التركيب الداخلي للذرة ، وقبل كل شيء ، بنية غلافها الإلكتروني لهما أهمية قصوى.

نماذج لبنية الذرة

في بداية القرن التاسع عشر ، أعاد دالتون إحياء النظرية الذرية ، معتمداً على القوانين الأساسية للكيمياء المعروفة في ذلك الوقت (ثبات التركيب ، والنسب المتعددة والمكافئات). أجريت التجارب الأولى لدراسة بنية المادة. ومع ذلك ، على الرغم من الاكتشافات التي تم إجراؤها (ذرات نفس العنصر لها نفس الخصائص ، وذرات العناصر الأخرى لها خصائص مختلفة ، تم تقديم مفهوم الكتلة الذرية) ، تم اعتبار الذرة غير قابلة للتجزئة.

بعد تلقي الدليل التجريبي (أواخر القرن التاسع عشر - أوائل القرن العشرين) على تعقيد بنية الذرة (التأثير الكهروضوئي ، والكاثود والأشعة السينية ، والنشاط الإشعاعي) ، وجد أن الذرة تتكون من جسيمات سالبة وإيجابية مشحونة تتفاعل مع بعضهم البعض.

أعطت هذه الاكتشافات قوة دافعة لإنشاء النماذج الأولى لبنية الذرة. تم اقتراح أحد النماذج الأولى جيه طومسون(1904) (الشكل 1): قُدِّمت الذرة على أنها "بحر من الكهرباء الموجبة" تتأرجح فيه الإلكترونات.

بعد التجارب على جسيمات الفا عام 1911. اقترح رذرفورد ما يسمى ب نموذج كوكبيبنية الذرة (الشكل 1) ، على غرار بنية النظام الشمسي. وفقًا للنموذج الكوكبي ، يوجد في وسط الذرة نواة صغيرة جدًا بشحنة Z e ، حجمها أصغر بنحو 1،000،000 مرة من حجم الذرة نفسها. تحتوي النواة على كتلة الذرة بالكامل تقريبًا ولها شحنة موجبة. تتحرك الإلكترونات في مدارات حول النواة ، يتم تحديد عددها بواسطة شحنة النواة. يحدد المسار الخارجي للإلكترونات الأبعاد الخارجية للذرة. قطر الذرة 10-8 سم ، بينما قطر النواة أصغر بكثير -10-12 سم.

أرز. 1 نماذج لبنية الذرة حسب طومسون وراذرفورد

أظهرت التجارب على دراسة الأطياف الذرية خلل في النموذج الكوكبي لبنية الذرة ، حيث يتعارض هذا النموذج مع التركيب الخطي للأطياف الذرية. استنادًا إلى نموذج رذرفورد ونظرية أينشتاين للكميات الضوئية ونظرية الكم للإشعاع ، بلانك نيلز بور (1913)تمت صياغته المسلماتالذي يحتوي على النظرية الذرية(الشكل 2): يمكن للإلكترون أن يدور حول النواة ليس في أي منها ، ولكن فقط في بعض المدارات المحددة (ثابتة) ، يتحرك على طول مثل هذا المدار ، ولا ينبعث منه طاقة كهرومغناطيسية أو إشعاع (امتصاص أو انبعاث كمية من الكهرومغناطيسية الطاقة) يحدث أثناء انتقال الإلكترون (يشبه القفزة) من مدار إلى آخر.

أرز. 2. نموذج لبنية الذرة حسب ن. بوهر

أظهرت المادة التجريبية المتراكمة التي تميز بنية الذرة أنه لا يمكن وصف خصائص الإلكترونات ، وكذلك الكائنات الدقيقة الأخرى ، على أساس مفاهيم الميكانيكا الكلاسيكية. تخضع الجسيمات الدقيقة لقوانين ميكانيكا الكم ، والتي أصبحت أساسًا للخلق النموذج الحديث لبنية الذرة.

الأطروحات الرئيسية لميكانيكا الكم:

- تنبعث الطاقة وتمتصها الأجسام في أجزاء منفصلة - الكميات ، وبالتالي تتغير طاقة الجسيمات بشكل مفاجئ ؛

- للإلكترونات والجسيمات الدقيقة الأخرى طبيعة مزدوجة - فهي تعرض خصائص كل من الجسيمات والموجات (ثنائية موجة الجسيمات) ؛

- تنكر ميكانيكا الكم وجود مدارات معينة للجسيمات الدقيقة (من المستحيل تحديد الموقع الدقيق للإلكترونات المتحركة ، لأنها تتحرك في الفضاء بالقرب من النواة ، لا يمكن للمرء إلا تحديد احتمال العثور على إلكترون في أجزاء مختلفة من الفضاء).

يُطلق على المساحة القريبة من النواة ، والتي يكون فيها احتمال العثور على إلكترون مرتفعًا بدرجة كافية (90٪) المداري.

عدد الكمية. مبدأ باولي. قواعد كليشكوفسكي

يمكن وصف حالة الإلكترون في الذرة باستخدام أربعة عدد الكمية.

نهو رقم الكم الرئيسي. يميز الطاقة الكلية للإلكترون في الذرة وعدد مستوى الطاقة. تأخذ n القيم الصحيحة من 1 إلى ∞. يحتوي الإلكترون على أقل طاقة عند n = 1 ؛ مع زيادة n - الطاقة. تسمى حالة الذرة ، عندما تكون إلكتروناتها عند مستويات طاقتها بحيث تكون طاقتها الكلية في حدها الأدنى ، الحالة الأرضية. الدول ذات القيم الأعلى تسمى متحمس. يشار إلى مستويات الطاقة بالأرقام العربية وفقًا لقيمة n. يمكن ترتيب الإلكترونات في سبعة مستويات ، وبالتالي ، في الواقع ، يوجد n من 1 إلى 7. يحدد الرقم الكمي الرئيسي حجم سحابة الإلكترون ويحدد متوسط ​​نصف قطر الإلكترون في الذرة.

لهو رقم الكم المداري. يميز احتياطي الطاقة للإلكترونات في المستوى الفرعي وشكل المدار (الجدول 1). يقبل القيم الصحيحة من 0 إلى n-1. ل يعتمد على ن. إذا كانت n = 1 ، فإن l = 0 ، مما يعني أنه في المستوى الأول يوجد مستوى فرعي أول.

أناهو رقم الكم المغناطيسي. يميز اتجاه المدار في الفضاء. يقبل القيم الصحيحة من –l إلى 0 إلى + l. وهكذا ، عندما l = 1 (p-orbital) ، m e تأخذ القيم -1 ، 0 ، 1 ، ويمكن أن يكون اتجاه المدار مختلفًا (الشكل 3).

أرز. 3. أحد الاتجاهات الممكنة في الفضاء المداري p

سهو رقم كم الدوران. يميز دوران الإلكترون حول المحور. يأخذ القيم -1/2 (↓) و +1/2 (). إلكترونان في نفس المدار لهما دوران مضاد.

يتم تحديد حالة الإلكترونات في الذرات مبدأ باولي: لا يمكن أن تحتوي الذرة على إلكترونين لهما نفس المجموعة من جميع الأرقام الكمية. يتم تحديد تسلسل ملء المدارات بالإلكترونات بواسطة قواعد كليشكوفسكي: المدارات مملوءة بالإلكترونات بترتيب تصاعدي للمجموع (n + l) لهذه المدارات ، إذا كان المجموع (n + l) هو نفسه ، فإن المدار ذو القيمة الأقل من n يُملأ أولاً.

ومع ذلك ، لا تحتوي الذرة عادةً على إلكترونات واحدة ، بل تحتوي على عدة إلكترونات ، ومن أجل مراعاة تفاعلها مع بعضها البعض ، يتم استخدام مفهوم الشحنة الفعالة للنواة - يتأثر إلكترون المستوى الخارجي بشحنة أقل من شحنة النواة ، ونتيجة لذلك تحمي الإلكترونات الداخلية الإلكترونات الخارجية.

الخصائص الرئيسية للذرة: نصف القطر الذري (التساهمي ، المعدني ، فان دير فال ، الأيوني) ، تقارب الإلكترون ، جهد التأين ، العزم المغناطيسي.

الصيغ الإلكترونية للذرات

تشكل جميع إلكترونات الذرة غلافها الإلكتروني. تم تصوير هيكل غلاف الإلكترون صيغة إلكترونية، والذي يوضح توزيع الإلكترونات على مستويات الطاقة والمستويات الفرعية. يُشار إلى عدد الإلكترونات في المستوى الفرعي برقم مكتوب في أعلى يمين الحرف الذي يشير إلى المستوى الفرعي. على سبيل المثال ، تحتوي ذرة الهيدروجين على إلكترون واحد ، والذي يقع على المستوى الفرعي s لمستوى الطاقة الأول: 1s 1. تتم كتابة الصيغة الإلكترونية للهيليوم التي تحتوي على إلكترونين على النحو التالي: 1s 2.

بالنسبة لعناصر الفترة الثانية ، تملأ الإلكترونات مستوى الطاقة الثاني ، والذي لا يمكن أن يحتوي على أكثر من 8 إلكترونات. أولاً ، تملأ الإلكترونات المستوى الفرعي s ، ثم المستوى الفرعي p. فمثلا:

5 ب 1s 2 2s 2 2p 1

علاقة التركيب الإلكتروني للذرة بموضع العنصر في النظام الدوري

يتم تحديد الصيغة الإلكترونية للعنصر من خلال موقعه في النظام الدوري لـ D.I. مندليف. لذا ، فإن عدد الفترة يتوافق مع عناصر الفترة الثانية ، وتملأ الإلكترونات مستوى الطاقة الثاني ، والذي لا يمكن أن يحتوي على أكثر من 8 إلكترونات. أولاً ، تملأ الإلكترونات عناصر الفترة الثانية ، تملأ الإلكترونات مستوى الطاقة الثاني ، والذي لا يمكن أن يحتوي على أكثر من 8 إلكترونات. أولاً ، تملأ الإلكترونات المستوى الفرعي s ، ثم المستوى الفرعي p. فمثلا:

5 ب 1s 2 2s 2 2p 1

بالنسبة لذرات بعض العناصر ، يتم ملاحظة ظاهرة "تسرب" الإلكترون من مستوى طاقة خارجي إلى المستوى قبل الأخير. يحدث انزلاق الإلكترون في ذرات النحاس والكروم والبلاديوم وبعض العناصر الأخرى. فمثلا:

24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

مستوى الطاقة لا يمكن أن يحتوي على أكثر من 8 إلكترونات. أولاً ، تملأ الإلكترونات المستوى الفرعي s ، ثم المستوى الفرعي p. فمثلا:

5 ب 1s 2 2s 2 2p 1

رقم المجموعة لعناصر المجموعات الفرعية الرئيسية يساوي عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية ، وتسمى هذه الإلكترونات إلكترونات التكافؤ (تشارك في تكوين رابطة كيميائية). يمكن أن تكون إلكترونات التكافؤ لعناصر المجموعات الفرعية الجانبية إلكترونات بمستوى الطاقة الخارجي والمستوى الفرعي d للمستوى قبل الأخير. يتوافق عدد مجموعة عناصر المجموعات الفرعية الجانبية للمجموعات III-VII ، بالإضافة إلى Fe ، Ru ، Os ، مع العدد الإجمالي للإلكترونات في المستوى الفرعي s لمستوى الطاقة الخارجية والمستوى الفرعي d لـ المستوى قبل الأخير

مهام:

ارسم الصيغ الإلكترونية لذرات الفوسفور والروبيديوم والزركونيوم. قائمة إلكترونات التكافؤ.

إجابه:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 إلكترونات التكافؤ 3s 2 3p 3

37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 إلكترونات التكافؤ 5s 1

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 إلكترونات التكافؤ 4d 2 5s 2

الإلكترونات

نشأ مفهوم الذرة في العالم القديم للإشارة إلى 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 تسمية الإلكترون باسمه ، أثبت الفيزيائي الإنجليزي 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. سيؤدي تراكب عدد لا يحصى من هذه الصور إلى صورة لسحابة إلكترونية بأعلى 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. يظهر تمثيل رسومي لبعض أشكال المدارات الإلكترونية 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.

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

البروتونات والنيوترونات

ذرة أي عنصر كيميائي يمكن مقارنتها بنظام شمسي صغير. 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) ، وكتلة تساوي كتلة ذرة الهيدروجين (وهي 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. على سبيل المثال ، العدد الكتلي لذرة 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. بمعرفة الرقم التسلسلي للعنصر (Z) ، أي عدد البروتونات ، ورقم الكتلة (A) ، مساوٍ لمجموع أعداد البروتونات والنيوترونات ، يمكنك إيجاد عدد النيوترونات (N) باستخدام معادلة:

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. الكتلة الذرية النسبية لعنصر كيميائي يُعطى عادةً في النظام الدوري هي متوسط ​​قيمة الكتل الذرية لمزيج طبيعي من نظائر عنصر معين ، مع الأخذ في الاعتبار في الاعتبار محتواها النسبي في الطبيعة. الخصائص الكيميائية لنظائر 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.

اكتملت الطبقة الخارجية (الرابعة) من ذرة الكريبتون وتحتوي على 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: يجب أن تكون القيمة الإجمالية لعدد الكم المغزلي للإلكترونات في هذه الطبقة الفرعية بحد أقصى. 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 دوران نصف صحيح للإشارة المعاكسة في مدار واحد ، وهما زوجان (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. عندما تتزامن التعددات ، يكون الزخم المداري الكلي L هو الحد الأقصى.

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

المواد الكيميائية هي الأشياء التي يتكون منها العالم من حولنا.

تنقسم خواص كل مادة كيميائية إلى نوعين: خواص كيميائية تميز قدرتها على تكوين مواد أخرى ، وخواص فيزيائية يتم ملاحظتها بشكل موضوعي ويمكن اعتبارها بمعزل عن التحولات الكيميائية. لذلك ، على سبيل المثال ، الخصائص الفيزيائية للمادة هي حالة تجمعها (صلبة ، سائلة أو غازية) ، الموصلية الحرارية ، السعة الحرارية ، الذوبان في الوسائط المختلفة (الماء ، الكحول ، إلخ) ، الكثافة ، اللون ، الذوق ، إلخ. .

يسمى تحول بعض المواد الكيميائية إلى مواد أخرى بالظواهر الكيميائية أو التفاعلات الكيميائية. وتجدر الإشارة إلى أن هناك أيضًا ظواهر فيزيائية ، والتي من الواضح أنها مصحوبة بتغيير في أي خصائص فيزيائية لمادة ما دون تحولها إلى مواد أخرى. تشمل الظواهر الفيزيائية ، على سبيل المثال ، ذوبان الجليد ، وتجميد الماء أو تبخره ، وما إلى ذلك.

يمكن استنتاج حقيقة حدوث ظاهرة كيميائية خلال أي عملية من خلال ملاحظة العلامات المميزة للتفاعلات الكيميائية ، مثل تغير اللون ، والتساقط ، وتطور الغاز ، والحرارة و / أو تطور الضوء.

لذلك ، على سبيل المثال ، يمكن التوصل إلى استنتاج حول مسار التفاعلات الكيميائية من خلال ملاحظة:

تكوين الرواسب عند غليان الماء ، يسمى المقياس في الحياة اليومية ؛

إطلاق الحرارة والضوء أثناء احتراق النار ؛

تغيير لون شريحة تفاحة طازجة في الهواء ؛

تكوين فقاعات غازية أثناء تخمير العجين ، إلخ.

تسمى أصغر جسيمات المادة ، والتي لا تخضع عمليًا للتغييرات في عملية التفاعلات الكيميائية ، ولكن بطريقة جديدة فقط ترتبط ببعضها البعض ، بالذرات.

نشأت فكرة وجود مثل هذه الوحدات من المادة في اليونان القديمة في أذهان الفلاسفة القدماء ، وهو ما يفسر في الواقع أصل مصطلح "الذرة" ، لأن كلمة "atomos" تُرجمت حرفياً من اليونانية تعني "غير قابل للتجزئة".

ومع ذلك ، على عكس فكرة الفلاسفة اليونانيين القدماء ، فإن الذرات ليست هي الحد الأدنى المطلق للمادة ، أي أنفسهم لديهم هيكل معقد.

تتكون كل ذرة من ما يسمى بالجسيمات دون الذرية - البروتونات والنيوترونات والإلكترونات ، والمشار إليها على التوالي بالرموز p + و n o و e -. يشير الرمز المرتفع في الترميز المستخدم إلى أن البروتون له وحدة شحنة موجبة ، والإلكترون له وحدة شحنة سالبة ، والنيوترون ليس له شحنة.

أما بالنسبة للبنية النوعية للذرة ، فكل ذرة تحتوي على كل البروتونات والنيوترونات المركزة في ما يسمى بالنواة ، والتي حولها تشكل الإلكترونات غلافًا إلكترونيًا.

البروتون والنيوترون لهما نفس الكتلة عمليًا ، أي م ص م ن ، وكتلة الإلكترون أقل بحوالي 2000 مرة من كتلة كل منها ، أي م ع / م البريد ≈ م ن / م ه ≈ 2000.

نظرًا لأن الخاصية الأساسية للذرة هي حيادها الكهربائي ، وشحنة إلكترون واحد تساوي شحنة بروتون واحد ، فيمكن الاستنتاج من هذا أن عدد الإلكترونات في أي ذرة يساوي عدد البروتونات.

لذلك ، على سبيل المثال ، يوضح الجدول أدناه التكوين المحتمل للذرات:

نوع الذرات التي لها نفس الشحنة النووية ، أي. مع نفس عدد البروتونات في نواتها يسمى عنصر كيميائي. وهكذا ، من الجدول أعلاه ، يمكننا أن نستنتج أن الذرة 1 والذرة 2 تنتمي إلى عنصر كيميائي واحد ، وأن الذرة 3 والذرة 4 تنتمي إلى عنصر كيميائي آخر.

كل عنصر كيميائي له اسمه الخاص ورمزه الفردي ، والذي يُقرأ بطريقة معينة. لذلك ، على سبيل المثال ، أبسط عنصر كيميائي ، تحتوي ذراته على بروتون واحد فقط في النواة ، له اسم "هيدروجين" ويُشار إليه بالرمز "H" ، والذي يُقرأ على أنه "رماد" ، والعنصر الكيميائي بشحنة نووية +7 (أي تحتوي على 7 بروتونات) - "نيتروجين" ، يرمز لها بالرمز "N" ، والذي يُقرأ على أنه "en".

كما ترون من الجدول أعلاه ، يمكن أن تختلف ذرات عنصر كيميائي واحد في عدد النيوترونات في النواة.

الذرات التي تنتمي إلى نفس العنصر الكيميائي ، ولكن لها عدد مختلف من النيوترونات ، ونتيجة لذلك ، الكتلة تسمى النظائر.

لذلك ، على سبيل المثال ، يحتوي عنصر الهيدروجين الكيميائي على ثلاثة نظائر - 1 H و 2 H و 3 H. المؤشرات 1 و 2 و 3 فوق رمز H تعني العدد الإجمالي للنيوترونات والبروتونات. أولئك. بمعرفة أن الهيدروجين عنصر كيميائي يتميز بوجود بروتون واحد في نوى ذراته ، يمكننا أن نستنتج أنه لا توجد نيوترونات على الإطلاق في نظير 1 H ​​(1-1 = 0) ، في نظير 2 H - 1 نيوترون (2-1 = 1) وفي النظير 3 H - نيوترونان (3-1 = 2). نظرًا لأن النيوترون والبروتون ، كما ذكرنا سابقًا ، لهما نفس الكتلة ، وكتلة الإلكترون ضئيلة مقارنةً بهما ، فهذا يعني أن نظير 2 H يكاد يكون ضعف نظير 1 H ​​، و 3 H النظير ثلاث مرات ثقيل. فيما يتعلق بهذا الانتشار الكبير في كتل نظائر الهيدروجين ، تم تخصيص أسماء ورموز فردية منفصلة للنظير 2 H و 3 H ، وهو أمر غير معتاد لأي عنصر كيميائي آخر. تم تسمية نظير 2 H بالديوتيريوم وأعطي الرمز D ، وأعطي نظير 3 H اسم tritium وأعطي الرمز T.

إذا أخذنا كتلة البروتون والنيوترون كوحدة واحدة ، وأهملنا كتلة الإلكترون ، فإن المؤشر الأيسر العلوي ، بالإضافة إلى العدد الإجمالي للبروتونات والنيوترونات في الذرة ، يمكن اعتباره كتلته ، و لذلك يُطلق على هذا الفهرس رقم الكتلة ويُشار إليه بالرمز A. نظرًا لأن شحنة نواة أي بروتونات تتوافق مع الذرة ، وتعتبر شحنة كل بروتون مشروطًا مساوية لـ +1 ، عدد البروتونات في النواة يسمى رقم الشحن (Z). بالإشارة إلى عدد النيوترونات في الذرة بالحرف N ، يمكن التعبير رياضيًا عن العلاقة بين العدد الكتلي وعدد الشحنة وعدد النيوترونات على النحو التالي:

وفقًا للمفاهيم الحديثة ، للإلكترون طبيعة مزدوجة (موجة جسيمية). لها خصائص كل من الجسيم والموجة. مثل الجسيم ، للإلكترون كتلة وشحنة ، ولكن في نفس الوقت ، يتسم تدفق الإلكترونات ، مثل الموجة ، بالقدرة على الانعراج.

لوصف حالة الإلكترون في الذرة ، يتم استخدام مفاهيم ميكانيكا الكم ، والتي بموجبها لا يمتلك الإلكترون مسارًا محددًا للحركة ويمكن تحديد موقعه في أي نقطة في الفضاء ، ولكن مع احتمالات مختلفة.

تسمى منطقة الفضاء حول النواة حيث من المرجح أن يوجد الإلكترون بالمدار الذري.

يمكن أن يكون للمدار الذري شكل وحجم واتجاه مختلف. المدار الذري يسمى أيضًا سحابة إلكترونية.

بيانياً ، يُشار إلى مدار ذري واحد عادةً على أنه خلية مربعة:

تمتلك ميكانيكا الكم جهازًا رياضيًا معقدًا للغاية ، لذلك ، في إطار دورة الكيمياء المدرسية ، يتم أخذ نتائج نظرية ميكانيكا الكم فقط في الاعتبار.

وفقًا لهذه النتائج ، فإن أي مدار ذري وإلكترون موجود عليه يتميزان تمامًا بأربعة أرقام كم.

• الرقم الكمي الرئيسي - n - يحدد الطاقة الكلية للإلكترون في مدار معين. نطاق قيم العدد الكمي الرئيسي هو جميع الأعداد الطبيعية ، أي ن = 1،2،3،4 ، 5 إلخ.
• الرقم الكمي المداري - l - يميز شكل المدار الذري ويمكن أن يأخذ أي قيم صحيحة من 0 إلى n-1 ، حيث n ، تذكر ، هو رقم الكم الرئيسي.

المدارات مع l = 0 تسمى سمداري. المدارات s كروية وليس لها اتجاه في الفضاء:

المدارات مع l = 1 تسمى صمداري. هذه المدارات لها شكل ثلاثي الأبعاد ثمانية ، أي الشكل الذي تم الحصول عليه من خلال تدوير الشكل ثمانية حول محور التناظر ، ويشبه الدمبل ظاهريًا:

المدارات مع l = 2 تسمى دمداري، ومع l = 3 - Fمداري. هيكلها أكثر تعقيدًا.

3) عدد الكم المغناطيسي - m · l - يحدد الاتجاه المكاني لمدار ذري معين ويعبر عن إسقاط الزخم الزاوي المداري على اتجاه المجال المغناطيسي. يتوافق عدد الكم المغناطيسي m l مع اتجاه المدار بالنسبة لاتجاه متجه شدة المجال المغناطيسي الخارجي ويمكن أن يأخذ أي قيم صحيحة من –l إلى + l ، بما في ذلك 0 ، أي العدد الإجمالي للقيم الممكنة هو (2l + 1). لذلك ، على سبيل المثال ، مع l = 0 m l = 0 (قيمة واحدة) ، مع l = 1 m l = -1 ، 0 ، +1 (ثلاث قيم) ، مع l = 2 m l = -2 ، -1 ، 0 ، + 1 ، +2 (خمس قيم لعدد الكم المغناطيسي) ، إلخ.

لذلك ، على سبيل المثال ، المدارات p ، أي المدارات ذات العدد الكمي المداري l = 1 ، لها شكل "شكل ثلاثي الأبعاد ثمانية" ، تتوافق مع ثلاث قيم للعدد الكمي المغناطيسي (-1 ، 0 ، +1) ، والتي ، بدورها ، تتوافق لثلاثة اتجاهات في الفراغ متعامد مع بعضها البعض.

4) يمكن اعتبار الرقم الكمومي المغزلي (أو ببساطة الدوران) - m s - مسؤولاً بشكل مشروط عن اتجاه دوران الإلكترون في الذرة ، ويمكن أن يأخذ قيمًا. يشار إلى الإلكترونات ذات الدورات المختلفة بأسهم رأسية تشير في اتجاهات مختلفة: ↓ و.

تسمى مجموعة جميع المدارات الموجودة في الذرة والتي لها نفس قيمة العدد الكمي الأساسي مستوى الطاقة أو غلاف الإلكترون. يتكون أي مستوى طاقة تعسفي مع بعض الأرقام n من n 2 مدارات.

مجموعة المدارات التي لها نفس قيم العدد الكمي الرئيسي ورقم الكم المداري هي مستوى فرعي للطاقة.

يحتوي كل مستوى من مستويات الطاقة ، والذي يتوافق مع الرقم الكمي الرئيسي n ، على مستويات فرعية n. في المقابل ، يتكون كل مستوى فرعي للطاقة برقم كمي مداري l من (2l + 1) مدارات. وبالتالي ، تتكون الطبقة الفرعية s من مداري s واحد ، والطبقة الفرعية p - ثلاثة مدارات p ، والطبقة الفرعية d - خمسة مدارات d ، والطبقة الفرعية f - سبعة مدارات f. نظرًا لأنه ، كما ذكرنا سابقًا ، غالبًا ما يتم الإشارة إلى مدار ذري واحد بواسطة خلية مربعة واحدة ، يمكن تصوير المستويات الفرعية s- و p- و d- و f بيانياً على النحو التالي:

يتوافق كل مدار مع مجموعة فردية محددة بدقة من ثلاثة أرقام كمية n و l و m l.

يسمى توزيع الإلكترونات في المدارات بالتكوين الإلكتروني.

يحدث ملء المدارات الذرية بالإلكترونات وفقًا لثلاثة شروط:

• مبدأ الحد الأدنى من الطاقة: تملأ الإلكترونات المدارات بدءًا من المستوى الفرعي للطاقة الأدنى. تسلسل المستويات الفرعية بترتيب زيادة الطاقة كما يلي: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

لتسهيل تذكر هذا التسلسل لملء المستويات الفرعية الإلكترونية ، فإن الرسم التوضيحي التالي مناسب للغاية:

• مبدأ باولي: يمكن لكل مدار أن يحتوي على إلكترونين على الأكثر.

إذا كان هناك إلكترون واحد في المدار ، فسيتم تسميته غير زوجي ، وإذا كان هناك إلكترونان ، فيطلق عليهما زوج الإلكترون.

• حكم هوند: الحالة الأكثر استقرارًا للذرة هي الحالة التي تحتوي فيها الذرة ، ضمن مستوى فرعي واحد ، على أكبر عدد ممكن من الإلكترونات غير المزدوجة. هذه الحالة الأكثر استقرارًا للذرة تسمى الحالة الأساسية.

في الواقع ، ما سبق يعني ، على سبيل المثال ، أن وضع الإلكترونات الأول والثاني والثالث والرابع على ثلاثة مدارات من المستوى الفرعي p سيتم تنفيذه على النحو التالي:

سيتم ملء المدارات الذرية من الهيدروجين ، الذي يحتوي على رقم شحنة 1 ، إلى الكريبتون (Kr) برقم شحنة 36 ، على النحو التالي:

يُطلق على التمثيل المماثل للترتيب الذي تملأ به المدارات الذرية مخطط الطاقة. بناءً على المخططات الإلكترونية للعناصر الفردية ، يمكنك كتابة ما يسمى بالصيغ الإلكترونية (التكوينات). لذلك ، على سبيل المثال ، عنصر يحتوي على 15 بروتونًا ونتيجة لذلك ، 15 إلكترونًا ، أي سيكون للفوسفور (P) مخطط الطاقة التالي:

عند ترجمتها إلى صيغة إلكترونية ، تأخذ ذرة الفوسفور الشكل:

15 ل = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

تُظهر الأرقام ذات الحجم الطبيعي الموجودة على يسار رمز المستوى الفرعي رقم مستوى الطاقة ، بينما تُظهر الأحرف المرتفعة على يمين رمز المستوى الفرعي عدد الإلكترونات في المستوى الفرعي المقابل.

فيما يلي الصيغ الإلكترونية لأول 36 عنصرًا من D.I. مندليف.

فترة	رقم الصنف.	رمز	لقب	صيغة إلكترونية
أنا	1	ح	هيدروجين	1 ثانية 1
	2	هو	الهيليوم	1s2
ثانيًا	3	لي	الليثيوم	1s2 2s1
	4	يكون	البريليوم	1s2 2s2
	5	ب	البورون	1s 2 2s 2 2p 1
	6	ج	كربون	1s 2 2s 2 2p 2
	7	ن	نتروجين	1s 2 2s 2 2p 3
	8	ا	الأكسجين	1s 2 2s 2 2p 4
	9	F	الفلور	1s 2 2s 2 2p 5
	10	ني	نيون	1s 2 2s 2 2p 6
ثالثا	11	نا	صوديوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	ملغ	المغنيسيوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	ال	الألومنيوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	سي	السيليكون	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	ص	الفوسفور	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	س	كبريت	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	الكلور	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	أر	الأرجون	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
رابعا	19	ك	البوتاسيوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	كاليفورنيا	الكالسيوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	الشوري	سكانديوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	تي	التيتانيوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	الخامس	الفاناديوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	سجل تجاري	الكروم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 سعلى ال دالمستوى الفرعي
	25	مينيسوتا	المنغنيز	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	الحديد	حديد	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	شارك	كوبالت	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	ني	النيكل	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	النحاس	نحاس	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 سعلى ال دالمستوى الفرعي
	30	Zn	الزنك	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	جا	الغاليوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ge	الجرمانيوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	كما	الزرنيخ	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	حد ذاتها	السيلينيوم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	Br	البروم	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	كرونة	الكريبتون	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

كما ذكرنا سابقًا ، في حالتها الأرضية ، يتم ترتيب الإلكترونات في المدارات الذرية وفقًا لمبدأ أقل طاقة. ومع ذلك ، في وجود مدارات p فارغة في الحالة الأرضية للذرة ، غالبًا ، عندما يتم نقل الطاقة الزائدة إليها ، يمكن نقل الذرة إلى ما يسمى بالحالة المثارة. لذلك ، على سبيل المثال ، تحتوي ذرة البورون في حالتها الأرضية على تكوين إلكتروني ومخطط للطاقة بالشكل التالي:

5 ب = 1s 2 2s 2 2p 1

وفي حالة الإثارة (*) أي عند نقل بعض الطاقة إلى ذرة البورون ، سيبدو تكوينها الإلكتروني ومخطط الطاقة كما يلي:

5 ب * = 1s 2 2s 1 2p 2

اعتمادًا على المستوى الثانوي المملوء في الذرة أخيرًا ، يتم تقسيم العناصر الكيميائية إلى s أو p أو d أو f.

إيجاد عناصر s و p و d و f في الجدول D.I. منديليف:

• تحتوي عناصر s على المستوى الفرعي s الأخير المراد تعبئته. تتضمن هذه العناصر عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية (على اليسار في خلية الجدول) للمجموعات الفرعية الأولى والثانية.
• بالنسبة للعناصر p ، يتم تعبئة المستوى الفرعي p. تتضمن العناصر p العناصر الستة الأخيرة من كل فترة ، باستثناء الأول والسابع ، بالإضافة إلى عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعات III-VIII.
• توجد عناصر د بين العناصر s- و p في فترات كبيرة.
• تسمى عناصر f اللانثانيدات والأكتينيدات. يتم وضعها في أسفل الجدول بواسطة D.I. مندليف.

كما تعلم ، فإن كل مادة في الكون تتكون من ذرات. الذرة هي أصغر وحدة تحمل خصائصها في المادة. في المقابل ، يتكون هيكل الذرة من ثالوث سحري من الجسيمات الدقيقة: البروتونات والنيوترونات والإلكترونات.

علاوة على ذلك ، فإن كل من الجسيمات الدقيقة عالمية. أي أنه لا يمكنك العثور على بروتونات أو نيوترونات أو إلكترونات مختلفة في العالم. كلهم متشابهون تمامًا مع بعضهم البعض. وستعتمد خصائص الذرة فقط على التركيب الكمي لهذه الجسيمات الدقيقة في الهيكل العام للذرة.

على سبيل المثال ، تتكون بنية ذرة الهيدروجين من بروتون واحد وإلكترون واحد. بعد ذلك في التعقيد ، تتكون ذرة الهيليوم من بروتونين ، ونيوترونين ، وإلكترونين. تتكون ذرة الليثيوم من ثلاثة بروتونات وأربعة نيوترونات وثلاثة إلكترونات ، إلخ.

هيكل الذرات (من اليسار إلى اليمين): الهيدروجين والهيليوم والليثيوم

تتحد الذرات في جزيئات ، وتتحد الجزيئات في مواد ومعادن وكائنات حية. جزيء الحمض النووي ، الذي هو أساس كل أشكال الحياة ، هو هيكل تم تجميعه من نفس اللبنات السحرية الثلاثة للكون مثل الحجر الذي يرقد على الطريق. على الرغم من أن هذا الهيكل أكثر تعقيدًا.

يتم الكشف عن المزيد من الحقائق المذهلة عندما نحاول إلقاء نظرة فاحصة على نسب وهيكل النظام الذري. من المعروف أن الذرة تتكون من نواة وإلكترونات تتحرك حولها على طول مسار يصف الكرة. أي أنه لا يمكن حتى تسميتها حركة بالمعنى المعتاد للكلمة. يقع الإلكترون في كل مكان وعلى الفور داخل هذا المجال ، مما يخلق سحابة إلكترونية حول النواة ويشكل مجالًا كهرومغناطيسيًا.

تمثيلات تخطيطية لبنية الذرة

تتكون نواة الذرة من البروتونات والنيوترونات ، وتتركز فيها الكتلة الكاملة للنظام تقريبًا. لكن في الوقت نفسه ، النواة نفسها صغيرة جدًا لدرجة أنه إذا قمت بزيادة نصف قطرها إلى مقياس 1 سم ، فإن نصف قطر بنية الذرة بأكملها سيصل إلى مئات الأمتار. وهكذا ، فإن كل ما نعتبره مادة كثيفة يتكون من أكثر من 99٪ من روابط الطاقة بين الجسيمات المادية وحدها وأقل من 1٪ من الأشكال الفيزيائية نفسها.

لكن ما هي هذه الأشكال المادية؟ من ماذا صنعوا ، وما هي مادتهم؟ للإجابة على هذه الأسئلة ، دعنا نلقي نظرة فاحصة على هياكل البروتونات والنيوترونات والإلكترونات. لذلك ، ننزل خطوة أخرى إلى أعماق العالم المصغر - إلى مستوى الجسيمات دون الذرية.

مما يتكون الإلكترون؟

أصغر جسيم في الذرة هو الإلكترون. الإلكترون له كتلة ولكن ليس له حجم. من وجهة النظر العلمية ، لا يتكون الإلكترون من أي شيء ، ولكنه نقطة غير هيكلية.

لا يمكن رؤية الإلكترون تحت المجهر. يتم ملاحظته فقط في شكل سحابة إلكترونية ، والتي تبدو مثل كرة ضبابية حول النواة الذرية. في الوقت نفسه ، من المستحيل أن نقول بدقة أين يقع الإلكترون في لحظة من الزمن. الأجهزة ليست قادرة على التقاط الجسيم نفسه ، ولكن فقط أثر الطاقة الخاص به. لم يتم تضمين جوهر الإلكترون في مفهوم المادة. إنه بالأحرى شكل فارغ لا يوجد إلا في الحركة ومن خلالها.

لم يتم العثور على هيكل في الإلكترون. إنه نفس الجسيم النقطي مثل كمية الطاقة. في الواقع ، الإلكترون هو طاقة ، ومع ذلك ، فإن هذا هو شكله الأكثر استقرارًا من الشكل الذي تمثله فوتونات الضوء.

في الوقت الحالي ، يعتبر الإلكترون غير قابل للتجزئة. هذا مفهوم ، لأنه من المستحيل تقسيم شيء ليس له حجم. ومع ذلك ، هناك بالفعل تطورات في النظرية ، والتي بموجبها يحتوي تكوين الإلكترون على ثالوث من أشباه الجسيمات مثل:

• Orbiton - يحتوي على معلومات حول الموقع المداري للإلكترون ؛
• سبينون - المسؤول عن الدوران أو عزم الدوران ؛
• حولون - يحمل معلومات حول شحنة الإلكترون.

ومع ذلك ، كما نرى ، فإن شبه الجسيمات ليس لها أي شيء مشترك مع المادة ، وتحمل المعلومات فقط.

صور ذرات مواد مختلفة في مجهر إلكتروني

ومن المثير للاهتمام أن الإلكترون يمكن أن يمتص كمية الطاقة ، مثل الضوء أو الحرارة. في هذه الحالة ، تنتقل الذرة إلى مستوى طاقة جديد ، وتتوسع حدود سحابة الإلكترون. يحدث أيضًا أن الطاقة التي يمتصها الإلكترون كبيرة جدًا بحيث يمكنه القفز من النظام الذري ومواصلة حركته كجسيم مستقل. في الوقت نفسه ، يتصرف مثل فوتون ضوئي ، أي أنه يبدو أنه لم يعد جسيمًا ويبدأ في إظهار خصائص الموجة. لقد تم إثبات ذلك في إحدى التجارب.

تجربة يونغ

في سياق التجربة ، تم توجيه تيار من الإلكترونات إلى شاشة مقطوعة بشقين. عند مرورها عبر هذه الشقوق ، اصطدمت الإلكترونات بسطح شاشة عرض أخرى ، تاركة بصماتها عليها. نتيجة لهذا "القصف" بالإلكترونات ، ظهر نمط تداخل على شاشة الإسقاط ، مشابهًا لذلك الذي سيظهر إذا مرت الموجات ، وليس الجسيمات ، عبر شقين.

يحدث هذا النمط بسبب حقيقة أن الموجة ، التي تمر بين الفتحتين ، تنقسم إلى موجتين. نتيجة لمزيد من الحركة ، تتداخل الموجات مع بعضها البعض ، وفي بعض المناطق تلغي بعضها البعض. نتيجة لذلك ، حصلنا على العديد من الخطوط على شاشة العرض ، بدلاً من واحدة ، كما لو كان الإلكترون يتصرف مثل الجسيم.

بنية نواة الذرة: البروتونات والنيوترونات

تشكل البروتونات والنيوترونات نواة الذرة. وعلى الرغم من حقيقة أن القلب يشغل أقل من 1٪ من الحجم الإجمالي ، إلا أنه في هذه البنية تتركز كتلة النظام بأكملها تقريبًا. لكن على حساب بنية البروتونات والنيوترونات ، ينقسم الفيزيائيون في الرأي ، وفي الوقت الحالي هناك نظريتان في آن واحد.

• النظرية # 1 - المعيار

يقول النموذج القياسي أن البروتونات والنيوترونات تتكون من ثلاثة كواركات متصلة بواسطة سحابة من الغلوونات. الكواركات هي جسيمات نقطية ، تمامًا مثل الكوانتات والإلكترونات. والغلوونات هي جسيمات افتراضية تضمن تفاعل الكواركات. ومع ذلك ، لم يتم العثور على الكواركات ولا الغلوونات في الطبيعة ، لذا فإن هذا النموذج يخضع لانتقادات شديدة.

• النظرية # 2 - البديل

لكن وفقًا لنظرية المجال الموحد البديلة التي طورها أينشتاين ، فإن البروتون ، مثل النيوترون ، مثل أي جسيم آخر في العالم المادي ، هو مجال كهرومغناطيسي يدور بسرعة الضوء.

المجالات الكهرومغناطيسية للإنسان والكوكب

ما هي مبادئ بنية الذرة؟

كل شيء في العالم - دقيق وكثيف ، سائل ، صلب وغازي - هو مجرد حالات طاقة لحقول لا حصر لها تتخلل فضاء الكون. كلما ارتفع مستوى الطاقة في الحقل ، كان أرق وأقل إدراكًا. كلما انخفض مستوى الطاقة ، كانت أكثر استقرارًا وملموسة. في بنية الذرة ، وكذلك في بنية أي وحدة أخرى في الكون ، يكمن تفاعل هذه الحقول - تختلف في كثافة الطاقة. اتضح أن المادة ليست سوى وهم للعقل.