Τύπος για τη δομή ενός ατόμου. Δομή ηλεκτρονικών κελυφών ατόμων

Ατομο - μικρότερο σωματίδιοουσίες, αδιαίρετες χημικά. Τον 20ο αιώνα διαπιστώθηκε πολύπλοκη δομήάτομο. Τα άτομα αποτελούνται από θετικά φορτισμένα πυρήνεςκαι ένα κέλυφος που σχηματίζεται από αρνητικά φορτισμένα ηλεκτρόνια. Το συνολικό φορτίο ενός ελεύθερου ατόμου είναι μηδέν, αφού τα φορτία του πυρήνα και νέφος ηλεκτρονίωνισορροπούν μεταξύ τους. Σε αυτή την περίπτωση, το μέγεθος του πυρηνικού φορτίου είναι ίσο με τον αριθμό του στοιχείου μέσα Περιοδικός Πίνακας (ατομικός αριθμός ) και ίσα συνολικός αριθμόςηλεκτρόνια (το φορτίο του ηλεκτρονίου είναι −1).

Ο ατομικός πυρήνας αποτελείται από θετικά φορτισμένο πρωτόνιακαι ουδέτερα σωματίδια - νετρόνια, χωρίς χρέωση. Τα γενικευμένα χαρακτηριστικά των στοιχειωδών σωματιδίων σε ένα άτομο μπορούν να παρουσιαστούν με τη μορφή πίνακα:

Ο αριθμός των πρωτονίων είναι ίσος με το φορτίο του πυρήνα, επομένως ίσος με τον ατομικό αριθμό. Για να βρείτε τον αριθμό των νετρονίων σε ένα άτομο, πρέπει να αφαιρέσετε το φορτίο του πυρήνα (τον αριθμό των πρωτονίων) από την ατομική μάζα (που αποτελείται από τις μάζες πρωτονίων και νετρονίων).

Για παράδειγμα, στο άτομο νατρίου 23 Na ο αριθμός των πρωτονίων είναι p = 11 και ο αριθμός των νετρονίων είναι n = 23 − 11 = 12

Ο αριθμός των νετρονίων στα άτομα του ίδιου στοιχείου μπορεί να είναι διαφορετικός. Τέτοια άτομα ονομάζονται ισότοπα .

Το ηλεκτρονιακό κέλυφος ενός ατόμου έχει επίσης πολύπλοκη δομή. Τα ηλεκτρόνια βρίσκονται σε ενεργειακά επίπεδα (ηλεκτρονικά στρώματα).

Ο αριθμός επιπέδου χαρακτηρίζει την ενέργεια του ηλεκτρονίου. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι στοιχειώδη σωματίδιαμπορεί να μεταδώσει και να λάβει ενέργεια όχι σε αυθαίρετα μικρές ποσότητες, αλλά σε ορισμένες μερίδες - κβάντα. Όσο υψηλότερο είναι το επίπεδο, τόσο περισσότερη ενέργεια έχει το ηλεκτρόνιο. Δεδομένου ότι όσο χαμηλότερη είναι η ενέργεια του συστήματος, τόσο πιο σταθερό είναι (συγκρίνετε τη χαμηλή σταθερότητα μιας πέτρας στην κορυφή ενός βουνού, η οποία έχει μεγάλο δυναμική ενέργεια, και η σταθερή θέση της ίδιας πέτρας κάτω στην πεδιάδα, όταν η ενέργειά της είναι πολύ χαμηλότερη), γεμίζονται πρώτα τα επίπεδα με χαμηλή ενέργεια ηλεκτρονίων και μόνο μετά τα υψηλά.

Ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων που μπορεί να φιλοξενήσει ένα επίπεδο μπορεί να υπολογιστεί χρησιμοποιώντας τον τύπο:
N = 2n 2, όπου N είναι ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων στο επίπεδο,
n - αριθμός επιπέδου.

Στη συνέχεια, για το πρώτο επίπεδο N = 2 1 2 = 2,

για το δεύτερο N = 2 2 2 = 8, κ.λπ.

Ο αριθμός των ηλεκτρονίων στο εξωτερικό επίπεδο για τα στοιχεία των κύριων (Α) υποομάδων είναι ίσος με τον αριθμό της ομάδας.

Στους περισσότερους σύγχρονους περιοδικούς πίνακες, η διάταξη των ηλεκτρονίων ανά επίπεδο υποδεικνύεται στο κελί με το στοιχείο. Πολύ σημαντικόκατανοήσουν ότι τα επίπεδα είναι ευανάγνωστα κάτω πάνω, που αντιστοιχεί στην ενέργειά τους. Επομένως, η στήλη των αριθμών στο κελί με νάτριο:
1
8
2

στο 1ο επίπεδο - 2 ηλεκτρόνια,

στο 2ο επίπεδο - 8 ηλεκτρόνια,

στο 3ο επίπεδο - 1 ηλεκτρόνιο
Προσοχή, αυτό είναι ένα πολύ συνηθισμένο λάθος!

Η κατανομή στάθμης ηλεκτρονίων μπορεί να αναπαρασταθεί ως διάγραμμα:
11 Να)))
2 8 1

Εάν ο περιοδικός πίνακας δεν υποδεικνύει την κατανομή των ηλεκτρονίων ανά επίπεδο, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε:

• μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων: στο 1ο επίπεδο όχι περισσότερο από 2 e − ,
  στις 2 - 8 e − ,
  σε εξωτερικό επίπεδο - 8 e − ;
• αριθμός ηλεκτρονίων στο εξωτερικό επίπεδο (για τα πρώτα 20 στοιχεία συμπίπτει με τον αριθμό της ομάδας)

Στη συνέχεια, για το νάτριο η συλλογιστική θα είναι η εξής:

1. Ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων είναι 11, επομένως, το πρώτο επίπεδο είναι γεμάτο και περιέχει 2 e − ;
2. Το τρίτο, εξωτερικό επίπεδο περιέχει 1 e − (ομάδα I)
3. Το δεύτερο επίπεδο περιέχει τα υπόλοιπα ηλεκτρόνια: 11 − (2 + 1) = 8 (πλήρως γεμάτο)

* Ορισμένοι συγγραφείς, προκειμένου να γίνει σαφέστερη διάκριση μεταξύ ενός ελεύθερου ατόμου και ενός ατόμου σε μια ένωση, προτείνουν τη χρήση του όρου «άτομο» μόνο για τον προσδιορισμό ενός ελεύθερου (ουδέτερου) ατόμου και για τον προσδιορισμό όλων των ατόμων, συμπεριλαμβανομένων εκείνων σε ενώσεις, προτείνουν τον όρο «ατομικά σωματίδια». Ο χρόνος θα δείξει ποια θα είναι η τύχη αυτών των όρων. Από την άποψή μας, ένα άτομο εξ ορισμού είναι ένα σωματίδιο, επομένως, η έκφραση "ατομικά σωματίδια" μπορεί να θεωρηθεί ως ταυτολογία ("έλαιο").

2. Εργασία. Υπολογισμός της ποσότητας της ουσίας ενός από τα προϊόντα της αντίδρασης εάν είναι γνωστή η μάζα της αρχικής ουσίας.
Παράδειγμα:

Ποια ποσότητα ουσίας υδρογόνου θα απελευθερωθεί όταν ο ψευδάργυρος αντιδράσει με υδροχλωρικό οξύ βάρους 146 g;

Λύση:

1. Γράφουμε την εξίσωση αντίδρασης: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
2. Βρίσκουμε μοριακή μάζα του υδροχλωρικού οξέος: M (HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 (g/mol)
   (η μοριακή μάζα κάθε στοιχείου, αριθμητικά ίση με τη σχετική ατομική μάζα, εξετάζεται στον περιοδικό πίνακα με το πρόσημο του στοιχείου και στρογγυλοποιείται σε ακέραιους αριθμούς, εκτός από το χλώριο, το οποίο λαμβάνεται ως 35,5)
3. Βρείτε την ποσότητα του υδροχλωρικού οξέος: n (HCl) = m / M = 146 g / 36,5 g/mol = 4 mol
4. Καταγράφουμε τα διαθέσιμα δεδομένα πάνω από την εξίσωση αντίδρασης και κάτω από την εξίσωση - τον αριθμό των mol σύμφωνα με την εξίσωση (ίσος με τον συντελεστή μπροστά από την ουσία):
   4 mol x mol
   Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
   2 mole 1 mole
5. Ας κάνουμε μια αναλογία:
   4 mol - ΧΕΛΙΑ δερματος
   2 mol - 1 mol
   (ή με εξήγηση:
   από 4 mol υδροχλωρικού οξέος παίρνετε Χγραμμομόριο υδρογόνου,
   και από 2 κρεατοελιές - 1 τυφλοπόντικα)
6. Βρίσκουμε Χ:
   Χ= 4 mol 1 mol / 2 mol = 2 mol

Απάντηση: 2 mol.

ΟΡΙΣΜΟΣ

Ατομο– το μικρότερο χημικό σωματίδιο.

Η ποικιλία των χημικών ενώσεων οφείλεται στους διαφορετικούς συνδυασμούς ατόμων χημικών στοιχείων σε μόρια και μη μοριακές ουσίες. Η ικανότητα ενός ατόμου να εισέλθει χημικές ενώσεις, οι χημικές και φυσικές του ιδιότητες καθορίζονται από τη δομή του ατόμου. Από αυτή την άποψη, για τη χημεία είναι υψίστης σημασίας εσωτερική δομήάτομο και, πρώτα απ 'όλα, τη δομή του ηλεκτρονιακού του κελύφους.

Μοντέλα ατομικής δομής

Στις αρχές του 19ου αιώνα, ο D. Dalton αναβίωσε την ατομική θεωρία, βασιζόμενος στους θεμελιώδεις νόμους της χημείας που ήταν γνωστοί εκείνη την εποχή (σταθερότητα σύνθεσης, πολλαπλές αναλογίες και ισοδύναμα). Τα πρώτα πειράματα πραγματοποιήθηκαν για τη μελέτη της δομής της ύλης. Ωστόσο, παρά τις ανακαλύψεις που έγιναν (τα άτομα του ίδιου στοιχείου έχουν τις ίδιες ιδιότητες και τα άτομα άλλων στοιχείων έχουν διαφορετικές ιδιότητες), η έννοια ατομική μάζα), το άτομο θεωρήθηκε αδιαίρετο.

Μετά τη λήψη πειραματικών στοιχείων ( τέλη XIXαρχές του 20ου αιώνα) η πολυπλοκότητα της δομής του ατόμου (φωτοηλεκτρικό φαινόμενο, κάθοδος και ακτινογραφίες, ραδιενέργεια) βρέθηκε ότι το άτομο αποτελείται από αρνητικά και θετικά φορτισμένα σωματίδια που αλληλεπιδρούν μεταξύ τους.

Αυτές οι ανακαλύψεις έδωσαν ώθηση στη δημιουργία των πρώτων μοντέλων ατομικής δομής. Προτάθηκε ένα από τα πρώτα μοντέλα J. Thomson(1904) (Εικ. 1): το άτομο φανταζόταν ως μια «θάλασσα θετικού ηλεκτρισμού» με ηλεκτρόνια να ταλαντώνονται σε αυτό.

Μετά από πειράματα με σωματίδια α, το 1911. Ο Ράδερφορντ πρότεινε το λεγόμενο πλανητικό μοντέλοατομική δομή (Εικ. 1), παρόμοια με τη δομή του ηλιακού συστήματος. Σύμφωνα με το πλανητικό μοντέλο, στο κέντρο του ατόμου υπάρχει ένας πολύ μικρός πυρήνας με φορτίο Z e, το μέγεθος του οποίου είναι περίπου 1.000.000 φορές μικρότερα μεγέθητο ίδιο το άτομο. Ο πυρήνας περιέχει σχεδόν όλη τη μάζα του ατόμου και έχει θετικό φορτίο. Τα ηλεκτρόνια κινούνται γύρω από τον πυρήνα σε τροχιές, ο αριθμός των οποίων καθορίζεται από το φορτίο του πυρήνα. Η εξωτερική τροχιά των ηλεκτρονίων καθορίζει τις εξωτερικές διαστάσεις του ατόμου. Η διάμετρος ενός ατόμου είναι 10 -8 cm, ενώ η διάμετρος του πυρήνα είναι πολύ μικρότερη -10 -12 cm.

Ρύζι. 1 Μοντέλα ατομικής δομής σύμφωνα με τους Thomson και Rutherford

Πειράματα για μελέτη ατομικά φάσματαέδειξε την ατέλεια του πλανητικού μοντέλου της ατομικής δομής, καθώς αυτό το μοντέλο έρχεται σε αντίθεση με τη δομή γραμμής των ατομικών φασμάτων. Με βάση το μοντέλο του Ράδερφορντ, οι διδασκαλίες του Αϊνστάιν για τα κβάντα φωτός και κβαντική θεωρίασανίδα ακτινοβολίας Niels Bohr (1913)διατυπώθηκε αξιώματα, που αποτελείται θεωρία της ατομικής δομής(Εικ. 2): ένα ηλεκτρόνιο μπορεί να περιστρέφεται γύρω από τον πυρήνα όχι σε καμία, αλλά μόνο σε ορισμένες συγκεκριμένες τροχιές (στάσιμες), κινούμενο κατά μήκος μιας τέτοιας τροχιάς δεν εκπέμπει ηλεκτρομαγνητική ενέργεια, ακτινοβολία (απορρόφηση ή εκπομπή κβαντικού ηλεκτρομαγνητικής ενέργειας ) εμφανίζεται κατά τη διάρκεια ενός ηλεκτρονίου μετάβασης (που μοιάζει με άλμα) από τη μια τροχιά στην άλλη.

Ρύζι. 2. Μοντέλο της δομής του ατόμου κατά N. Bohr

Το συσσωρευμένο πειραματικό υλικό που χαρακτηρίζει τη δομή του ατόμου έχει δείξει ότι οι ιδιότητες των ηλεκτρονίων, καθώς και άλλων μικροαντικειμένων, δεν μπορούν να περιγραφούν με βάση τις έννοιες της κλασικής μηχανικής. Τα μικροσωματίδια υπακούουν στους νόμους κβαντική μηχανική, που έγινε η βάση για τη δημιουργία μοντέρνο μοντέλοατομική δομή.

Οι κύριες διατριβές της κβαντικής μηχανικής:

- η ενέργεια εκπέμπεται και απορροφάται από τα σώματα σε ξεχωριστά τμήματα - κβάντα, επομένως, η ενέργεια των σωματιδίων αλλάζει απότομα.

- τα ηλεκτρόνια και άλλα μικροσωματίδια έχουν διπλή φύση - παρουσιάζουν τις ιδιότητες τόσο των σωματιδίων όσο και των κυμάτων (δυαδικότητα κύματος-σωματιδίου).

— η κβαντομηχανική αρνείται την παρουσία ορισμένων τροχιών για μικροσωματίδια (για τα κινούμενα ηλεκτρόνια είναι αδύνατο να προσδιοριστεί η ακριβής θέση, καθώς κινούνται στο χώρο κοντά στον πυρήνα, μπορείτε μόνο να προσδιορίσετε την πιθανότητα εύρεσης ηλεκτρονίου σε διάφορα μέρηχώρος).

Ο χώρος κοντά στον πυρήνα στον οποίο η πιθανότητα εύρεσης ηλεκτρονίου είναι αρκετά υψηλή (90%) ονομάζεται τροχιάς.

Κβαντικοί αριθμοί. Αρχή Pauli. Οι κανόνες του Κλετσκόφσκι

Η κατάσταση ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο μπορεί να περιγραφεί χρησιμοποιώντας τέσσερα κβαντικούς αριθμούς .

n– κύριος κβαντικός αριθμός. Χαρακτηρίζει συνολικό απόθεμαενέργεια ηλεκτρονίων σε ένα άτομο και αριθμός ενεργειακής στάθμης. Το n παίρνει ακέραιες τιμές από 1 έως ∞. Το ηλεκτρόνιο έχει τη μικρότερη ενέργεια όταν n=1; με αυξανόμενη n – ενέργεια. Η κατάσταση ενός ατόμου όταν τα ηλεκτρόνια του βρίσκονται σε τέτοια επίπεδα ενέργειας που η συνολική τους ενέργεια είναι ελάχιστη ονομάζεται θεμελιώδης κατάσταση. κράτη με περισσότερα υψηλές αξίεςλέγονται συγκινημένοι. Τα επίπεδα ενέργειας υποδεικνύονται με αραβικούς αριθμούς σύμφωνα με την τιμή του n. Τα ηλεκτρόνια μπορούν να ταξινομηθούν σε επτά επίπεδα, οπότε στην πραγματικότητα το n υπάρχει από το 1 έως το 7. Ο κύριος κβαντικός αριθμός καθορίζει το μέγεθος του νέφους ηλεκτρονίων και καθορίζει μέση ακτίναθέση ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο.

μεγάλο– τροχιακός κβαντικός αριθμός. Χαρακτηρίζει το ενεργειακό απόθεμα των ηλεκτρονίων στο υποεπίπεδο και το σχήμα του τροχιακού (Πίνακας 1). Δέχεται ακέραιες τιμές από 0 έως n-1. εξαρτώμαι από το n. Αν n=1, τότε l=0, που σημαίνει ότι υπάρχει ένα 1ο υποεπίπεδο στο 1ο επίπεδο.

m e– μαγνητικός κβαντικός αριθμός. Χαρακτηρίζει τον προσανατολισμό του τροχιακού στο διάστημα. Δέχεται ακέραιες τιμές από –l έως 0 έως +l. Έτσι, όταν l=1 (p-τροχιακό), το m e παίρνει τις τιμές -1, 0, 1 και ο προσανατολισμός του τροχιακού μπορεί να είναι διαφορετικός (Εικ. 3).

Ρύζι. 3. Ένα από πιθανούς προσανατολισμούςστον τροχιακό χώρο p

μικρό– περιστροφικός κβαντικός αριθμός. Χαρακτηρίζει την περιστροφή του ίδιου του ηλεκτρονίου γύρω από τον άξονά του. Δέχεται τιμές -1/2(↓) και +1/2(). Δύο ηλεκτρόνια στο ίδιο τροχιακό έχουν αντιπαράλληλα σπιν.

Καθορίζεται η κατάσταση των ηλεκτρονίων στα άτομα Αρχή Pauli: ένα άτομο δεν μπορεί να έχει δύο ηλεκτρόνια με το ίδιο σύνολο όλων των κβαντικών αριθμών. Καθορίζεται η αλληλουχία πλήρωσης των τροχιακών με ηλεκτρόνια Ο Κλετσκόφσκι κυβερνά: τα τροχιακά γεμίζονται με ηλεκτρόνια με αύξουσα σειρά του αθροίσματος (n+l) για αυτά τα τροχιακά, αν το άθροισμα (n+l) είναι το ίδιο, τότε συμπληρώνεται πρώτα το τροχιακό με τη μικρότερη τιμή n.

Ωστόσο, ένα άτομο συνήθως περιέχει όχι ένα, αλλά πολλά ηλεκτρόνια και για να ληφθεί υπόψη η αλληλεπίδρασή τους μεταξύ τους, χρησιμοποιείται η έννοια του ενεργού πυρηνικού φορτίου - ανά ηλεκτρόνιο εξωτερικό επίπεδοδρα ένα φορτίο μικρότερο από αυτό του πυρήνα, με αποτέλεσμα τα εσωτερικά ηλεκτρόνια να σαρώνουν τα εξωτερικά.

Βασικά χαρακτηριστικά ενός ατόμου: ατομική ακτίνα (ομοιοπολική, μεταλλική, van der Waals, ιονική), συγγένεια ηλεκτρονίων, δυναμικό ιοντισμού, μαγνητική ροπή.

Ηλεκτρονικοί τύποι ατόμων

Όλα τα ηλεκτρόνια ενός ατόμου σχηματίζουν το ηλεκτρονικό του κέλυφος. Απεικονίζεται η δομή του κελύφους ηλεκτρονίων ηλεκτρονική φόρμουλα, το οποίο δείχνει την κατανομή των ηλεκτρονίων σε ενεργειακά επίπεδα και υποεπίπεδα. Ο αριθμός των ηλεκτρονίων σε ένα υποεπίπεδο υποδεικνύεται με έναν αριθμό, ο οποίος είναι γραμμένος στην επάνω δεξιά γωνία του γράμματος που δείχνει το υποεπίπεδο. Για παράδειγμα, ένα άτομο υδρογόνου έχει ένα ηλεκτρόνιο, το οποίο βρίσκεται στο υποεπίπεδο s του 1ου ενεργειακού επιπέδου: 1s 1. Ο ηλεκτρονικός τύπος του ηλίου που περιέχει δύο ηλεκτρόνια γράφεται ως εξής: 1s 2.

Για στοιχεία της δεύτερης περιόδου, τα ηλεκτρόνια γεμίζουν τη 2η επίπεδο ενέργειας, το οποίο δεν μπορεί να περιέχει περισσότερα από 8 ηλεκτρόνια. Πρώτα, τα ηλεκτρόνια γεμίζουν το s-υποεπίπεδο και μετά το p-υποεπίπεδο. Για παράδειγμα:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Σχέση μεταξύ της ηλεκτρονικής δομής ενός ατόμου και της θέσης του στοιχείου στον Περιοδικό Πίνακα

Ο ηλεκτρονικός τύπος ενός στοιχείου καθορίζεται από τη θέση του μέσα Περιοδικός Πίνακας DI. Μεντελέεφ. Έτσι, ο αριθμός περιόδου αντιστοιχεί σε Σε στοιχεία της δεύτερης περιόδου, τα ηλεκτρόνια γεμίζουν το 2ο επίπεδο ενέργειας, το οποίο δεν μπορεί να περιέχει περισσότερα από 8 ηλεκτρόνια. Πρώτον, γεμίζουν τα ηλεκτρόνια Στα στοιχεία της δεύτερης περιόδου, τα ηλεκτρόνια γεμίζουν το 2ο επίπεδο ενέργειας, το οποίο δεν μπορεί να περιέχει περισσότερα από 8 ηλεκτρόνια. Πρώτα, τα ηλεκτρόνια γεμίζουν το s-υποεπίπεδο και μετά το p-υποεπίπεδο. Για παράδειγμα:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Σε άτομα ορισμένων στοιχείων παρατηρείται το φαινόμενο του «άλματος» ηλεκτρονίων από το εξωτερικό επίπεδο ενέργειας στο προτελευταίο. Η διαρροή ηλεκτρονίων συμβαίνει σε άτομα χαλκού, χρωμίου, παλλαδίου και ορισμένων άλλων στοιχείων. Για παράδειγμα:

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

ένα επίπεδο ενέργειας που δεν μπορεί να περιέχει περισσότερα από 8 ηλεκτρόνια. Πρώτα, τα ηλεκτρόνια γεμίζουν το s-υποεπίπεδο και μετά το p-υποεπίπεδο. Για παράδειγμα:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Αριθμός ομάδας για στοιχεία των κύριων υποομάδων ίσο με τον αριθμόηλεκτρόνια στο εξωτερικό επίπεδο ενέργειας, τέτοια ηλεκτρόνια ονομάζονται ηλεκτρόνια σθένους (συμμετέχουν στο σχηματισμό χημικός δεσμός). Τα ηλεκτρόνια σθένους για στοιχεία πλευρικών υποομάδων μπορεί να είναι ηλεκτρόνια του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου και το d-υποεπίπεδο του προτελευταίου επιπέδου. Ο αριθμός της ομάδας στοιχείων των δευτερευουσών υποομάδων III-VII ομάδων, καθώς και για τα Fe, Ru, Os, αντιστοιχεί στον συνολικό αριθμό ηλεκτρονίων στο υποεπίπεδο s του εξωτερικού ενεργειακού επιπέδου και στο d-υποεπίπεδο του προτελευταίου επιπέδου

Καθήκοντα:

Σχεδιάστε τους ηλεκτρονικούς τύπους των ατόμων φωσφόρου, ρουβιδίου και ζιρκονίου. Υποδείξτε τα ηλεκτρόνια σθένους.

Απάντηση:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Ηλεκτρόνια σθένους 3s 2 3p 3

37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 Ηλεκτρόνια σθένους 5s 1

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 Ηλεκτρόνια σθένους 4d 2 5s 2

Ηλεκτρόνια

Η έννοια του ατόμου προέκυψε στο αρχαίος κόσμοςνα προσδιορίσει τα σωματίδια της ύλης. Μεταφρασμένο από τα ελληνικά, το atom σημαίνει «αδιαίρετο».

Ο Ιρλανδός φυσικός Stoney, βασισμένος σε πειράματα, κατέληξε στο συμπέρασμα ότι η ηλεκτρική ενέργεια μεταφέρεται μικροσκοπικά σωματίδια, που υπάρχει στα άτομα όλων των χημικών στοιχείων. Το 1891, ο Stoney πρότεινε να ονομαστούν αυτά τα σωματίδια ηλεκτρόνια, που σημαίνει «κεχριμπαρένιο» στα ελληνικά. Λίγα χρόνια αφότου το ηλεκτρόνιο πήρε το όνομά του, Άγγλος φυσικόςΟ Joseph Thomson και ο Γάλλος φυσικός Jean Perrin απέδειξαν ότι τα ηλεκτρόνια φέρουν αρνητικό φορτίο. Αυτό είναι το μικρότερο αρνητικό φορτίο, το οποίο στη χημεία λαμβάνεται ως ένα (-1). Ο Thomson κατάφερε μάλιστα να προσδιορίσει την ταχύτητα του ηλεκτρονίου (η ταχύτητα του ηλεκτρονίου στην τροχιά είναι αντιστρόφως ανάλογη με τον αριθμό τροχιάς n. Οι ακτίνες των τροχιών αυξάνονται αναλογικά με το τετράγωνο του αριθμού τροχιάς. Στην πρώτη τροχιά του άτομο υδρογόνου (n=1, Z=1) η ταχύτητα είναι ≈ 2,2·106 m/s, δηλαδή περίπου εκατό φορές μικρότερη από την ταχύτητα του φωτός c = 3·108 m/s) και τη μάζα του ηλεκτρονίου (είναι σχεδόν 2000 φορές μικρότερη από τη μάζα του ατόμου του υδρογόνου).

Κατάσταση ηλεκτρονίων σε ένα άτομο

Η κατάσταση ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο νοείται ως ένα σύνολο πληροφοριών σχετικά με την ενέργεια ενός συγκεκριμένου ηλεκτρονίου και τον χώρο στον οποίο βρίσκεται. Ένα ηλεκτρόνιο σε ένα άτομο δεν έχει τροχιά κίνησης, δηλαδή μπορούμε μόνο να μιλήσουμε την πιθανότητα να το βρούμε στον χώρο γύρω από τον πυρήνα.

Μπορεί να βρίσκεται σε οποιοδήποτε μέρος αυτού του χώρου που περιβάλλει τον πυρήνα και το σύνολο των διαφόρων θέσεων του θεωρείται ως ένα νέφος ηλεκτρονίων με μια ορισμένη αρνητική πυκνότητα φορτίου. Μεταφορικά, αυτό μπορεί να φανταστεί ως εξής: αν ήταν δυνατό να φωτογραφηθεί η θέση ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο μετά από εκατοστά ή εκατομμυριοστά του δευτερολέπτου, όπως σε ένα φινίρισμα φωτογραφίας, τότε το ηλεκτρόνιο σε τέτοιες φωτογραφίες θα παριστάνεται ως κουκκίδες. Όταν εφαρμόζεται αμέτρητοςΤέτοιες φωτογραφίες θα παράγουν μια εικόνα ενός νέφους ηλεκτρονίων με τη μεγαλύτερη πυκνότητα όπου υπάρχουν τα περισσότερα από αυτά τα σημεία.

Χώρος τριγύρω ατομικό πυρήνα, στο οποίο είναι πιο πιθανό να βρεθεί το ηλεκτρόνιο ονομάζεται τροχιακό. Περιέχει περίπου 90% ηλεκτρονικό σύννεφο, και αυτό σημαίνει ότι περίπου το 90% του χρόνου το ηλεκτρόνιο βρίσκεται σε αυτό το μέρος του χώρου. Διακρίνονται από το σχήμα 4 γνωστοί σήμερα τύποι τροχιακών, τα οποία ονομάζονται λατινικά γράμματα s, p, d και f. Γραφική εικόναΟρισμένες μορφές τροχιακών ηλεκτρονίων φαίνονται στο σχήμα.

Το πιο σημαντικό χαρακτηριστικό της κίνησης ενός ηλεκτρονίου σε ένα συγκεκριμένο τροχιακό είναι ενέργεια της σύνδεσής του με τον πυρήνα. Τα ηλεκτρόνια με παρόμοιες τιμές ενέργειας σχηματίζουν ένα ενιαίο στρώμα ηλεκτρονίων ή ένα επίπεδο ενέργειας. Τα επίπεδα ενέργειας αριθμούνται ξεκινώντας από τον πυρήνα - 1, 2, 3, 4, 5, 6 και 7.

Ο ακέραιος αριθμός n, που δείχνει τον αριθμό του ενεργειακού επιπέδου, ονομάζεται κύριος κβαντικός αριθμός. Χαρακτηρίζει την ενέργεια των ηλεκτρονίων που καταλαμβάνουν ένα δεδομένο ενεργειακό επίπεδο. Τα ηλεκτρόνια του πρώτου ενεργειακού επιπέδου, που βρίσκονται πιο κοντά στον πυρήνα, έχουν τη χαμηλότερη ενέργεια.Σε σύγκριση με τα ηλεκτρόνια του πρώτου επιπέδου, τα ηλεκτρόνια των επόμενων επιπέδων θα χαρακτηρίζονται από μεγάλη παροχή ενέργειας. Κατά συνέπεια, τα ηλεκτρόνια του εξωτερικού επιπέδου είναι λιγότερο στενά συνδεδεμένα με τον ατομικό πυρήνα.

Ο μεγαλύτερος αριθμός ηλεκτρονίων σε ενεργειακό επίπεδο προσδιορίζεται από τον τύπο:

N = 2n 2,

όπου N είναι ο μέγιστος αριθμός ηλεκτρονίων. n είναι ο αριθμός επιπέδου ή ο κύριος κβαντικός αριθμός. Κατά συνέπεια, στο πρώτο ενεργειακό επίπεδο που βρίσκεται πιο κοντά στον πυρήνα δεν μπορεί να υπάρχουν περισσότερα από δύο ηλεκτρόνια. στο δεύτερο - όχι περισσότερο από 8. στο τρίτο - όχι περισσότερο από 18. την τέταρτη - όχι περισσότερο από 32.

Ξεκινώντας από το δεύτερο ενεργειακό επίπεδο (n = 2), κάθε ένα από τα επίπεδα χωρίζεται σε υποεπίπεδα (υποστιβάδες), ελαφρώς διαφορετικά μεταξύ τους στην ενέργεια δέσμευσης με τον πυρήνα. Ο αριθμός των υποεπιπέδων είναι ίσος με την τιμή του κύριου κβαντικού αριθμού: το πρώτο επίπεδο ενέργειας έχει ένα υποεπίπεδο. το δεύτερο - δύο? τρίτο - τρία? τέταρτο - τέσσερα υποεπίπεδα. Τα υποεπίπεδα, με τη σειρά τους, σχηματίζονται από τροχιακά. Κάθε τιμήΤο n αντιστοιχεί στον αριθμό των τροχιακών ίσο με n.

Συνήθως ορίζονται υποεπίπεδα με λατινικά γράμματα, καθώς και το σχήμα των τροχιακών από τα οποία αποτελούνται: s, p, d, f.

Πρωτόνια και Νετρόνια

Άτομο οποιουδήποτε χημικό στοιχείοσυγκρίσιμο με ένα μικροσκοπικό ηλιακό σύστημα. Επομένως, αυτό το μοντέλο του ατόμου, που προτάθηκε από τον E. Rutherford, ονομάζεται πλανητικός.

Ο ατομικός πυρήνας, στον οποίο συγκεντρώνεται ολόκληρη η μάζα του ατόμου, αποτελείται από σωματίδια δύο τύπων - πρωτόνια και νετρόνια.

Τα πρωτόνια έχουν φορτίο ίσο με το φορτίο των ηλεκτρονίων, αλλά αντίθετο στο πρόσημο (+1) και μάζα ίσο με μάζαάτομο υδρογόνου (λαμβάνεται ως μονάδα στη χημεία). Τα νετρόνια δεν φέρουν φορτίο, είναι ουδέτερα και έχουν μάζα ίση με τη μάζα ενός πρωτονίου.

Τα πρωτόνια και τα νετρόνια μαζί ονομάζονται νουκλεόνια (από το λατινικό nucleus - nucleus). Το άθροισμα του αριθμού των πρωτονίων και των νετρονίων σε ένα άτομο ονομάζεται μαζικός αριθμός . Για παράδειγμα, ο αριθμός μάζας ενός ατόμου αλουμινίου είναι:

13 + 14 = 27

αριθμός πρωτονίων 13, αριθμός νετρονίων 14, αριθμός μάζας 27

Δεδομένου ότι η μάζα του ηλεκτρονίου, η οποία είναι αμελητέα μικρή, μπορεί να παραμεληθεί, είναι προφανές ότι ολόκληρη η μάζα του ατόμου είναι συγκεντρωμένη στον πυρήνα. Τα ηλεκτρόνια ονομάζονται e-.

Από το άτομο ηλεκτρικά ουδέτερο, τότε είναι επίσης προφανές ότι ο αριθμός των πρωτονίων και των ηλεκτρονίων σε ένα άτομο είναι ο ίδιος. Είναι ίσος με τον αύξοντα αριθμό του χημικού στοιχείου που του έχει αποδοθεί στον Περιοδικό Πίνακα. Η μάζα ενός ατόμου αποτελείται από τη μάζα των πρωτονίων και των νετρονίων. Γνωρίζοντας τον ατομικό αριθμό του στοιχείου (Ζ), δηλαδή τον αριθμό των πρωτονίων και τον αριθμό μάζας (Α), ίσο με το άθροισμααριθμούς πρωτονίων και νετρονίων, μπορείτε να βρείτε τον αριθμό των νετρονίων (N) χρησιμοποιώντας τον τύπο:

Ν = Α - Ζ

Για παράδειγμα, ο αριθμός των νετρονίων σε ένα άτομο σιδήρου είναι:

56 — 26 = 30

Ισότοπα

Ονομάζονται ποικιλίες ατόμων του ίδιου στοιχείου που έχουν το ίδιο πυρηνικό φορτίο αλλά διαφορετικούς αριθμούς μάζας ισότοπα. Τα χημικά στοιχεία που βρίσκονται στη φύση είναι ένα μείγμα ισοτόπων. Έτσι, ο άνθρακας έχει τρία ισότοπα με μάζες 12, 13, 14. οξυγόνο - τρία ισότοπα με μάζες 16, 17, 18 κ.λπ. Η σχετική ατομική μάζα ενός χημικού στοιχείου που συνήθως δίνεται στον Περιοδικό Πίνακα είναι η μέση τιμή των ατομικών μαζών ενός φυσικού μείγματος ισοτόπων ενός δεδομένου στοιχείου, λαμβάνοντας υπόψη τη σχετική αφθονία τους στη φύση. Χημικές ιδιότητεςΤα ισότοπα των περισσότερων χημικών στοιχείων είναι ακριβώς τα ίδια. Ωστόσο, τα ισότοπα υδρογόνου ποικίλλουν σε μεγάλο βαθμό ως προς τις ιδιότητες λόγω της δραματικής πολλαπλής αύξησης της σχετικής ατομικής τους μάζας. τους δίνονται ακόμη και μεμονωμένα ονόματα και χημικά σύμβολα.

Στοιχεία της πρώτης περιόδου

Σχέδιο ηλεκτρονική δομήάτομο υδρογόνου:

Τα διαγράμματα της ηλεκτρονικής δομής των ατόμων δείχνουν την κατανομή των ηλεκτρονίων στα ηλεκτρονικά στρώματα (ενεργειακά επίπεδα).

Γραφικός ηλεκτρονικός τύπος του ατόμου υδρογόνου (δείχνει την κατανομή των ηλεκτρονίων ανά ενεργειακά επίπεδα και υποεπίπεδα):

Οι γραφικοί ηλεκτρονικοί τύποι των ατόμων δείχνουν την κατανομή των ηλεκτρονίων όχι μόνο μεταξύ επιπέδων και υποεπίπεδων, αλλά και μεταξύ τροχιακών.

Σε ένα άτομο ηλίου, το πρώτο στρώμα ηλεκτρονίων είναι πλήρες - έχει 2 ηλεκτρόνια. Το υδρογόνο και το ήλιο είναι s-στοιχεία. Το τροχιακό s αυτών των ατόμων είναι γεμάτο με ηλεκτρόνια.

Για όλα τα στοιχεία της δεύτερης περιόδου γεμίζει το πρώτο ηλεκτρονικό στρώμα, και τα ηλεκτρόνια γεμίζουν τα τροχιακά s και p του δεύτερου στρώματος ηλεκτρονίων σύμφωνα με την αρχή της ελάχιστης ενέργειας (πρώτα s και μετά p) και τους κανόνες Pauli και Hund.

Στο άτομο νέον, το δεύτερο στρώμα ηλεκτρονίων είναι πλήρες - έχει 8 ηλεκτρόνια.

Για τα άτομα των στοιχείων της τρίτης περιόδου, η πρώτη και η δεύτερη ηλεκτρονική στιβάδα συμπληρώνονται, επομένως γεμίζεται η τρίτη ηλεκτρονική στιβάδα, στην οποία τα ηλεκτρόνια μπορούν να καταλάβουν τα 3s-, 3p- και 3d-υποεπίπεδα.

Το άτομο μαγνησίου ολοκληρώνει το τροχιακό του ηλεκτρονίου 3s. Το Na και το Mg είναι s-στοιχεία.

Στο αλουμίνιο και τα επόμενα στοιχεία, το υποεπίπεδο 3p είναι γεμάτο με ηλεκτρόνια.

Τα στοιχεία της τρίτης περιόδου έχουν μη συμπληρωμένα τρισδιάστατα τροχιακά.

Όλα τα στοιχεία από το Al έως το Ar είναι στοιχεία p. Τα στοιχεία s και p αποτελούν τις κύριες υποομάδες στον Περιοδικό Πίνακα.

Στοιχεία τέταρτης - έβδομης περιόδου

Ένα τέταρτο στρώμα ηλεκτρονίων εμφανίζεται στα άτομα καλίου και ασβεστίου και το υποεπίπεδο 4s είναι γεμάτο, καθώς έχει χαμηλότερη ενέργεια από το υποεπίπεδο 3d.

K, Ca - s-στοιχεία που περιλαμβάνονται στις κύριες υποομάδες. Για άτομα από Sc έως Zn, το 3d υποεπίπεδο είναι γεμάτο με ηλεκτρόνια. Αυτά είναι τρισδιάστατα στοιχεία. Περιλαμβάνονται σε δευτερεύουσες υποομάδες, το εξωτερικό τους ηλεκτρονικό στρώμα είναι γεμάτο και ταξινομούνται ως μεταβατικά στοιχεία.

Δώστε προσοχή στη δομή των ηλεκτρονικών κελυφών ατόμων χρωμίου και χαλκού. Σε αυτά, ένα ηλεκτρόνιο "αποτυγχάνει" από το 4s στο 3d υποεπίπεδο, γεγονός που εξηγείται από τη μεγαλύτερη ενεργειακή σταθερότητα των ηλεκτρονικών διαμορφώσεων που προκύπτουν 3d 5 και 3d 10:

Στο άτομο ψευδαργύρου, η τρίτη στοιβάδα ηλεκτρονίων έχει ολοκληρωθεί - όλα τα υποεπίπεδα 3s, 3p και 3d είναι γεμάτα σε αυτό, με συνολικά 18 ηλεκτρόνια. Στα στοιχεία που ακολουθούν τον ψευδάργυρο, το τέταρτο στρώμα ηλεκτρονίων, το υποεπίπεδο 4p, συνεχίζει να γεμίζει.

Τα στοιχεία από το Ga έως το Kr είναι στοιχεία p.

Στο άτομο του κρυπτού εξωτερικό στρώμα(τέταρτο) είναι πλήρης, έχει 8 ηλεκτρόνια. Αλλά μπορεί να υπάρχουν συνολικά 32 ηλεκτρόνια στο τέταρτο στρώμα ηλεκτρονίων. το άτομο κρυπτών έχει ακόμη μη συμπληρωμένα υποεπίπεδα 4d και 4f. Για στοιχεία της πέμπτης περιόδου, τα υποεπίπεδα συμπληρώνονται με την ακόλουθη σειρά: 5s - 4d - 5p. Και υπάρχουν επίσης εξαιρέσεις που σχετίζονται με « αποτυχία» ηλεκτρόνια, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Στην έκτη και έβδομη περίοδο, εμφανίζονται τα στοιχεία f, δηλαδή στοιχεία στα οποία γεμίζονται τα υποεπίπεδα 4f και 5f του τρίτου εξωτερικού ηλεκτρονικού στρώματος, αντίστοιχα.

Τα στοιχεία 4f ονομάζονται λανθανίδες.

Τα στοιχεία 5f ονομάζονται ακτινίδες.

Η σειρά πλήρωσης ηλεκτρονικών υποεπιπέδων στα άτομα των στοιχείων της έκτης περιόδου: 55 Cs και 56 στοιχεία Ba - 6s. 57 La … 6s 2 5d x - 5d στοιχείο; 58 Ce - 71 Lu - 4f στοιχεία; 72 Hf - 80 Hg - 5d στοιχεία; 81 T1 - 86 Rn - 6d στοιχεία. Αλλά και εδώ, υπάρχουν στοιχεία στα οποία «παραβιάζεται» η σειρά πλήρωσης των ηλεκτρονικών τροχιακών, η οποία, για παράδειγμα, σχετίζεται με τη μεγαλύτερη ενεργειακή σταθερότητα των μισών και πλήρως γεμισμένων f-υποεπιπέδων, δηλαδή nf 7 και nf 14. Ανάλογα με το τελευταίο υποεπίπεδο του ατόμου που είναι γεμάτο με ηλεκτρόνια, όλα τα στοιχεία χωρίζονται σε τέσσερις οικογένειες ηλεκτρονίων ή μπλοκ:

• s-στοιχεία. Το s-υποεπίπεδο του εξωτερικού επιπέδου του ατόμου είναι γεμάτο με ηλεκτρόνια. Τα s-στοιχεία περιλαμβάνουν υδρογόνο, ήλιο και στοιχεία των κύριων υποομάδων των ομάδων I και II.

• p-στοιχεία. Το p-υποεπίπεδο του εξωτερικού επιπέδου του ατόμου είναι γεμάτο με ηλεκτρόνια. Τα στοιχεία p περιλαμβάνουν στοιχεία των κύριων υποομάδων των ομάδων III-VIII.

• d-στοιχεία. Το d-υποεπίπεδο του προ-εξωτερικού επιπέδου του ατόμου είναι γεμάτο με ηλεκτρόνια. Τα d-στοιχεία περιλαμβάνουν στοιχεία δευτερευουσών υποομάδων των ομάδων I-VIII, δηλαδή στοιχεία plug-in δεκαετιών μεγάλων περιόδων που βρίσκονται μεταξύ s- και p-στοιχείων. Ονομάζονται επίσης μεταβατικά στοιχεία.

• f-στοιχεία. Το υποεπίπεδο f του τρίτου εξωτερικού επιπέδου του ατόμου είναι γεμάτο με ηλεκτρόνια. Αυτά περιλαμβάνουν λανθανίδες και αντινοειδείς ουσίες.

Ο Ελβετός φυσικός W. Pauli το 1925 διαπίστωσε ότι σε ένα άτομο σε ένα τροχιακό δεν μπορούν να υπάρχουν περισσότερα από δύο ηλεκτρόνια που έχουν αντίθετες (αντιπαράλληλες) σπιν (που μεταφράζονται από τα αγγλικά ως «άτρακτος»), δηλαδή έχουν τέτοιες ιδιότητες που υπό όρους μπορούμε να φανταστούμε όπως η περιστροφή ενός ηλεκτρονίου γύρω από τον νοητό άξονά του: δεξιόστροφα ή αριστερόστροφα.

Αυτή η αρχή ονομάζεται Αρχή Pauli. Εάν υπάρχει ένα ηλεκτρόνιο στο τροχιακό, τότε αυτό ονομάζεται ασύζευκτο· εάν υπάρχουν δύο, τότε αυτά είναι ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια, δηλαδή ηλεκτρόνια με αντίθετα σπιν. Το σχήμα δείχνει ένα διάγραμμα της διαίρεσης των ενεργειακών επιπέδων σε υποεπίπεδα και τη σειρά με την οποία συμπληρώνονται.

Πολύ συχνά, η δομή των ηλεκτρονικών κελυφών των ατόμων απεικονίζεται χρησιμοποιώντας ενέργεια ή κβαντικά κύτταρα - γράφονται οι λεγόμενοι γραφικοί ηλεκτρονικοί τύποι. Για αυτόν τον συμβολισμό, χρησιμοποιείται ο ακόλουθος συμβολισμός: κάθε κβαντικό κύτταρο χαρακτηρίζεται από ένα κελί που αντιστοιχεί σε ένα τροχιακό. Κάθε ηλεκτρόνιο υποδεικνύεται με ένα βέλος που αντιστοιχεί στην κατεύθυνση του σπιν. Κατά την εγγραφή γραφικών ηλεκτρονική φόρμουλαΥπάρχουν δύο κανόνες που πρέπει να θυμάστε: Η αρχή του Pauli και ο κανόνας του F. Hund, σύμφωνα με την οποία τα ηλεκτρόνια καταλαμβάνουν ελεύθερα κύτταρα πρώτα ένα κάθε φορά και έχουν την ίδια τιμή σπιν, και μόνο τότε ζευγαρώνουν, αλλά τα σπιν, σύμφωνα με την αρχή Pauli, θα είναι ήδη αντίθετα κατευθυνόμενα.

Ο κανόνας του Hund και η αρχή του Pauli

Ο κανόνας του Hund- ένας κανόνας κβαντικής χημείας που καθορίζει τη σειρά πλήρωσης των τροχιακών μιας συγκεκριμένης υποστιβάδας και διατυπώνεται ως εξής: συνολική αξίαο κβαντικός αριθμός σπιν των ηλεκτρονίων μιας δεδομένης υποστιβάδας πρέπει να είναι μέγιστος. Διατυπώθηκε από τον Friedrich Hund το 1925.

Αυτό σημαίνει ότι σε καθένα από τα τροχιακά της υποστιβάδας, ένα ηλεκτρόνιο γεμίζει πρώτα και μόνο αφού εξαντληθούν τα μη γεμάτα τροχιακά, προστίθεται ένα δεύτερο ηλεκτρόνιο σε αυτό το τροχιακό. Σε αυτή την περίπτωση, ένα τροχιακό περιέχει δύο ηλεκτρόνια με σπιν μισού ακέραιου αριθμού αντίθετο σημάδι, τα οποία ζευγαρώνουν (σχηματίζουν ένα νέφος δύο ηλεκτρονίων) και, ως αποτέλεσμα, το συνολικό σπιν του τροχιακού γίνεται ίσο με μηδέν.

Άλλη διατύπωση: Χαμηλότερο σε ενέργεια βρίσκεται ο ατομικός όρος για τον οποίο ικανοποιούνται δύο συνθήκες.

1. Η πολλαπλότητα είναι μέγιστη
2. Όταν οι πολλαπλότητες συμπίπτουν, η συνολική τροχιακή ορμή L είναι μέγιστη.

Ας αναλύσουμε αυτόν τον κανόνα χρησιμοποιώντας το παράδειγμα πλήρωσης τροχιακών p-υποεπιπέδου Π-στοιχεία της δεύτερης περιόδου (δηλαδή, από το βόριο στο νέο (στο παρακάτω διάγραμμα, οι οριζόντιες γραμμές υποδεικνύουν τροχιακά, τα κατακόρυφα βέλη δείχνουν ηλεκτρόνια και η κατεύθυνση του βέλους υποδεικνύει τον προσανατολισμό του σπιν).

Ο κανόνας του Κλετσκόφσκι

Ο κανόνας του Κλετσκόφσκι -καθώς αυξάνεται ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων στα άτομα (καθώς αυξάνονται τα φορτία των πυρήνων τους, ή σειριακοί αριθμοίχημικά στοιχεία) τα ατομικά τροχιακά συμπληρώνονται με τέτοιο τρόπο ώστε η εμφάνιση ηλεκτρονίων σε ένα τροχιακό με υψηλότερη ενέργεια να εξαρτάται μόνο από τον κύριο κβαντικό αριθμό n και να μην εξαρτάται από όλους τους άλλους κβαντικούς αριθμούς, συμπεριλαμβανομένου του l. Φυσικά, αυτό σημαίνει ότι σε ένα άτομο που μοιάζει με υδρογόνο (ελλείψει απώθησης μεταξύ ηλεκτρονίων), η τροχιακή ενέργεια ενός ηλεκτρονίου καθορίζεται μόνο από τη χωρική απόσταση της πυκνότητας του φορτίου ηλεκτρονίου από τον πυρήνα και δεν εξαρτάται από τα χαρακτηριστικά του κίνηση στο πεδίο του πυρήνα.

Ο εμπειρικός κανόνας Klechkovsky και το σχήμα διάταξης που προκύπτει από αυτόν είναι κάπως αντιφατικά με την πραγματική ενεργειακή ακολουθία των ατομικών τροχιακών μόνο σε δύο παρόμοιες περιπτώσεις: για άτομα Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , υπάρχει μια «αστοχία» ενός ηλεκτρονίου με s -υποεπίπεδο της εξωτερικής στιβάδας αντικαθίσταται από το d-υποεπίπεδο της προηγούμενης στιβάδας, που οδηγεί σε μια ενεργειακά πιο σταθερή κατάσταση του ατόμου, δηλαδή: μετά την πλήρωση του τροχιακού 6 με δύο ηλεκτρόνια μικρό

Τα χημικά είναι αυτά από τα οποία αποτελείται ο κόσμος γύρω μας.

Οι ιδιότητες κάθε χημικής ουσίας χωρίζονται σε δύο τύπους: χημικές, που χαρακτηρίζουν την ικανότητά της να σχηματίζει άλλες ουσίες και φυσικές, οι οποίες παρατηρούνται αντικειμενικά και μπορούν να εξεταστούν μεμονωμένα από χημικούς μετασχηματισμούς. Για παράδειγμα, οι φυσικές ιδιότητες μιας ουσίας είναι της κατάσταση συνάθροισης(στερεό, υγρό ή αέριο), θερμική αγωγιμότητα, θερμοχωρητικότητα, διαλυτότητα σε διαφορετικά περιβάλλοντα(νερό, αλκοόλ κ.λπ.), πυκνότητα, χρώμα, γεύση κ.λπ.

Μεταμορφώσεις κάποιων ΧΗΜΙΚΕΣ ΟΥΣΙΕΣσε άλλες ουσίες ονομάζονται χημικά φαινόμενα ή χημικές αντιδράσεις. Να σημειωθεί ότι υπάρχουν και φυσικά φαινόμενα που προφανώς συνοδεύονται από αλλαγές σε κάποια φυσικές ιδιότητεςουσίες χωρίς να μετατρέπονται σε άλλες ουσίες. ΠΡΟΣ ΤΗΝ φυσικά φαινόμενα, για παράδειγμα, περιλαμβάνουν το λιώσιμο του πάγου, το πάγωμα ή την εξάτμιση του νερού κ.λπ.

Σχετικά με το τι συμβαίνει κατά τη διάρκεια μιας διαδικασίας χημικό φαινόμενο, μπορούμε να συμπεράνουμε παρατηρώντας ιδιαίτερα χαρακτηριστικά χημικές αντιδράσεις, όπως αλλαγή χρώματος, καθίζηση, έκλυση αερίων, θερμότητα και/ή φως.

Για παράδειγμα, ένα συμπέρασμα σχετικά με την εμφάνιση χημικών αντιδράσεων μπορεί να εξαχθεί παρατηρώντας:

Σχηματισμός ιζήματος κατά το βράσιμο του νερού, που ονομάζεται κλίμακα στην καθημερινή ζωή.

Η απελευθέρωση θερμότητας και φωτός όταν καίγεται μια φωτιά.

Αλλαγή χρώματος σε ένα κομμάτι φρέσκου μήλου στον αέρα.

Σχηματισμός φυσαλίδων αερίου κατά τη ζύμωση της ζύμης κ.λπ.

Τα μικρότερα σωματίδια μιας ουσίας που ουσιαστικά δεν υφίστανται αλλαγές κατά τη διάρκεια χημικών αντιδράσεων, αλλά συνδέονται μεταξύ τους μόνο με νέο τρόπο, ονομάζονται άτομα.

Η ίδια η ιδέα της ύπαρξης τέτοιων μονάδων ύλης προέκυψε πίσω αρχαία Ελλάδαστα μυαλά των αρχαίων φιλοσόφων, πράγμα που εξηγεί στην πραγματικότητα την προέλευση του όρου «άτομο», αφού το «άτομος» κυριολεκτικά μεταφρασμένο από τα ελληνικά σημαίνει «αδιαίρετο».

Ωστόσο, σε αντίθεση με την ιδέα των αρχαίων Ελλήνων φιλοσόφων, τα άτομα δεν είναι το απόλυτο ελάχιστο της ύλης, δηλ. οι ίδιοι έχουν πολύπλοκη δομή.

Κάθε άτομο αποτελείται από τα λεγόμενα υποατομικά σωματίδια - πρωτόνια, νετρόνια και ηλεκτρόνια, που υποδεικνύονται αντίστοιχα με τα σύμβολα p +, n o και e -. Ο εκθέτης στον συμβολισμό που χρησιμοποιείται υποδεικνύει ότι το πρωτόνιο έχει ένα θετικό φορτίο μονάδας, το ηλεκτρόνιο έχει ένα αρνητικό φορτίο μονάδας και το νετρόνιο δεν έχει φορτίο.

Όσον αφορά την ποιοτική δομή ενός ατόμου, σε κάθε άτομο όλα τα πρωτόνια και τα νετρόνια συγκεντρώνονται στον λεγόμενο πυρήνα, γύρω από τον οποίο τα ηλεκτρόνια σχηματίζουν ένα κέλυφος ηλεκτρονίων.

Το πρωτόνιο και το νετρόνιο έχουν σχεδόν τις ίδιες μάζες, δηλ. m p ≈ m n, και η μάζα του ηλεκτρονίου είναι σχεδόν 2000 φορές μικρότερη από τη μάζα καθενός από αυτά, δηλ. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.

Δεδομένου ότι η θεμελιώδης ιδιότητα ενός ατόμου είναι η ηλεκτρική του ουδετερότητα και το φορτίο ενός ηλεκτρονίου είναι ίσο με το φορτίο ενός πρωτονίου, από αυτό μπορούμε να συμπεράνουμε ότι ο αριθμός των ηλεκτρονίων σε κάθε άτομο είναι ίσος με τον αριθμό των πρωτονίων.

Για παράδειγμα, ο παρακάτω πίνακας δείχνει την πιθανή σύνθεση των ατόμων:

Τύπος ατόμων με το ίδιο πυρηνικό φορτίο, δηλ. Με τον ίδιο αριθμόΤα πρωτόνια στους πυρήνες τους ονομάζονται χημικό στοιχείο. Έτσι, από τον παραπάνω πίνακα μπορούμε να συμπεράνουμε ότι το άτομο1 και το άτομο2 ανήκουν σε ένα χημικό στοιχείο και το άτομο3 και το άτομο4 ανήκουν σε ένα άλλο χημικό στοιχείο.

Κάθε χημικό στοιχείο έχει το δικό του όνομα και μεμονωμένο σύμβολο, το οποίο διαβάζεται με συγκεκριμένο τρόπο. Έτσι, για παράδειγμα, το απλούστερο χημικό στοιχείο, τα άτομα του οποίου περιέχουν μόνο ένα πρωτόνιο στον πυρήνα, ονομάζεται «υδρογόνο» και συμβολίζεται με το σύμβολο «Η», το οποίο διαβάζεται ως «στάχτη» και ένα χημικό στοιχείο με ένα πυρηνικό φορτίο +7 (δηλαδή που περιέχει 7 πρωτόνια) - "άζωτο", έχει το σύμβολο "N", το οποίο διαβάζεται ως "en".

Όπως μπορείτε να δείτε από τον παραπάνω πίνακα, τα άτομα ενός χημικού στοιχείου μπορεί να διαφέρουν ως προς τον αριθμό των νετρονίων στους πυρήνες τους.

Άτομα που ανήκουν στο ίδιο χημικό στοιχείο, αλλά έχουν διαφορετικές ποσότητεςΤα νετρόνια και, κατά συνέπεια, η μάζα ονομάζονται ισότοπα.

Για παράδειγμα, το χημικό στοιχείο υδρογόνο έχει τρία ισότοπα - 1 Η, 2 Η και 3 Η. Οι δείκτες 1, 2 και 3 πάνω από το σύμβολο H σημαίνουν τον συνολικό αριθμό νετρονίων και πρωτονίων. Εκείνοι. Γνωρίζοντας ότι το υδρογόνο είναι ένα χημικό στοιχείο, το οποίο χαρακτηρίζεται από το γεγονός ότι υπάρχει ένα πρωτόνιο στους πυρήνες των ατόμων του, μπορούμε να συμπεράνουμε ότι στο ισότοπο 1 H δεν υπάρχουν καθόλου νετρόνια (1-1 = 0). το ισότοπο 2 Η - 1 νετρόνιο (2-1=1) και στο ισότοπο 3 Η – δύο νετρόνια (3-1=2). Δεδομένου ότι, όπως αναφέρθηκε ήδη, το νετρόνιο και το πρωτόνιο έχουν τις ίδιες μάζες και η μάζα του ηλεκτρονίου είναι αμελητέα μικρή σε σύγκριση με αυτά, αυτό σημαίνει ότι το ισότοπο 2 Η είναι σχεδόν διπλάσιο από το ισότοπο 1 Η και το 3 Το ισότοπο H είναι ακόμη τρεις φορές βαρύτερο. Λόγω μιας τόσο μεγάλης διασποράς στις μάζες των ισοτόπων του υδρογόνου, στα ισότοπα 2 H και 3 H αποδόθηκαν ακόμη και ξεχωριστά μεμονωμένα ονόματα και σύμβολα, κάτι που δεν είναι τυπικό για κανένα άλλο χημικό στοιχείο. Το ισότοπο 2Η ονομάστηκε δευτέριο και δόθηκε το σύμβολο D, και στο ισότοπο 3Η δόθηκε το όνομα τρίτιο και δόθηκε το σύμβολο T.

Αν πάρουμε τη μάζα του πρωτονίου και του νετρονίου ως μία και παραμελήσουμε τη μάζα του ηλεκτρονίου, στην πραγματικότητα ο επάνω αριστερός δείκτης, εκτός από τον συνολικό αριθμό πρωτονίων και νετρονίων στο άτομο, μπορεί να θεωρηθεί η μάζα του, και επομένως αυτός ο δείκτης ονομάζεται μαζικός αριθμός και δηλώνεται με το σύμβολο A. Δεδομένου ότι το φορτίο του πυρήνα οποιωνδήποτε πρωτονίων αντιστοιχεί στο άτομο, και το φορτίο κάθε πρωτονίου θεωρείται συμβατικά ίσο με +1, ο αριθμός των πρωτονίων στον πυρήνα ονομάζεται αριθμός χρέωσης (Z). Δηλώνοντας τον αριθμό των νετρονίων σε ένα άτομο ως Ν, η σχέση μεταξύ του αριθμού μάζας, του αριθμού φορτίου και του αριθμού των νετρονίων μπορεί να εκφραστεί μαθηματικά ως:

Σύμφωνα με σύγχρονες ιδέες, το ηλεκτρόνιο έχει διπλή φύση (σωματίδιο-κύμα). Έχει τις ιδιότητες τόσο ενός σωματιδίου όσο και ενός κύματος. Όπως ένα σωματίδιο, ένα ηλεκτρόνιο έχει μάζα και φορτίο, αλλά ταυτόχρονα, η ροή των ηλεκτρονίων, όπως ένα κύμα, χαρακτηρίζεται από την ικανότητα περίθλασης.

Για την περιγραφή της κατάστασης ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο, χρησιμοποιούνται οι έννοιες της κβαντομηχανικής, σύμφωνα με τις οποίες το ηλεκτρόνιο δεν έχει συγκεκριμένη τροχιά κίνησης και μπορεί να βρίσκεται σε οποιοδήποτε σημείο του χώρου, αλλά με διαφορετικές πιθανότητες.

Η περιοχή του χώρου γύρω από τον πυρήνα όπου είναι πιο πιθανό να βρεθεί ένα ηλεκτρόνιο ονομάζεται ατομικό τροχιακό.

Ένα ατομικό τροχιακό μπορεί να έχει διάφορα σχήματα, μέγεθος και προσανατολισμός. Ένα ατομικό τροχιακό ονομάζεται επίσης νέφος ηλεκτρονίων.

Γραφικά, ένα ατομικό τροχιακό συνήθως συμβολίζεται ως τετράγωνο κελί:

Η κβαντομηχανική έχει ένα εξαιρετικά περίπλοκο μαθηματική συσκευή, επομένως εντός σχολικό μάθημαΧημεία, εξετάζονται μόνο οι συνέπειες της κβαντομηχανικής θεωρίας.

Σύμφωνα με αυτές τις συνέπειες, κάθε ατομικό τροχιακό και το ηλεκτρόνιο που βρίσκεται σε αυτό χαρακτηρίζονται πλήρως από 4 κβαντικούς αριθμούς.

• Ο κύριος κβαντικός αριθμός, n, καθορίζει τη συνολική ενέργεια ενός ηλεκτρονίου σε ένα δεδομένο τροχιακό. Εύρος τιμών του κύριου κβαντικού αριθμού – όλα ακέραιοι αριθμοί, δηλ. n = 1,2,3,4, 5, κ.λπ.
• Ο τροχιακός κβαντικός αριθμός - l - χαρακτηρίζει το σχήμα του ατομικού τροχιακού και μπορεί να πάρει οποιαδήποτε ακέραια τιμή από 0 έως n-1, όπου το n, ανάκληση, είναι ο κύριος κβαντικός αριθμός.

Τα τροχιακά με l = 0 ονομάζονται μικρό-τροχιακά. Τα s-τροχιακά έχουν σφαιρικό σχήμα και δεν έχουν κατεύθυνση στο διάστημα:

Τα τροχιακά με l = 1 ονομάζονται Π-τροχιακά. Αυτά τα τροχιακά έχουν το σχήμα ενός τρισδιάστατου σχήματος οκτώ, δηλ. ένα σχήμα που λαμβάνεται περιστρέφοντας ένα σχήμα οκτώ γύρω από έναν άξονα συμμετρίας και εξωτερικά μοιάζει με αλτήρα:

Τα τροχιακά με l = 2 ονομάζονται ρε-τροχιακάκαι με l = 3 – φά-τροχιακά. Η δομή τους είναι πολύ πιο περίπλοκη.

3) Ο μαγνητικός κβαντικός αριθμός – m l – καθορίζει τον χωρικό προσανατολισμό ενός συγκεκριμένου ατομικού τροχιακού και εκφράζει την προβολή τροχιακή στιγμήώθηση ανά κατεύθυνση μαγνητικό πεδίο. Ο μαγνητικός κβαντικός αριθμός m l αντιστοιχεί στον προσανατολισμό του τροχιακού σε σχέση με την κατεύθυνση του διανύσματος ισχύος του εξωτερικού μαγνητικού πεδίου και μπορεί να λάβει οποιεσδήποτε ακέραιες τιμές από –l έως +l, συμπεριλαμβανομένου του 0, δηλ. σύνολοοι πιθανές τιμές είναι (2l+1). Έτσι, για παράδειγμα, για l = 0 m l = 0 (μία τιμή), για l = 1 m l = -1, 0, +1 (τρεις τιμές), για l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (πέντε τιμές μαγνητικού κβαντικού αριθμού) κ.λπ.

Έτσι, για παράδειγμα, τα p-τροχιακά, δηλ. τροχιακά με τροχιακό κβαντικό αριθμό l = 1, που έχουν σχήμα «τρισδιάστατου σχήματος οκτώ», αντιστοιχούν σε τρεις τιμές του μαγνητικού κβαντικού αριθμού (-1, 0, +1), ο οποίος με τη σειρά του, αντιστοιχούν σε τρεις κατευθύνσεις κάθετες μεταξύ τους στο χώρο.

4) Ο κβαντικός αριθμός spin (ή απλά spin) - m s - μπορεί υπό όρους να θεωρηθεί υπεύθυνος για την κατεύθυνση περιστροφής του ηλεκτρονίου στο άτομο· μπορεί να λάβει τιμές. Τα ηλεκτρόνια με διαφορετικά σπιν υποδεικνύονται με κάθετα βέλη που δείχνουν προς τα μέσα διαφορετικές πλευρές: ↓ και .

Το σύνολο όλων των τροχιακών σε ένα άτομο που έχουν τον ίδιο κύριο κβαντικό αριθμό ονομάζεται ενεργειακό επίπεδο ή νέφος ηλεκτρονίων. Οποιοδήποτε αυθαίρετο επίπεδο ενέργειας με κάποιο αριθμό n αποτελείται από n 2 τροχιακά.

Ένα σύνολο τροχιακών με τις ίδιες τιμές του κύριου κβαντικού αριθμού και του τροχιακού κβαντικού αριθμού αντιπροσωπεύει ένα υποεπίπεδο ενέργειας.

Κάθε επίπεδο ενέργειας, που αντιστοιχεί στον κύριο κβαντικό αριθμό n, περιέχει n υποεπίπεδα. Με τη σειρά του, κάθε ενεργειακό υποεπίπεδο με τροχιακό κβαντικό αριθμό l αποτελείται από (2l+1) τροχιακά. Έτσι, το υποεπίπεδο s αποτελείται από ένα s τροχιακό, το υποεπίπεδο p αποτελείται από τρία τροχιακά p, το υποεπίπεδο d αποτελείται από πέντε d τροχιακά και το υποεπίπεδο f αποτελείται από επτά τροχιακά f. Δεδομένου ότι, όπως αναφέρθηκε ήδη, ένα ατομικό τροχιακό συχνά συμβολίζεται με ένα τετράγωνο κελί, τα υποεπίπεδα s-, p-, d- και f μπορούν να αναπαρασταθούν γραφικά ως εξής:

Κάθε τροχιακό αντιστοιχεί σε ένα μεμονωμένο αυστηρά καθορισμένο σύνολο τριών κβαντικών αριθμών n, l και m l.

Η κατανομή των ηλεκτρονίων μεταξύ των τροχιακών ονομάζεται διαμόρφωση ηλεκτρονίων.

Πλήρωση ατομικά τροχιακάΤα ηλεκτρόνια εμφανίζονται σύμφωνα με τρεις συνθήκες:

• Αρχή ελάχιστης ενέργειας: Τα ηλεκτρόνια γεμίζουν τροχιακά ξεκινώντας από το χαμηλότερο ενεργειακό υποεπίπεδο. Η ακολουθία των υποεπίπεδων κατά αύξουσα σειρά των ενεργειών τους είναι η εξής: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Για να είναι πιο εύκολο να θυμάστε αυτή τη σειρά συμπλήρωσης ηλεκτρονικών υποεπιπέδων, η ακόλουθη γραφική απεικόνιση είναι πολύ βολική:

• Αρχή Pauli: Κάθε τροχιακό δεν μπορεί να περιέχει περισσότερα από δύο ηλεκτρόνια.

Αν υπάρχει ένα ηλεκτρόνιο σε ένα τροχιακό, τότε αυτό ονομάζεται ασύζευκτο και αν είναι δύο, τότε ονομάζονται ζεύγος ηλεκτρονίων.

• Ο κανόνας του Hund: η πιο σταθερή κατάσταση ενός ατόμου είναι αυτή στην οποία, μέσα σε ένα υποεπίπεδο, το άτομο έχει τον μέγιστο δυνατό αριθμό μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων. Αυτή η πιο σταθερή κατάσταση του ατόμου ονομάζεται θεμελιώδης κατάσταση.

Στην πραγματικότητα, τα παραπάνω σημαίνουν ότι, για παράδειγμα, η τοποθέτηση 1ου, 2ου, 3ου και 4ου ηλεκτρονίων σε τρία τροχιακά του υποεπίπεδου p θα πραγματοποιηθεί ως εξής:

Η πλήρωση ατομικών τροχιακών από υδρογόνο, που έχει αριθμό φορτίου 1, σε κρυπτό (Kr), με αριθμό φορτίου 36, θα πραγματοποιηθεί ως εξής:

Μια τέτοια αναπαράσταση της σειράς πλήρωσης των ατομικών τροχιακών ονομάζεται ενεργειακό διάγραμμα. Με βάση τα ηλεκτρονικά διαγράμματα μεμονωμένων στοιχείων, είναι δυνατό να σημειωθούν οι λεγόμενοι ηλεκτρονικοί τύποι (διαμορφώσεις) τους. Έτσι, για παράδειγμα, ένα στοιχείο με 15 πρωτόνια και, κατά συνέπεια, 15 ηλεκτρόνια, δηλ. ο φώσφορος (P) θα έχει το ακόλουθο ενεργειακό διάγραμμα:

Όταν μετατραπεί σε ηλεκτρονικό τύπο, το άτομο φωσφόρου θα πάρει τη μορφή:

15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Οι αριθμοί κανονικού μεγέθους στα αριστερά του συμβόλου του υποεπίπεδου δείχνουν τον αριθμό του ενεργειακού επιπέδου και οι εκθέτες στα δεξιά του συμβόλου υποεπίπεδου δείχνουν τον αριθμό των ηλεκτρονίων στο αντίστοιχο υποεπίπεδο.

Παρακάτω είναι οι ηλεκτρονικοί τύποι των πρώτων 36 στοιχείων του περιοδικού πίνακα από τον D.I. Μεντελέεφ.

περίοδος	Στοιχείο αρ.	σύμβολο	Ονομα	ηλεκτρονική φόρμουλα
Εγώ	1	H	υδρογόνο	1s 1
	2	Αυτός	ήλιο	1s 2
II	3	Li	λίθιο	1s 2 2s 1
	4	Είναι	βηρύλλιο	1s 2 2s 2
	5	σι	βόριο	1s 2 2s 2 2p 1
	6	ντο	άνθρακας	1s 2 2s 2 2p 2
	7	Ν	άζωτο	1s 2 2s 2 2p 3
	8	Ο	οξυγόνο	1s 2 2s 2 2p 4
	9	φά	φθόριο	1s 2 2s 2 2p 5
	10	Ne	νέο	1s 2 2s 2 2p 6
III	11	Να	νάτριο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	Mg	μαγνήσιο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Ο Αλ	αλουμίνιο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Σι	πυρίτιο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	Π	φώσφορος	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	μικρό	θείο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	χλώριο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	Ar	αργόν	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV	19	κ	κάλιο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Ca	ασβέστιο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	Sc	σκάνδιο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	τιτάνιο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	βανάδιο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Cr	χρώμιο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 εδώ παρατηρούμε το άλμα ενός ηλεκτρονίου με μικρόεπί ρευποεπίπεδο
	25	Mn	μαγγάνιο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	σίδερο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	Co	κοβάλτιο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	νικέλιο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	χαλκός	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 εδώ παρατηρούμε το άλμα ενός ηλεκτρονίου με μικρόεπί ρευποεπίπεδο
	30	Zn	ψευδάργυρος	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Ga	γάλλιο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Γε	γερμάνιο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	Οπως και	αρσενικό	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	σελήνιο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	Br	βρώμιο	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	Κρ	κρυπτόν	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Όπως ήδη αναφέρθηκε, στη θεμελιώδη τους κατάσταση, τα ηλεκτρόνια στα ατομικά τροχιακά βρίσκονται σύμφωνα με την αρχή της ελάχιστης ενέργειας. Ωστόσο, με την παρουσία κενών ρ-τροχιακών στη θεμελιώδη κατάσταση του ατόμου, συχνά, μεταδίδοντας περίσσεια ενέργειας σε αυτό, το άτομο μπορεί να μεταφερθεί στη λεγόμενη διεγερμένη κατάσταση. Για παράδειγμα, ένα άτομο βορίου στη θεμελιώδη του κατάσταση έχει ηλεκτρονική διαμόρφωση και ενεργειακό διάγραμμα της ακόλουθης μορφής:

5 B = 1s 2 2s 2 2p 1

Και σε διεγερμένη κατάσταση (*), δηλ. Όταν προσδίδεται λίγη ενέργεια σε ένα άτομο βορίου, η διαμόρφωση ηλεκτρονίων και το διάγραμμα ενέργειας του θα μοιάζουν με αυτό:

5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2

Ανάλογα με το ποιο υποεπίπεδο στο άτομο γεμίζει τελευταίο, τα χημικά στοιχεία χωρίζονται σε s, p, d ή f.

Εύρεση στοιχείων s, p, d και f στον πίνακα Δ.Ι. Μεντελέεφ:

• Τα στοιχεία s έχουν το τελευταίο υποεπίπεδο s που πρέπει να συμπληρωθεί. Αυτά τα στοιχεία περιλαμβάνουν στοιχεία των κύριων (στα αριστερά στο κελί του πίνακα) υποομάδες των ομάδων I και II.
• Για τα στοιχεία p, το υποεπίπεδο p συμπληρώνεται. Τα p-στοιχεία περιλαμβάνουν τα τελευταία έξι στοιχεία κάθε περιόδου, εκτός από την πρώτη και την έβδομη, καθώς και στοιχεία των κύριων υποομάδων των ομάδων III-VIII.
• Τα d-στοιχεία βρίσκονται μεταξύ των στοιχείων s και p σε μεγάλες περιόδους.
• Τα στοιχεία f ονομάζονται λανθανίδες και ακτινίδες. Αναγράφονται στο κάτω μέρος του πίνακα D.I. Μεντελέεφ.

Όπως γνωρίζετε, οτιδήποτε υλικό στο Σύμπαν αποτελείται από άτομα. Ένα άτομο είναι η μικρότερη μονάδα ύλης που φέρει τις ιδιότητές της. Με τη σειρά του, η δομή του ατόμου αποτελείται από μια μαγική τριάδα μικροσωματιδίων: πρωτόνια, νετρόνια και ηλεκτρόνια.

Επιπλέον, κάθε ένα από τα μικροσωματίδια είναι καθολικό. Δηλαδή, δεν μπορείτε να βρείτε δύο διαφορετικά πρωτόνια, νετρόνια ή ηλεκτρόνια στον κόσμο. Είναι όλα απολύτως παρόμοια μεταξύ τους. Και οι ιδιότητες του ατόμου θα εξαρτηθούν μόνο από την ποσοτική σύνθεση αυτών των μικροσωματιδίων στη συνολική δομή του ατόμου.

Για παράδειγμα, η δομή ενός ατόμου υδρογόνου αποτελείται από ένα πρωτόνιο και ένα ηλεκτρόνιο. Το επόμενο πιο πολύπλοκο άτομο, το ήλιο, αποτελείται από δύο πρωτόνια, δύο νετρόνια και δύο ηλεκτρόνια. Άτομο λιθίου - κατασκευασμένο από τρία πρωτόνια, τέσσερα νετρόνια και τρία ηλεκτρόνια κ.λπ.

Ατομική δομή (από αριστερά προς τα δεξιά): υδρογόνο, ήλιο, λίθιο

Τα άτομα συνδυάζονται για να σχηματίσουν μόρια και τα μόρια συνδυάζονται για να σχηματίσουν ουσίες, μέταλλα και οργανισμούς. Το μόριο DNA, το οποίο είναι η βάση όλων των ζωντανών όντων, είναι μια δομή που συναρμολογείται από τα ίδια τρία μαγικά τούβλα του σύμπαντος όπως η πέτρα που βρίσκεται στο δρόμο. Αν και αυτή η δομή είναι πολύ πιο περίπλοκη.

Ακόμη πιο εκπληκτικά γεγονότα αποκαλύπτονται όταν προσπαθούμε να ρίξουμε μια πιο προσεκτική ματιά στις αναλογίες και τη δομή του ατομικού συστήματος. Είναι γνωστό ότι ένα άτομο αποτελείται από έναν πυρήνα και ηλεκτρόνια που κινούνται γύρω του κατά μήκος μιας τροχιάς που περιγράφει μια σφαίρα. Δηλαδή, δεν μπορεί καν να ονομαστεί κίνημα με τη συνήθη έννοια του όρου. Μάλλον, το ηλεκτρόνιο βρίσκεται παντού και αμέσως μέσα σε αυτή τη σφαίρα, δημιουργώντας ένα σύννεφο ηλεκτρονίων γύρω από τον πυρήνα και σχηματίζοντας ένα ηλεκτρομαγνητικό πεδίο.

Σχηματικές αναπαραστάσεις της δομής ενός ατόμου

Ο πυρήνας ενός ατόμου αποτελείται από πρωτόνια και νετρόνια και σχεδόν όλη η μάζα του συστήματος είναι συγκεντρωμένη σε αυτόν. Αλλά ταυτόχρονα, ο ίδιος ο πυρήνας είναι τόσο μικρός που αν η ακτίνα του αυξηθεί σε κλίμακα 1 cm, τότε η ακτίνα ολόκληρης της ατομικής δομής θα φτάσει τις εκατοντάδες μέτρα. Έτσι, όλα όσα αντιλαμβανόμαστε ως πυκνή ύλη αποτελούνται από περισσότερο από το 99% των ενεργειακών δεσμών μεταξύ των φυσικών σωματιδίων μόνο και λιγότερο από το 1% των ίδιων των φυσικών μορφών.

Ποιες είναι όμως αυτές οι φυσικές μορφές; Από τι κατασκευάζονται και πόσο υλικό είναι; Για να απαντήσουμε σε αυτές τις ερωτήσεις, ας ρίξουμε μια πιο προσεκτική ματιά στις δομές των πρωτονίων, των νετρονίων και των ηλεκτρονίων. Έτσι, κατεβαίνουμε ένα ακόμη βήμα στα βάθη του μικροκόσμου - στο επίπεδο των υποατομικών σωματιδίων.

Από τι αποτελείται ένα ηλεκτρόνιο;

Το μικρότερο σωματίδιο ενός ατόμου είναι ένα ηλεκτρόνιο. Ένα ηλεκτρόνιο έχει μάζα αλλά όχι όγκο. Στην επιστημονική έννοια, ένα ηλεκτρόνιο δεν αποτελείται από τίποτα, αλλά είναι ένα σημείο χωρίς δομή.

Ένα ηλεκτρόνιο δεν μπορεί να δει στο μικροσκόπιο. Είναι ορατό μόνο με τη μορφή ενός νέφους ηλεκτρονίων, το οποίο μοιάζει με μια θολή σφαίρα γύρω από τον ατομικό πυρήνα. Ταυτόχρονα, είναι αδύνατο να πούμε με ακρίβεια πού βρίσκεται το ηλεκτρόνιο σε μια χρονική στιγμή. Τα όργανα είναι ικανά να συλλάβουν όχι το ίδιο το σωματίδιο, αλλά μόνο το ενεργειακό του ίχνος. Η ουσία του ηλεκτρονίου δεν είναι ενσωματωμένη στην έννοια της ύλης. Μοιάζει μάλλον με κάποια άδεια μορφή που υπάρχει μόνο στην κίνηση και λόγω κίνησης.

Δεν έχει ανακαλυφθεί ακόμη δομή στο ηλεκτρόνιο. Είναι το ίδιο σημειακό σωματίδιο με ένα ενεργειακό κβάντο. Στην πραγματικότητα, ένα ηλεκτρόνιο είναι ενέργεια, ωστόσο, είναι μια πιο σταθερή μορφή του από αυτή που αντιπροσωπεύεται από φωτόνια φωτός.

Αυτή τη στιγμή, το ηλεκτρόνιο θεωρείται αδιαίρετο. Αυτό είναι κατανοητό, γιατί είναι αδύνατο να διαιρεθεί κάτι που δεν έχει όγκο. Ωστόσο, η θεωρία έχει ήδη εξελίξεις σύμφωνα με τις οποίες το ηλεκτρόνιο περιέχει μια τριάδα τέτοιων οιονεί σωματιδίων όπως:

• Orbiton – περιέχει πληροφορίες σχετικά με την τροχιακή θέση του ηλεκτρονίου.
• Spinon – υπεύθυνος για το σπινάρισμα ή τη ροπή.
• Holon - μεταφέρει πληροφορίες σχετικά με το φορτίο του ηλεκτρονίου.

Ωστόσο, όπως βλέπουμε, τα οιονεί σωματίδια δεν έχουν απολύτως τίποτα κοινό με την ύλη και φέρουν μόνο πληροφορίες.

Φωτογραφίες ατόμων διαφορετικών ουσιών σε ηλεκτρονικό μικροσκόπιο

Είναι ενδιαφέρον ότι ένα ηλεκτρόνιο μπορεί να απορροφήσει ενεργειακά κβάντα, όπως φως ή θερμότητα. Σε αυτή την περίπτωση, το άτομο μετακινείται σε ένα νέο ενεργειακό επίπεδο και τα όρια του νέφους ηλεκτρονίων επεκτείνονται. Συμβαίνει επίσης ότι η ενέργεια που απορροφάται από ένα ηλεκτρόνιο είναι τόσο μεγάλη που μπορεί να πηδήξει έξω από το ατομικό σύστημα και να συνεχίσει την κίνησή του ως ανεξάρτητο σωματίδιο. Ταυτόχρονα, συμπεριφέρεται σαν φωτόνιο φωτός, δηλαδή φαίνεται να παύει να είναι σωματίδιο και αρχίζει να εμφανίζει τις ιδιότητες ενός κύματος. Αυτό αποδείχθηκε σε ένα πείραμα.

Το πείραμα του Γιουνγκ

Κατά τη διάρκεια του πειράματος, ένα ρεύμα ηλεκτρονίων κατευθύνθηκε σε μια οθόνη με δύο σχισμές κομμένες σε αυτό. Περνώντας μέσα από αυτές τις σχισμές, τα ηλεκτρόνια συγκρούστηκαν με την επιφάνεια μιας άλλης οθόνης προβολής, αφήνοντας το σημάδι τους πάνω της. Ως αποτέλεσμα αυτού του «βομβαρδισμού» ηλεκτρονίων, εμφανίστηκε ένα μοτίβο παρεμβολής στην οθόνη προβολής, παρόμοιο με αυτό που θα εμφανιζόταν εάν τα κύματα, αλλά όχι τα σωματίδια, περνούσαν από δύο σχισμές.

Αυτό το μοτίβο συμβαίνει επειδή ένα κύμα που περνά ανάμεσα σε δύο σχισμές χωρίζεται σε δύο κύματα. Ως αποτέλεσμα περαιτέρω κίνησης, τα κύματα επικαλύπτονται μεταξύ τους και σε ορισμένες περιοχές ακυρώνονται αμοιβαία. Το αποτέλεσμα είναι πολλές γραμμές στην οθόνη προβολής, αντί για μία, όπως θα συνέβαινε αν το ηλεκτρόνιο συμπεριφερόταν σαν σωματίδιο.

Δομή του πυρήνα ενός ατόμου: πρωτόνια και νετρόνια

Τα πρωτόνια και τα νετρόνια αποτελούν τον πυρήνα ενός ατόμου. Και παρά το γεγονός ότι ο πυρήνας καταλαμβάνει λιγότερο από το 1% του συνολικού όγκου, σε αυτή τη δομή συγκεντρώνεται σχεδόν ολόκληρη η μάζα του συστήματος. Αλλά οι φυσικοί είναι διχασμένοι σχετικά με τη δομή των πρωτονίων και των νετρονίων, και αυτή τη στιγμή υπάρχουν δύο θεωρίες.

• Θεωρία Νο 1 - Πρότυπο

Το Καθιερωμένο Μοντέλο λέει ότι τα πρωτόνια και τα νετρόνια αποτελούνται από τρία κουάρκ που συνδέονται με ένα νέφος γκλουονίων. Τα κουάρκ είναι σημειακά σωματίδια, όπως τα κβάντα και τα ηλεκτρόνια. Και τα γκλουόνια είναι εικονικά σωματίδια που εξασφαλίζουν την αλληλεπίδραση των κουάρκ. Ωστόσο, ούτε κουάρκ ούτε γκλουόνια βρέθηκαν ποτέ στη φύση, επομένως αυτό το μοντέλο υπόκειται σε αυστηρή κριτική.

• Θεωρία #2 - Εναλλακτική

Αλλά σύμφωνα με την εναλλακτική θεωρία του ενοποιημένου πεδίου, που αναπτύχθηκε από τον Αϊνστάιν, το πρωτόνιο, όπως το νετρόνιο, όπως κάθε άλλο σωματίδιο του φυσικού κόσμου, είναι ένα ηλεκτρομαγνητικό πεδίο που περιστρέφεται με την ταχύτητα του φωτός.

Ηλεκτρομαγνητικά πεδία ανθρώπου και πλανήτη

Ποιες είναι οι αρχές της ατομικής δομής;

Τα πάντα στον κόσμο - λεπτό και πυκνό, υγρό, στερεό και αέριο - είναι απλώς οι ενεργειακές καταστάσεις αμέτρητων πεδίων που διαπερνούν τον χώρο του Σύμπαντος. Όσο υψηλότερο είναι το επίπεδο ενέργειας στο πεδίο, τόσο πιο λεπτό και λιγότερο αντιληπτό είναι. Όσο χαμηλότερο είναι το επίπεδο ενέργειας, τόσο πιο σταθερό και απτό είναι. Η δομή του ατόμου, καθώς και η δομή οποιασδήποτε άλλης μονάδας του Σύμπαντος, έγκειται στην αλληλεπίδραση τέτοιων πεδίων - διαφορετικών σε ενεργειακή πυκνότητα. Αποδεικνύεται ότι η ύλη είναι απλώς μια ψευδαίσθηση του νου.