สูตรอิเล็กทรอนิกส์และไดอะแกรมของโครงสร้างของอะตอม โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอม

มาดูกันว่าอะตอมถูกสร้างขึ้นอย่างไร โปรดทราบว่าเราจะพูดถึงโมเดลเท่านั้น ในทางปฏิบัติ อะตอมยังมีอีกมาก โครงสร้างที่ซับซ้อน. แต่ขอบคุณ การพัฒนาที่ทันสมัยเรามีความสามารถในการอธิบายและทำนายคุณสมบัติได้สำเร็จ (แม้ว่าจะไม่ใช่ทั้งหมดก็ตาม) ดังนั้นโครงสร้างของอะตอมคืออะไร? มันทำมาจากอะไร"?

แบบจำลองดาวเคราะห์ของอะตอม

มันถูกเสนอครั้งแรกโดยนักฟิสิกส์ชาวเดนมาร์ก N. Bohr ในปี 1913 นี่เป็นทฤษฎีแรกของโครงสร้างของอะตอมที่มีพื้นฐานมาจาก ข้อเท็จจริงทางวิทยาศาสตร์. นอกจากนี้ เธอยังวางรากฐานสำหรับคำศัพท์เฉพาะเรื่องสมัยใหม่ ในนั้นอนุภาคอิเล็กตรอนผลิต การเคลื่อนไหวแบบหมุนรอบอะตอมในลักษณะเดียวกับดาวเคราะห์รอบดวงอาทิตย์ บอร์เสนอว่าพวกมันสามารถดำรงอยู่ได้เฉพาะในวงโคจรที่อยู่ห่างจากนิวเคลียสที่กำหนดอย่างเคร่งครัด ทำไมนักวิทยาศาสตร์จากตำแหน่งวิทยาศาสตร์ไม่สามารถอธิบายได้ แต่แบบจำลองดังกล่าวได้รับการยืนยันจากการทดลองหลายครั้ง จำนวนเต็มถูกใช้เพื่อระบุวงโคจร โดยเริ่มจากหน่วยที่มีหมายเลขใกล้กับนิวเคลียสมากที่สุด วงโคจรทั้งหมดนี้เรียกอีกอย่างว่าระดับ อะตอมของไฮโดรเจนมีเพียงระดับเดียวที่อิเล็กตรอนหนึ่งตัวหมุน แต่อะตอมที่ซับซ้อนมีระดับมากขึ้น พวกมันถูกแบ่งออกเป็นส่วนประกอบที่รวมอิเล็กตรอนที่มีศักยภาพพลังงานใกล้เคียงกัน ดังนั้นอันที่สองมีสองระดับย่อย - 2s และ 2p อันที่สามมีสาม - 3s, 3p และ 3d แล้ว และอื่น ๆ ประการแรก ระดับย่อยที่อยู่ใกล้กับนิวเคลียสจะ "มีประชากร" และระดับที่อยู่ไกลออกไป แต่ละตัวสามารถเก็บอิเล็กตรอนได้จำนวนหนึ่งเท่านั้น แต่นี่ไม่ใช่จุดสิ้นสุด แต่ละระดับย่อยแบ่งออกเป็นวงโคจร ลองเทียบกับ ชีวิตธรรมดา. เมฆอิเล็กตรอนของอะตอมเปรียบได้กับเมือง ระดับคือถนน ระดับย่อย - บ้านส่วนตัวหรืออพาร์ตเมนต์ วงโคจร - ห้อง แต่ละคน "มีชีวิต" หนึ่งหรือสองอิเล็กตรอน พวกเขาทั้งหมดมีที่อยู่เฉพาะ นี่เป็นแผนภาพแรกของโครงสร้างของอะตอม และสุดท้ายเกี่ยวกับที่อยู่ของอิเล็กตรอน: พวกมันถูกกำหนดโดยชุดของตัวเลขซึ่งเรียกว่า "ควอนตัม"

แบบจำลองคลื่นของอะตอม

แต่เมื่อเวลาผ่านไป แบบจำลองดาวเคราะห์ได้รับการแก้ไข มีการเสนอทฤษฎีที่สองเกี่ยวกับโครงสร้างของอะตอม สมบูรณ์แบบมากขึ้นและช่วยให้สามารถอธิบายผลการทดลองจริงได้ แบบจำลองคลื่นของอะตอมที่เสนอโดย E. Schrödinger แทนที่แบบจำลองแรก จากนั้นก็เป็นที่ยอมรับแล้วว่าอิเล็กตรอนสามารถแสดงออกได้ไม่เพียง แต่เป็นอนุภาคเท่านั้น แต่ยังเป็นคลื่นด้วย ชเรอดิงเงอร์ทำอะไร เขาใช้สมการอธิบายการเคลื่อนที่ของคลื่นใน ดังนั้น เราไม่สามารถหาเส้นทางโคจรของอิเล็กตรอนในอะตอมได้ แต่หาความน่าจะเป็นของการตรวจพบใน จุดหนึ่ง. ทั้งสองทฤษฎีรวมกันโดยข้อเท็จจริงที่ว่าอนุภาคมูลฐานอยู่ในระดับเฉพาะ ระดับย่อย และวงโคจร นี่คือจุดสิ้นสุดของความคล้ายคลึงกันของแบบจำลอง ให้ฉันยกตัวอย่างหนึ่ง - ทฤษฎีคลื่นออร์บิทัลเป็นพื้นที่ที่สามารถพบอิเล็กตรอนด้วยความน่าจะเป็น 95% ส่วนที่เหลือของพื้นที่คิดเป็น 5% แต่ในที่สุดปรากฎว่าคุณสมบัติของโครงสร้างของอะตอมนั้นถูกอธิบายโดยใช้แบบจำลองคลื่นแม้ว่าคำศัพท์ที่ใช้จะเป็นคำทั่วไปก็ตาม

แนวคิดของความน่าจะเป็นในกรณีนี้

ทำไมถึงใช้คำนี้? ไฮเซนเบิร์กกำหนดหลักการความไม่แน่นอนในปี 1927 ซึ่งปัจจุบันใช้เพื่ออธิบายการเคลื่อนที่ของอนุภาคขนาดเล็ก มันขึ้นอยู่กับความแตกต่างพื้นฐานจากแบบดั้งเดิม ร่างกาย. มันคืออะไร? กลศาสตร์คลาสสิกสันนิษฐานว่าบุคคลสามารถสังเกตปรากฏการณ์ได้โดยไม่ส่งผลกระทบต่อพวกเขา (การสังเกตของ เทห์ฟากฟ้า). จากข้อมูลที่ได้รับ เป็นไปได้ที่จะคำนวณว่าวัตถุจะอยู่ที่ใด ณ เวลาใดเวลาหนึ่ง แต่ในพิภพเล็ก ๆ สิ่งต่าง ๆ จำเป็นต้องแตกต่างออกไป ตัวอย่างเช่น การสังเกตอิเล็กตรอนโดยไม่กระทบกระเทือนจึงเป็นไปไม่ได้ในขณะนี้ เนื่องจากพลังงานของอุปกรณ์และอนุภาคนั้นหาที่เปรียบไม่ได้ สิ่งนี้นำไปสู่ความจริงที่ว่าตำแหน่งของมันเปลี่ยนไป อนุภาคมูลฐานสถานะ ทิศทาง ความเร็วในการเคลื่อนที่ และพารามิเตอร์อื่นๆ และไม่มีเหตุผลที่จะพูดถึงลักษณะที่แน่นอน หลักการความไม่แน่นอนบอกเราว่าเป็นไปไม่ได้ที่จะคำนวณวิถีโคจรที่แน่นอนของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียส คุณสามารถระบุความน่าจะเป็นในการค้นหาอนุภาคในพื้นที่ใดพื้นที่หนึ่งเท่านั้น นี่คือลักษณะเฉพาะของโครงสร้างของอะตอม องค์ประกอบทางเคมี. แต่สิ่งนี้ควรนำมาพิจารณาโดยนักวิทยาศาสตร์โดยเฉพาะในการทดลองเชิงปฏิบัติ

องค์ประกอบของอะตอม

แต่ขอเน้นเนื้อหาทั้งหมด ดังนั้น นอกจากเปลือกอิเล็กตรอนที่ได้รับการพิจารณาอย่างดีแล้ว องค์ประกอบที่สองของอะตอมคือนิวเคลียส ประกอบด้วยโปรตอนที่มีประจุบวกและนิวตรอนที่เป็นกลาง เราทุกคนคุ้นเคยกับตารางธาตุ จำนวนของแต่ละองค์ประกอบสอดคล้องกับจำนวนโปรตอนที่มี จำนวนนิวตรอนเท่ากับความแตกต่างระหว่างมวลของอะตอมและจำนวนโปรตอน อาจมีการเบี่ยงเบนจากกฎนี้ จากนั้นพวกเขาก็บอกว่ามีไอโซโทปของธาตุอยู่ โครงสร้างของอะตอมเป็นแบบที่ "ล้อมรอบ" ด้วยเปลือกอิเล็กตรอน มักจะเท่ากับจำนวนโปรตอน มวลของอันหลังนั้นมากกว่าของอันแรกประมาณ 1,840 เท่า และมีค่าเท่ากับน้ำหนักของนิวตรอนโดยประมาณ รัศมีของนิวเคลียสประมาณ 1/200,000 ของเส้นผ่านศูนย์กลางของอะตอม ตัวเขาเองมีรูปร่างเป็นทรงกลม โดยทั่วไปแล้วนี่คือโครงสร้างของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี แม้จะมีความแตกต่างในด้านมวลและคุณสมบัติ แต่ก็ดูเหมือนกัน

วงโคจร

เมื่อพูดถึงโครงร่างของโครงสร้างของอะตอมเราไม่สามารถนิ่งเงียบเกี่ยวกับพวกมันได้ ดังนั้นจึงมีประเภทเหล่านี้:

1. ส. พวกเขามีรูปร่างเป็นทรงกลม
2. หน้า มีลักษณะเหมือนเลขแปดขนาดใหญ่หรือแกนหมุน
3. d และ f มี รูปร่างที่ซับซ้อนซึ่งอธิบายเป็นภาษาทางการได้ยาก

สามารถพบอิเล็กตรอนแต่ละประเภทด้วยความน่าจะเป็น 95% ในอาณาเขตของออร์บิทัลที่สอดคล้องกัน ข้อมูลที่นำเสนอจะต้องใช้อย่างเบา ๆ เนื่องจากค่อนข้างเป็นนามธรรม แบบจำลองทางคณิตศาสตร์มากกว่าทางกายภาพ สถานการณ์จริงกิจการ แต่ด้วยทั้งหมดนี้ มันมีพลังในการทำนายที่ดีเกี่ยวกับคุณสมบัติทางเคมีของอะตอมและแม้แต่โมเลกุล ยิ่งระดับอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากเท่าไร ก็จะสามารถวางอิเล็กตรอนได้มากขึ้นเท่านั้น ดังนั้นจึงสามารถคำนวณจำนวนวงโคจรโดยใช้สูตรพิเศษ: x 2 โดยที่ x เท่ากับจำนวนระดับ และเนื่องจากสามารถวางอิเล็กตรอนได้สูงสุดสองตัวในออร์บิทัล ในที่สุดก็เป็นสูตรของพวกมัน การค้นหาตัวเลขจะมีลักษณะดังนี้: 2x2

วงโคจร: ข้อมูลทางเทคนิค

ถ้าเราพูดถึงโครงสร้างของอะตอมฟลูออรีนก็จะมีสามวงโคจร จะถูกเติมเต็มทั้งหมด พลังงานของออร์บิทัลในระดับย่อยเดียวกันจะเท่ากัน ในการกำหนด ให้เพิ่มหมายเลขเลเยอร์: 2s, 4p, 6d เรากลับไปที่การสนทนาเกี่ยวกับโครงสร้างของอะตอมฟลูออรีน มันจะมีสองระดับย่อย s- และหนึ่งระดับย่อย มีเก้าโปรตอนและจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากัน คนแรก s-ระดับ นี่คืออิเล็กตรอนสองตัว จากนั้นระดับ s ที่สอง อิเล็กตรอนอีกสองตัว และ 5 เติมระดับ p นี่คือโครงสร้างของเขา หลังจากอ่านหัวข้อย่อยต่อไปนี้แล้ว คุณสามารถดำเนินการที่จำเป็นด้วยตนเองและดูด้วยตัวคุณเอง หากเราพูดถึงฟลูออรีนที่เป็นของก็ควรสังเกตว่าแม้ว่าจะอยู่ในกลุ่มเดียวกัน แต่ก็มีลักษณะที่แตกต่างกันโดยสิ้นเชิง ดังนั้นจุดเดือดจึงอยู่ระหว่าง -188 ถึง 309 องศาเซลเซียส เหตุใดจึงรวมเข้าด้วยกัน ขอบคุณคุณสมบัติทางเคมีทั้งหมด ฮาโลเจนทั้งหมดและส่วนใหญ่ มากกว่าฟลูออรีนมีอำนาจออกซิไดซ์สูงสุด พวกมันทำปฏิกิริยากับโลหะและสามารถติดไฟได้เองที่อุณหภูมิห้องโดยไม่มีปัญหาใดๆ

วงโคจรถูกเติมเต็มอย่างไร?

การจัดเรียงอิเล็กตรอนตามกฎและหลักการใด เราขอแนะนำให้คุณทำความคุ้นเคยกับสามคำหลัก ซึ่งใช้ถ้อยคำที่เข้าใจง่ายขึ้นเพื่อความเข้าใจที่ดีขึ้น:

1. หลักการของพลังงานน้อยที่สุด อิเล็กตรอนมีแนวโน้มที่จะเติมออร์บิทัลตามลำดับพลังงานที่เพิ่มขึ้น
2. หลักการของเพาลี หนึ่งออร์บิทัลไม่สามารถมีอิเล็กตรอนมากกว่าสองตัว
3. กฎของ Hund ภายในหนึ่งระดับย่อย อิเล็กตรอนจะเติมออร์บิทัลอิสระก่อน จากนั้นจึงสร้างคู่

ในเรื่องของการเติมโครงสร้างของอะตอมก็จะช่วยในกรณีนี้ก็จะเข้าใจมากขึ้นในแง่ของภาพ ดังนั้น เมื่อ งานจริงด้วยการสร้างวงจรขององค์ประกอบจำเป็นต้องเก็บไว้ใกล้มือ

ตัวอย่าง

ในการสรุปทุกสิ่งที่ได้กล่าวมาในกรอบของบทความ คุณสามารถสร้างตัวอย่างว่าอิเล็กตรอนของอะตอมกระจายไปตามระดับ ระดับย่อย และออร์บิทัลอย่างไร (นั่นคือการกำหนดค่าระดับคืออะไร) สามารถแสดงเป็นสูตร แผนภาพพลังงาน หรือเป็นแผนภาพชั้น มีภาพประกอบที่ดีมากซึ่งเมื่อตรวจสอบอย่างใกล้ชิดจะช่วยให้เข้าใจโครงสร้างของอะตอม ดังนั้นระดับแรกจะเต็มก่อน มีระดับย่อยเพียงระดับเดียวซึ่งมีวงโคจรเพียงวงเดียวเท่านั้น ทุกระดับจะถูกเติมเต็มตามลำดับ โดยเริ่มจากระดับที่เล็กที่สุด อย่างแรก ภายในหนึ่งระดับย่อย อิเล็กตรอนหนึ่งตัวจะถูกวางไว้ในแต่ละออร์บิทัล จากนั้นจึงสร้างคู่ และถ้ามีอันฟรีก็จะเปลี่ยนไปใช้วิชาบรรจุอื่น และตอนนี้คุณสามารถค้นหาโครงสร้างของอะตอมไนโตรเจนหรือฟลูออรีนได้อย่างอิสระ (ซึ่งได้รับการพิจารณาก่อนหน้านี้) ในตอนแรกอาจยุ่งยากเล็กน้อย แต่คุณสามารถนำทางได้โดยดูที่รูปภาพ เพื่อความชัดเจน เรามาดูโครงสร้างของอะตอมไนโตรเจนกัน มันมีโปรตอน 7 ตัว (รวมกับนิวตรอนที่ประกอบเป็นนิวเคลียส) และจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากัน (ซึ่งประกอบเป็นเปลือกอิเล็กตรอน) ระดับ s แรกจะถูกเติมก่อน มีอิเล็กตรอน 2 ตัว จากนั้นระดับ s ที่สองมา มีอิเล็กตรอน 2 ตัวด้วย และอีกสามอันวางไว้ที่ระดับ p ซึ่งแต่ละอันมีหนึ่งออร์บิทัล

บทสรุป

อย่างที่คุณเห็น โครงสร้างของอะตอมไม่ใช่ หัวข้อที่ยาก(ถ้าคุณเข้าใกล้มันจากตำแหน่ง หลักสูตรของโรงเรียนเคมีแน่นอน) และเข้าใจ หัวข้อนี้ไม่ใช่เรื่องยาก สุดท้าย ฉันต้องการแจ้งให้คุณทราบเกี่ยวกับคุณสมบัติบางประการ ตัวอย่างเช่น เมื่อพูดถึงโครงสร้างของอะตอมออกซิเจน เรารู้ว่ามันมีโปรตอน 8 ตัวและนิวตรอน 8-10 ตัว และเนื่องจากทุกสิ่งในธรรมชาติมีแนวโน้มที่จะสมดุล อะตอมของออกซิเจน 2 อะตอมจึงก่อตัวเป็นโมเลกุล โดยที่อิเล็กตรอนที่ไม่เข้าคู่ 2 ตัวสร้างพันธะโควาเลนต์ ในทำนองเดียวกัน โมเลกุลออกซิเจนที่เสถียรอีกชนิดหนึ่งคือโอโซน (O 3 ) ก็ก่อตัวขึ้น เมื่อทราบโครงสร้างของอะตอมออกซิเจนแล้ว คุณสามารถเขียนสูตรได้อย่างถูกต้อง ปฏิกิริยาออกซิเดชั่นซึ่งเกี่ยวข้องกับสสารที่มีอยู่มากที่สุดในโลก

ตั้งแต่เมื่อ ปฏิกริยาเคมีนิวเคลียสของอะตอมที่ทำปฏิกิริยายังคงไม่เปลี่ยนแปลง (ยกเว้นการเปลี่ยนแปลงของกัมมันตภาพรังสี) จากนั้นคุณสมบัติทางเคมีของอะตอมจะขึ้นอยู่กับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอน ทฤษฎี โครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขึ้นอยู่กับเครื่องมือของกลศาสตร์ควอนตัม ดังนั้นโครงสร้างของระดับพลังงานของอะตอมสามารถหาได้จากการคำนวณทางกลควอนตัมของความน่าจะเป็นในการค้นหาอิเล็กตรอนในอวกาศรอบๆ นิวเคลียสของอะตอม (ข้าว. 4.5).

ข้าว. 4.5. รูปแบบการแบ่ง ระดับพลังงานไปจนถึงระดับย่อย

พื้นฐานของทฤษฎีโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมมีข้อกำหนดดังต่อไปนี้: สถานะของอิเล็กตรอนแต่ละตัวในอะตอมมีลักษณะเฉพาะด้วยเลขควอนตัมสี่ตัว: หมายเลขควอนตัมหลัก n = 1, 2, 3,; วงโคจร (ราบ) ล=0,1,2, n–1; แม่เหล็ก ม ล = –l, –1,0,1,  ล; ปั่น ม ส = -1/2, 1/2 .

ตาม หลักการของเพาลีในอะตอมเดียวกันจะมีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีสี่ชุดเหมือนกันไม่ได้ เลขควอนตัมn,l,ม ล , ม ส; ชุดของอิเล็กตรอนที่มีเลขควอนตัมหลักเหมือนกัน n ก่อตัวเป็นชั้นอิเล็กตรอนหรือระดับพลังงานของอะตอม โดยเรียงเลขจากนิวเคลียสและแสดงเป็น K, L, M, N, O, P, Q,  ยิ่งกว่านั้น ในชั้นพลังงานด้วยค่าที่กำหนด นได้ไม่เกิน 2น 2 อิเล็กตรอน ชุดอิเล็กตรอนที่มีเลขควอนตัมเท่ากัน นและ ล,   สร้างระดับย่อยซึ่งแสดงเมื่อพวกเขาเคลื่อนออกจากแกนกลางเป็น s, p, d, f.

การค้นหาตำแหน่งของอิเล็กตรอนในช่องว่างรอบนิวเคลียสของอะตอมที่น่าจะเป็นนั้นสอดคล้องกับหลักการความไม่แน่นอนของไฮเซนเบิร์ก ตามแนวคิดเชิงกลควอนตัม อิเล็กตรอนในอะตอมไม่มีเส้นทางการเคลื่อนที่เฉพาะและสามารถอยู่ในส่วนใดก็ได้ของพื้นที่รอบนิวเคลียส และตำแหน่งต่างๆ ของอะตอมนั้นถือเป็นเมฆอิเล็กตรอนที่มีความหนาแน่นระดับหนึ่ง ประจุลบ. ช่องว่างรอบนิวเคลียสซึ่งมีโอกาสพบอิเล็กตรอนมากที่สุดเรียกว่า วงโคจร. ประกอบด้วยเมฆอิเล็กตรอนประมาณ 90% แต่ละระดับย่อย 1s, 2s, 2pเป็นต้น สอดคล้องกับจำนวนวงโคจรของรูปร่างที่แน่นอน ตัวอย่างเช่น, 1 วินาที- และ 2s-วงโคจรเป็นทรงกลมและ 2 น-วงโคจร ( 2 น x , 2 น ย , 2 น ซี-วงโคจร) มีทิศทางตั้งฉากกันและมีรูปร่างคล้ายดัมเบล ( ข้าว. 4.6).

ข้าว. 4.6. รูปร่างและทิศทางของออร์บิทัลของอิเล็กตรอน

ในระหว่างปฏิกิริยาเคมี นิวเคลียสของอะตอมจะไม่ได้รับการเปลี่ยนแปลง มีเพียงเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมเท่านั้นที่เปลี่ยนแปลง โครงสร้างที่อธิบายคุณสมบัติต่างๆ ขององค์ประกอบทางเคมี ตามทฤษฎีของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม ความหมายเชิงลึกทางกายภาพของกฎธาตุเคมีของ Mendeleev ถูกสร้างขึ้น และทฤษฎีของพันธะเคมีถูกสร้างขึ้น

การยืนยันทางทฤษฎีของระบบองค์ประกอบทางเคมีเป็นระยะรวมถึงข้อมูลเกี่ยวกับโครงสร้างของอะตอมยืนยันการมีอยู่ของความสัมพันธ์ระหว่างการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติขององค์ประกอบทางเคมีและการทำซ้ำเป็นระยะของการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ประเภทเดียวกันของอะตอม

ในแง่ของหลักคำสอนของโครงสร้างของอะตอม การแบ่งองค์ประกอบทั้งหมดออกเป็นเจ็ดช่วงของ Mendeleev กลายเป็นสิ่งที่ชอบธรรม: จำนวนของช่วงเวลาสอดคล้องกับจำนวนระดับพลังงานของอะตอมที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ในช่วงเวลาสั้น ๆ ด้วยการเพิ่มขึ้นของประจุบวกของนิวเคลียสของอะตอม จำนวนอิเล็กตรอนต่อ ระดับภายนอก(ตั้งแต่ 1 ถึง 2 ในช่วงแรกและตั้งแต่ 1 ถึง 8 ในช่วงที่สองและสาม) ซึ่งอธิบายการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติขององค์ประกอบ: ที่จุดเริ่มต้นของช่วงเวลา (ยกเว้นช่วงแรก) มีอัลคาไล โลหะ จากนั้นจะสังเกตเห็นการลดลงของคุณสมบัติของโลหะอย่างค่อยเป็นค่อยไปและการเพิ่มขึ้นของคุณสมบัติที่ไม่ใช่โลหะ ความสม่ำเสมอนี้สามารถตรวจสอบได้สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่สองใน ตารางที่ 4.2

ตารางที่ 4.2

ในช่วงขนาดใหญ่ด้วยการเพิ่มขึ้นของประจุของนิวเคลียสการเติมระดับด้วยอิเล็กตรอนจึงยากขึ้นซึ่งจะอธิบายถึงการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติขององค์ประกอบที่ซับซ้อนมากขึ้นเมื่อเทียบกับองค์ประกอบของช่วงเวลาเล็ก ๆ

ลักษณะที่เหมือนกันของคุณสมบัติขององค์ประกอบทางเคมีในกลุ่มย่อยนั้นอธิบายได้ด้วยโครงสร้างของระดับพลังงานภายนอกที่คล้ายคลึงกันดังที่แสดงไว้ใน แท็บ 4.3แสดงลำดับการเติมระดับพลังงานด้วยอิเล็กตรอนของกลุ่มย่อย โลหะอัลคาไล.

ตารางที่ 4.3

ตามกฎแล้วหมายเลขกลุ่มระบุจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมที่สามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมี นี่คือความหมายทางกายภาพของเลขหมู่ ในสี่แห่ง ระบบธาตุองค์ประกอบไม่ได้อยู่ในลำดับของมวลอะตอมจากน้อยไปหามาก: อาร์และ เค,ร่วมและ พรรณี,ตอีและ ฉัน,ไทยและ ป้า. การเบี่ยงเบนเหล่านี้ถือเป็นข้อบกพร่องของตารางธาตุเคมี หลักคำสอนเรื่องโครงสร้างของอะตอมอธิบายความเบี่ยงเบนเหล่านี้ การหาค่าประจุนิวเคลียร์จากการทดลองแสดงให้เห็นว่าการจัดเรียงตัวของธาตุเหล่านี้สอดคล้องกับการเพิ่มขึ้นของประจุของนิวเคลียส นอกจากนี้ การทดลองหาประจุของนิวเคลียสของอะตอมทำให้สามารถระบุจำนวนของธาตุระหว่างไฮโดรเจนและยูเรเนียม รวมทั้งจำนวนของแลนทาไนด์ ตอนนี้สถานที่ทั้งหมดในระบบธาตุจะถูกเติมเต็มในช่วงเวลาจาก Z=1ก่อน Z=114อย่างไรก็ตาม ตารางธาตุยังไม่สมบูรณ์ การค้นพบธาตุทรานส์ยูเรเนียมใหม่จึงเป็นไปได้

อิเล็กตรอน

แนวคิดเรื่องอะตอมถือกำเนิดขึ้นใน โลกโบราณเพื่อแสดงถึงอนุภาคของสสาร ในภาษากรีก อะตอม แปลว่า "แบ่งแยกไม่ได้"

นักฟิสิกส์ชาวไอริช Stoney จากการทดลองได้ข้อสรุปว่ากระแสไฟฟ้าถูกนำพาโดยอนุภาคที่เล็กที่สุดที่มีอยู่ในอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีทั้งหมด ในปี พ.ศ. 2434 สโตนีย์เสนอให้เรียกอนุภาคเหล่านี้ว่าอิเล็กตรอน ซึ่งในภาษากรีกแปลว่า "อำพัน" ไม่กี่ปีหลังจากที่อิเล็กตรอนได้ชื่อมา นักฟิสิกส์ชาวอังกฤษ Joseph Thomson และ Jean Perrin นักฟิสิกส์ชาวฝรั่งเศสได้พิสูจน์ว่าอิเล็กตรอนมีประจุลบ นี่คือประจุลบที่เล็กที่สุดซึ่งในทางเคมีถือเป็นหน่วย (-1) ทอมสันยังสามารถกำหนดความเร็วของอิเล็กตรอนได้ (ความเร็วของอิเล็กตรอนในวงโคจรแปรผกผันกับหมายเลขวงโคจร n รัศมีของวงโคจรเพิ่มขึ้นตามสัดส่วนกำลังสองของวงโคจรในวงโคจรแรกของไฮโดรเจน อะตอม (n=1; Z=1) ความเร็วคือ ≈ 2.2 106 m / c นั่นคือน้อยกว่าความเร็วแสงประมาณร้อยเท่า c=3 108 m/s) และมวลของอิเล็กตรอน ( น้อยกว่ามวลของอะตอมไฮโดรเจนเกือบ 2,000 เท่า)

สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอม

สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอมคือ ชุดข้อมูลเกี่ยวกับพลังงานของอิเล็กตรอนเฉพาะและพื้นที่ที่มันตั้งอยู่. อิเล็กตรอนในอะตอมไม่มีวิถีการเคลื่อนที่ กล่าวคือ มีเพียงสิ่งเดียวเท่านั้นที่สามารถพูดถึงได้ ความน่าจะเป็นที่จะพบมันในช่องว่างรอบนิวเคลียส.

มันสามารถอยู่ในส่วนใดก็ได้ของช่องว่างรอบนิวเคลียส และจำนวนรวมของตำแหน่งต่างๆ ของมันถือเป็นเมฆอิเล็กตรอนที่มีความหนาแน่นของประจุลบ โดยเปรียบเทียบแล้วสามารถจินตนาการได้ดังนี้: หากสามารถถ่ายภาพตำแหน่งของอิเล็กตรอนในอะตอมในหนึ่งร้อยหรือหนึ่งในล้านของวินาทีได้เช่นเดียวกับในการถ่ายภาพเสร็จ อิเล็กตรอนในภาพถ่ายดังกล่าวจะถูกแสดงเป็นจุด เมื่อนำไปใช้ นับไม่ถ้วนภาพถ่ายดังกล่าวจะส่งผลให้เกิดภาพของเมฆอิเล็กตรอนที่มีความหนาแน่นมากที่สุดซึ่งจะเป็นจุดเหล่านี้มากที่สุด

ช่องว่างรอบนิวเคลียสของอะตอมซึ่งมีโอกาสพบอิเล็กตรอนได้มากที่สุดเรียกว่าออร์บิทัล ประกอบด้วยประมาณ 90% อี-คลาวด์และนั่นหมายความว่าประมาณ 90% ของเวลาที่อิเล็กตรอนอยู่ในอวกาศส่วนนี้ โดดเด่นด้วยรูปทรง 4 ประเภทของวงโคจรที่รู้จักในปัจจุบันซึ่งแสดงด้วยภาษาละติน ตัวอักษร s, p, d และ f. ภาพกราฟิกวงโคจรของอิเล็กตรอนบางรูปแบบแสดงอยู่ในรูป

ลักษณะที่สำคัญที่สุดของการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนในวงโคจรหนึ่งๆ คือ พลังงานของการเชื่อมต่อกับนิวเคลียส. อิเล็กตรอนที่มีค่าพลังงานใกล้เคียงกันก่อตัวเป็นชั้นอิเล็กตรอนเดี่ยวหรือระดับพลังงาน ระดับพลังงานจะถูกนับโดยเริ่มจากนิวเคลียส - 1, 2, 3, 4, 5, 6 และ 7

จำนวนเต็ม n ซึ่งแสดงถึงจำนวนของระดับพลังงาน เรียกว่าเลขควอนตัมหลัก มันแสดงลักษณะพลังงานของอิเล็กตรอนในระดับพลังงานที่กำหนด อิเล็กตรอนในระดับพลังงานแรกซึ่งอยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะมีพลังงานต่ำที่สุดเมื่อเทียบกับอิเล็กตรอนในระดับแรก อิเล็กตรอนในระดับถัดไปจะมีพลังงานจำนวนมาก ดังนั้น อิเล็กตรอนในระดับชั้นนอกจึงถูกยึดเหนี่ยวอย่างแน่นหนาน้อยที่สุดกับนิวเคลียสของอะตอม

จำนวนอิเล็กตรอนที่ใหญ่ที่สุดในระดับพลังงานถูกกำหนดโดยสูตร:

ยังไม่มีข้อความ = 2n2,

โดยที่ N คือจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุด n คือหมายเลขระดับหรือหมายเลขควอนตัมหลัก ดังนั้น ระดับพลังงานแรกที่ใกล้กับนิวเคลียสจึงบรรจุอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว ในวินาที - ไม่เกิน 8; ในวันที่สาม - ไม่เกิน 18; ในวันที่สี่ - ไม่เกิน 32

เริ่มจากระดับพลังงานที่สอง (n = 2) แต่ละระดับแบ่งออกเป็นระดับย่อย (ชั้นย่อย) ซึ่งแตกต่างกันบ้างในพลังงานที่ยึดเหนี่ยวกับนิวเคลียส จำนวนของระดับย่อยจะเท่ากับค่าของเลขควอนตัมหลัก: ระดับพลังงานแรกมีหนึ่งระดับย่อย ที่สอง - สอง; สาม - สาม; สี่ - สี่ระดับย่อย. ในทางกลับกันระดับย่อยนั้นเกิดจากออร์บิทัล แต่ละค่าn สอดคล้องกับจำนวนออร์บิทัลเท่ากับ n

ระดับย่อยมักจะแสดงแทน ด้วยตัวอักษรละตินเช่นเดียวกับรูปร่างของวงโคจรที่ประกอบด้วย: s, p, d, f.

โปรตอนและนิวตรอน

อะตอมของธาตุเคมีใด ๆ เปรียบได้กับสิ่งเล็ก ๆ ระบบสุริยะ. ดังนั้นจึงเรียกแบบจำลองอะตอมที่เสนอโดยอี. รัทเทอร์ฟอร์ด ดาวเคราะห์.

นิวเคลียสของอะตอมซึ่งมวลทั้งหมดของอะตอมมีความเข้มข้นประกอบด้วยอนุภาคสองประเภท - โปรตอนและนิวตรอน.

โปรตอนมีประจุเท่ากับประจุของอิเล็กตรอน แต่ตรงกันข้ามในเครื่องหมาย (+1) และมวล เท่ากับมวลอะตอมไฮโดรเจน (เป็นที่ยอมรับในทางเคมีว่าเป็นหน่วย) นิวตรอนไม่มีประจุ พวกมันเป็นกลางและมีมวลเท่ากับโปรตอน

โปรตอนและนิวตรอนเรียกรวมกันว่านิวคลีออน (จากภาษาละติน นิวเคลียส - นิวเคลียส) ผลรวมของจำนวนโปรตอนและนิวตรอนในอะตอมเรียกว่า เลขมวล. ตัวอย่างเช่น, เลขมวลอะตอมอลูมิเนียม:

13 + 14 = 27

จำนวนโปรตอน 13 จำนวนนิวตรอน 14 เลขมวล 27

เนื่องจากมวลของอิเล็กตรอนซึ่งมีเพียงเล็กน้อยสามารถถูกละเลยได้ จึงเห็นได้ชัดว่ามวลทั้งหมดของอะตอมนั้นกระจุกตัวอยู่ในนิวเคลียส อิเล็กตรอนเป็นตัวแทนของ e -

เพราะว่าอะตอม เป็นกลางทางไฟฟ้าเห็นได้ชัดว่าจำนวนโปรตอนและอิเล็กตรอนในอะตอมเท่ากัน มันเท่ากับหมายเลขซีเรียลขององค์ประกอบทางเคมีที่กำหนดให้กับระบบธาตุ มวลของอะตอมประกอบด้วยมวลของโปรตอนและนิวตรอน รู้หมายเลขลำดับของธาตุ (Z) เช่น จำนวนโปรตอน และเลขมวล (A) เท่ากับผลรวมจำนวนโปรตอนและนิวตรอน คุณสามารถหาจำนวนนิวตรอน (N) โดยใช้สูตร:

N=A-Z

ตัวอย่างเช่น จำนวนนิวตรอนในอะตอมของเหล็กคือ:

56 — 26 = 30

ไอโซโทป

เรียกอะตอมของธาตุชนิดเดียวกันซึ่งมีประจุนิวเคลียร์เท่ากันแต่เลขมวลต่างกัน ไอโซโทป. องค์ประกอบทางเคมีที่พบในธรรมชาติเป็นส่วนผสมของไอโซโทป ดังนั้น คาร์บอนจึงมีสามไอโซโทปที่มีมวล 12, 13, 14; ออกซิเจน - สามไอโซโทปที่มีมวล 16, 17, 18 เป็นต้น โดยปกติจะให้ในระบบธาตุ ญาติ มวลอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีคือค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของส่วนผสมตามธรรมชาติของไอโซโทปของธาตุที่กำหนด โดยคำนึงถึงความอุดมสมบูรณ์สัมพัทธ์ในธรรมชาติ คุณสมบัติทางเคมีไอโซโทปขององค์ประกอบทางเคมีส่วนใหญ่เหมือนกันทุกประการ อย่างไรก็ตาม ไอโซโทปของไฮโดรเจนมีคุณสมบัติแตกต่างกันอย่างมากเนื่องจากมวลอะตอมสัมพัทธ์ของพวกมันเพิ่มขึ้นอย่างมากเท่าตัว พวกเขาได้รับแม้กระทั่งชื่อบุคคลและสัญลักษณ์ทางเคมี

องค์ประกอบของช่วงแรก

โครงร่างโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมไฮโดรเจน:

แบบแผนของโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนเหนือชั้นทางอิเล็กทรอนิกส์ (ระดับพลังงาน)

สูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิกของอะตอมไฮโดรเจน (แสดงการกระจายของอิเล็กตรอนเหนือระดับพลังงานและระดับย่อย):

สูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายของอิเล็กตรอน ไม่เพียงแต่ในระดับและระดับย่อยเท่านั้น แต่ยังอยู่ในวงโคจรด้วย

ในอะตอมของฮีเลียมชั้นอิเล็กตรอนแรกจะเสร็จสมบูรณ์ - มีอิเล็กตรอน 2 ตัว ไฮโดรเจนและฮีเลียมเป็นองค์ประกอบ s; สำหรับอะตอมเหล่านี้ s-orbital จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

องค์ประกอบทั้งหมดของช่วงที่สอง ชั้นอิเล็กตรอนแรกถูกเติม, และอิเล็กตรอนจะเติม s- และ p-ออร์บิทัลของชั้นอิเล็กตรอนที่สองตามหลักการพลังงานน้อยที่สุด (s แรก และ p) และกฎของ Pauli และ Hund

ในอะตอมของนีออนชั้นอิเล็กตรอนที่สองจะเสร็จสมบูรณ์ - มีอิเล็กตรอน 8 ตัว

สำหรับอะตอมของธาตุในยุคที่สาม ชั้นอิเล็กตรอนที่หนึ่งและที่สองจะเสร็จสมบูรณ์ ดังนั้นชั้นอิเล็กตรอนที่สามจึงถูกเติมเต็ม ซึ่งอิเล็กตรอนสามารถครอบครองชั้นย่อย 3s-, 3p- และ 3d

การโคจรของอิเล็กตรอน 3s เสร็จสมบูรณ์ที่อะตอมของแมกนีเซียม Na และ Mg เป็นองค์ประกอบ s

สำหรับอะลูมิเนียมและธาตุที่ตามมา ระดับย่อย 3p จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

องค์ประกอบของช่วงเวลาที่สามมีวงโคจร 3 มิติที่ไม่ได้บรรจุ

องค์ประกอบทั้งหมดจาก Al ถึง Ar เป็นองค์ประกอบ p องค์ประกอบ s- และ p เป็นกลุ่มย่อยหลักในระบบธาตุ

องค์ประกอบของช่วงเวลาที่สี่ - เจ็ด

ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ปรากฏขึ้นที่อะตอมของโพแทสเซียมและแคลเซียม ระดับย่อย 4s จึงถูกเติมเต็ม เนื่องจากมีพลังงานน้อยกว่าระดับย่อย 3 มิติ

K, Ca - องค์ประกอบ s รวมอยู่ในกลุ่มย่อยหลัก สำหรับอะตอมตั้งแต่ Sc ถึง Zn ระดับย่อย 3 มิติจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน นี่คือองค์ประกอบ 3 มิติ พวกมันรวมอยู่ในกลุ่มย่อยทุติยภูมิ พวกมันมีชั้นอิเล็กตรอนก่อนภายนอกเต็มอยู่ พวกมันถูกเรียกว่าธาตุทรานซิชัน

ให้ความสนใจกับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมโครเมียมและทองแดง ในนั้น "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจาก 4s- ถึง 3d-sublevel เกิดขึ้น ซึ่งอธิบายได้จากความเสถียรของพลังงานที่มากขึ้นของการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ที่เป็นผลลัพธ์ 3d 5 และ 3d 10:

ในอะตอมของสังกะสีชั้นอิเล็กตรอนที่สามจะเสร็จสมบูรณ์ - ระดับย่อย 3s, 3p และ 3d ทั้งหมดถูกเติมลงไปโดยรวมมีอิเล็กตรอน 18 ตัวอยู่ในนั้น ในธาตุที่ต่อจากสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ยังคงถูกเติมเต็ม ซึ่งเป็นชั้นย่อย 4p

องค์ประกอบจาก Ga ถึง Kr เป็นองค์ประกอบ p

ที่อะตอมคริปทอน ชั้นนอก(ตัวที่สี่) ครบแล้ว มีอิเล็กตรอน 8 ตัว แต่มีอิเล็กตรอนเพียง 32 ตัวในชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ ระดับย่อย 4d- และ 4f ของอะตอมคริปทอนยังคงไม่เต็ม องค์ประกอบของคาบที่ 5 กำลังเติมระดับย่อยตามลำดับต่อไปนี้: 5s - 4d - 5p และยังมีข้อยกเว้นที่เกี่ยวข้องกับ " ความล้มเหลว» อิเล็กตรอน y 41 Nb 42 Mo 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag

ในช่วงที่หกและเจ็ด องค์ประกอบ f จะปรากฏขึ้น เช่น องค์ประกอบที่เติมระดับย่อย 4f- และ 5f ของชั้นอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกที่สามตามลำดับ

ธาตุ 4f เรียกว่าแลนทาไนด์

ธาตุ 5f เรียกว่าแอกทิไนด์

ลำดับของการเติมระดับย่อยทางอิเล็กทรอนิกส์ในอะตอมของธาตุในช่วงที่หก: 55 Cs และ 56 Ba - 6s-elements; 57 ลา … 6s 2 5d x - องค์ประกอบ 5d; 58 Ce - 71 Lu - 4f องค์ประกอบ; 72 Hf - 80 Hg - องค์ประกอบ 5d; 81 T1 - 86 Rn - องค์ประกอบ 6d แต่ที่นี่มีองค์ประกอบที่ลำดับการบรรจุของวงโคจรอิเล็กทรอนิกส์นั้น "ถูกละเมิด" ซึ่งมีความเกี่ยวข้องกับความเสถียรของพลังงานที่มากขึ้นของระดับย่อย f ครึ่งหนึ่งและเติมเต็มอย่างสมบูรณ์เช่น nf 7 และ nf 14 ขึ้นอยู่กับระดับย่อยของอะตอมที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบทั้งหมดจะถูกแบ่งออกเป็นสี่ตระกูลอิเล็กทรอนิกส์หรือบล็อก:

• s-องค์ประกอบ. s-sublevel ของชั้นนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบ s ได้แก่ ไฮโดรเจน ฮีเลียม และองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม I และ II

• p-องค์ประกอบ. p-sublevel ของชั้นนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบ p รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม III-VIII

• d-องค์ประกอบ. d-sublevel ของระดับก่อนภายนอกของอะตอมนั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน องค์ประกอบ d รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยทุติยภูมิของกลุ่ม I-VIII เช่น องค์ประกอบของอธิกวารทศวรรษของช่วงเวลาขนาดใหญ่ที่อยู่ระหว่างองค์ประกอบ s- และ p พวกเขาเรียกอีกอย่างว่าองค์ประกอบการเปลี่ยนแปลง

• องค์ประกอบ f. f-sublevel ของระดับภายนอกที่สามของอะตอมนั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน เหล่านี้รวมถึงแลนทาไนด์และแอนตินอยด์

นักฟิสิกส์ชาวสวิส W. Pauli ในปีพ. ศ. 2468 ระบุว่าในอะตอมหนึ่งวงโคจรสามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัวที่มีสปินตรงข้าม (ตรงกันข้าม) (แปลจากภาษาอังกฤษ - "แกนหมุน") เช่น มีคุณสมบัติที่สามารถจินตนาการตามเงื่อนไขได้เช่น การหมุนของอิเล็กตรอนรอบแกนจินตภาพ: ตามเข็มนาฬิกาหรือทวนเข็มนาฬิกา

หลักการนี้เรียกว่า หลักการของเพาลี. หากมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัวในวงโคจรก็จะเรียกว่าไม่มีการจับคู่ หากมีสองตัวแสดงว่าเป็นอิเล็กตรอนคู่นั่นคืออิเล็กตรอนที่มีสปินตรงกันข้าม รูปแสดงไดอะแกรมของการแบ่งระดับพลังงานเป็นระดับย่อยและลำดับที่เติม

บ่อยครั้งที่โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมถูกอธิบายโดยใช้พลังงานหรือเซลล์ควอนตัม - พวกเขาเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์กราฟิกที่เรียกว่า สำหรับเร็กคอร์ดนี้ จะใช้สัญลักษณ์ต่อไปนี้: แต่ละเซลล์ควอนตัมจะแสดงด้วยเซลล์ที่สอดคล้องกับหนึ่งออร์บิทัล อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะถูกระบุด้วยลูกศรที่สอดคล้องกับทิศทางของการหมุน เมื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิก ควรจำกฎสองข้อ: หลักการของ Pauli และกฎของ F. Hundตามที่อิเล็กตรอนครอบครองเซลล์อิสระ เซลล์แรกทีละเซลล์และในเวลาเดียวกันมีค่าสปินเท่ากัน จากนั้นจึงจับคู่ แต่สปินตามหลักการของ Pauli จะถูกกำกับตรงกันข้ามแล้ว

กฎของ Hund และหลักการของ Pauli

กฎของ Hund- กฎของเคมีควอนตัมซึ่งกำหนดลำดับของการเติมวงโคจรของชั้นย่อยและกำหนดดังนี้: มูลค่ารวมจำนวนอิเล็กตรอนของสปินควอนตัมของชั้นย่อยที่กำหนดควรมีค่าสูงสุด คิดค้นโดยฟรีดริช ฮันต์ ในปี 1925

ซึ่งหมายความว่าในแต่ละออร์บิทัลของชั้นย่อย อิเล็กตรอนหนึ่งตัวจะถูกเติมก่อน และหลังจากที่ออร์บิทัลที่ไม่ได้รับการเติมหมดลง อิเล็กตรอนตัวที่สองจะถูกเพิ่มเข้าไปในออร์บิทัลนี้ ในกรณีนี้ อิเล็กตรอนสองตัวที่มีครึ่งจำนวนเต็มหมุนอยู่ในออร์บิทัลเดียวกัน ป้ายตรงข้ามคู่ใด (ก่อตัวเป็นเมฆสองอิเล็กตรอน) และเป็นผลให้การหมุนทั้งหมดของออร์บิทัลกลายเป็นศูนย์

ถ้อยคำอื่น: ด้านล่างของพลังงานคือพจน์ของอะตอมซึ่งเป็นไปตามเงื่อนไขสองประการ

1. หลายหลากเป็นสูงสุด
2. หากผลคูณตรงกัน ผลรวม ช่วงเวลาการโคจร L สูงสุด

ลองวิเคราะห์กฎนี้โดยใช้ตัวอย่างการเติมวงโคจรของ p-sublevel หน้า- องค์ประกอบของช่วงที่สอง (นั่นคือจากโบรอนถึงนีออน (ในแผนภาพด้านล่าง เส้นแนวนอนระบุวงโคจร ลูกศรแนวตั้งระบุอิเล็กตรอน และทิศทางของลูกศรระบุทิศทางของการหมุน)

กฎของ Klechkovsky

กฎของ Klechkovsky -เมื่อจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในอะตอมเพิ่มขึ้น (ด้วยการเพิ่มประจุของนิวเคลียสหรือจำนวนลำดับขององค์ประกอบทางเคมี) ออร์บิทัลของอะตอมจะถูกสร้างขึ้นในลักษณะที่การปรากฏตัวของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลพลังงานสูงขึ้นอยู่กับ หมายเลขควอนตัมหลัก n และไม่ขึ้นกับหมายเลขควอนตัมอื่นๆ ทั้งหมด ตัวเลขรวมทั้งที่มาจาก l ในทางกายภาพ หมายความว่าในอะตอมที่มีลักษณะคล้ายไฮโดรเจน (ในกรณีที่ไม่มีแรงผลักระหว่างอิเล็กตรอน) พลังงานในวงโคจรของอิเล็กตรอนจะถูกกำหนดโดยความห่างไกลเชิงพื้นที่ของความหนาแน่นของประจุอิเล็กตรอนจากนิวเคลียสเท่านั้น และไม่ขึ้นอยู่กับลักษณะการเคลื่อนที่ของมัน ในสนามของนิวเคลียส

กฎเชิงประจักษ์ของ Klechkovsky และลำดับของลำดับของลำดับพลังงานจริงที่ค่อนข้างขัดแย้งกันของออร์บิทัลของอะตอมซึ่งเกิดขึ้นจากมันในสองกรณีเท่านั้นที่เป็นประเภทเดียวกัน: สำหรับอะตอม Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au มี "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอนที่มี s - sublevel ของชั้นนอกถึง d-sublevel ของชั้นก่อนหน้าซึ่งนำไปสู่สถานะของอะตอมที่เสถียรมากขึ้นคือ: หลังจากเติมวงโคจร 6 ด้วยสอง อิเล็กตรอน ส

สสารทั้งหมดประกอบด้วยอนุภาคขนาดเล็กมากที่เรียกว่า อะตอม . อะตอมเป็น อนุภาคที่เล็กที่สุดองค์ประกอบทางเคมีที่คงไว้ทั้งหมด คุณสมบัติเฉพาะ. ในการจินตนาการถึงขนาดของอะตอม ก็เพียงพอแล้วที่จะบอกว่าหากวางพวกมันไว้ใกล้กัน อะตอมหนึ่งล้านอะตอมจะอยู่ห่างกันเพียง 0.1 มม.

การพัฒนาทางวิทยาศาสตร์ต่อไปของโครงสร้างของสสารแสดงให้เห็นว่าอะตอมยังมี โครงสร้างที่ซับซ้อนและประกอบด้วยอิเล็กตรอนและโปรตอน นี่คือที่มาของทฤษฎีอิเล็กทรอนิกส์เกี่ยวกับโครงสร้างของสสาร

ในสมัยโบราณพบว่าไฟฟ้ามี 2 ชนิด คือ ไฟฟ้าบวกและไฟฟ้าลบ ปริมาณไฟฟ้าที่มีอยู่ในร่างกายจะเรียกว่าประจุ ประจุอาจเป็นบวกหรือลบก็ได้ขึ้นอยู่กับชนิดของไฟฟ้าที่ร่างกายมีอยู่

มันถูกสร้างในเชิงประจักษ์เช่นกันว่าประจุที่เหมือนกันจะผลักกัน และประจุที่ตรงข้ามกันจะดึงดูดกัน

พิจารณา โครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์อะตอม. อะตอมประกอบด้วยอนุภาคที่เล็กกว่าตัวมันเอง เรียกว่า อิเล็กตรอน.

คำนิยาม:อิเล็กตรอนคือ อนุภาคที่เล็กที่สุดสารที่มีประจุไฟฟ้าลบน้อยที่สุด

อิเล็กตรอนหมุนรอบ แกนกลางประกอบด้วยอย่างใดอย่างหนึ่งหรือหลายอย่าง โปรตอนและ นิวตรอนในวงโคจรศูนย์กลาง อิเล็กตรอนเป็นอนุภาคที่มีประจุลบ โปรตอนเป็นบวก และนิวตรอนเป็นกลาง (ภาพที่ 1.1)

คำนิยาม:โปรตอนเป็นอนุภาคที่เล็กที่สุดของสสารที่มีประจุไฟฟ้าบวกน้อยที่สุด

ไม่ต้องสงสัยเลยว่าการมีอยู่ของอิเล็กตรอนและโปรตอน นักวิทยาศาสตร์ไม่เพียงแต่กำหนดมวล ประจุ และขนาดของอิเล็กตรอนและโปรตอนเท่านั้น แต่ยังทำให้พวกมันทำงานในอุปกรณ์วิศวกรรมไฟฟ้าและวิทยุต่างๆ

นอกจากนี้ยังพบว่ามวลของอิเล็กตรอนขึ้นอยู่กับความเร็วของการเคลื่อนที่ และอิเล็กตรอนนั้นไม่เพียงแต่เคลื่อนที่ไปข้างหน้าในอวกาศเท่านั้น แต่ยังหมุนรอบแกนของมันด้วย

โครงสร้างที่ง่ายที่สุดคืออะตอมไฮโดรเจน (รูปที่ 1.1) ประกอบด้วยนิวเคลียสของโปรตอนและหมุนด้วย ความเร็วที่ยอดเยี่ยมรอบนิวเคลียสของอิเล็กตรอนที่สร้างเปลือกนอก (วงโคจร) ของอะตอม อะตอมที่ซับซ้อนมากขึ้นมีเปลือกหลายชั้นที่อิเล็กตรอนหมุนรอบ

เปลือกเหล่านี้จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนจากนิวเคลียสตามลำดับ (รูปที่ 1.2)

ทีนี้มาวิเคราะห์กัน . เปลือกชั้นนอกสุด ก็เรียก ความจุและเรียกจำนวนอิเล็กตรอนที่มีอยู่ ความจุ. ยิ่งห่างจากแกน วาเลนซ์เชลล์,ดังนั้น แรงดึงดูดที่แต่ละเวเลนซ์อิเล็กตรอนจากด้านข้างของนิวเคลียสจะมีขนาดเล็กลง ดังนั้น อะตอมจึงเพิ่มความสามารถในการติดอิเล็กตรอนกับตัวมันเองหากไม่ได้เติมเวเลนต์เชลล์และอยู่ไกลจากนิวเคลียส หรือสูญเสียอิเล็กตรอนไป
อิเล็กตรอนชั้นนอกสามารถรับพลังงานได้ ถ้าอิเล็กตรอนในเวเลนต์เชลล์ได้รับพลังงานในระดับที่ต้องการจาก แรงภายนอกพวกมันสามารถแยกตัวออกจากมันและทิ้งอะตอมไว้ นั่นคือกลายเป็นอิเล็กตรอนอิสระ อิเล็กตรอนอิสระสามารถเคลื่อนที่จากอะตอมหนึ่งไปอีกอะตอมโดยพลการ วัสดุที่มี เบอร์ใหญ่ อิเล็กตรอนอิสระเรียกว่า ตัวนำ .

ฉนวน เป็นสิ่งที่ตรงกันข้ามกับตัวนำ พวกเขาป้องกันการรั่วไหล กระแสไฟฟ้า. ลูกถ้วยมีความเสถียรเนื่องจากเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมบางตัวเติมเวเลนซ์เชลล์ของอะตอมอื่นเข้าด้วยกัน สิ่งนี้จะป้องกันการก่อตัวของอิเล็กตรอนอิสระ
ตำแหน่งกึ่งกลางระหว่างฉนวนและตัวนำถูกครอบครองโดย สารกึ่งตัวนำ แต่เราจะพูดถึงพวกเขาในภายหลัง
พิจารณา คุณสมบัติของอะตอม. อะตอมที่มี หมายเลขเดียวกันอิเล็กตรอนและโปรตอนเป็นกลางทางไฟฟ้า อะตอมที่ได้รับอิเล็กตรอนตั้งแต่หนึ่งตัวขึ้นไปจะกลายเป็นประจุลบและเรียกว่าไอออนลบ ถ้าอะตอมสูญเสียอิเล็กตรอนหนึ่งตัวหรือมากกว่านั้น มันจะกลายเป็นไอออนบวก นั่นคือมันจะกลายเป็นประจุบวก

เขียนในรูปที่เรียกว่า สูตรอิเล็กทรอนิกส์. ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ตัวอักษร s, p, d, f หมายถึงระดับพลังงานย่อยของอิเล็กตรอน ตัวเลขที่อยู่ด้านหน้าของตัวอักษรจะระบุระดับพลังงานซึ่งเป็นที่ตั้งของอิเล็กตรอนที่กำหนด และดัชนีที่ด้านบนขวาคือจำนวนของอิเล็กตรอนในระดับย่อยนี้ ในการเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุใด ๆ ก็เพียงพอแล้วที่จะทราบจำนวนของธาตุนี้ในระบบธาตุและปฏิบัติตามข้อกำหนดพื้นฐานที่ควบคุมการกระจายของอิเล็กตรอนในอะตอม

โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมสามารถอธิบายได้ในรูปแบบของการจัดเรียงอิเล็กตรอนในเซลล์พลังงาน

สำหรับอะตอมเหล็ก รูปแบบดังกล่าวมีรูปแบบดังต่อไปนี้:

แผนภาพนี้แสดงให้เห็นอย่างชัดเจนถึงการดำเนินการตามกฎของ Hund ในระดับย่อย 3 มิติ จำนวนเงินสูงสุด, เซลล์ (สี่) เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ ภาพโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนในอะตอมในรูปของสูตรอิเล็กทรอนิกส์และในรูปของไดอะแกรมไม่สะท้อนให้เห็นอย่างชัดเจน คุณสมบัติของคลื่นอิเล็กตรอน.

ถ้อยคำของกฎหมายประจำงวดที่แก้ไขเพิ่มเติมใช่. เมนเดเลเยฟ : คุณสมบัติ ร่างกายที่เรียบง่ายรวมถึงรูปร่างและคุณสมบัติของการเชื่อมต่อขององค์ประกอบต่างๆ การพึ่งพาเป็นระยะน้ำหนักอะตอมของธาตุ

ถ้อยคำที่ทันสมัย กฎหมายเป็นระยะ : คุณสมบัติของธาตุตลอดจนรูปแบบและคุณสมบัติของสารประกอบนั้นขึ้นอยู่กับขนาดของประจุของนิวเคลียสของอะตอมเป็นระยะ

ทางนี้, ประจุบวกนิวเคลียส (แทนที่จะเป็นมวลอะตอม) กลายเป็นข้อโต้แย้งที่ถูกต้องกว่าซึ่งคุณสมบัติของธาตุและสารประกอบขึ้นอยู่กับ

วาเลนซ์- คือจำนวนพันธะเคมีที่อะตอมหนึ่งสร้างพันธะกับอีกอะตอมหนึ่ง
ความเป็นไปได้ของเวเลนซ์ของอะตอมถูกกำหนดโดยจำนวนของอิเล็กตรอนที่ไม่เข้าคู่และการมีอยู่ของออร์บิทัลของอะตอมอิสระที่ระดับรอบนอก โครงสร้างของระดับพลังงานภายนอกของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีจะกำหนดคุณสมบัติของอะตอมเป็นส่วนใหญ่ ดังนั้นระดับเหล่านี้จึงเรียกว่าระดับวาเลนซ์ อิเล็กตรอนในระดับเหล่านี้ และบางครั้งในระดับก่อนภายนอก สามารถมีส่วนร่วมในการสร้างพันธะเคมีได้ อิเล็กตรอนดังกล่าวเรียกอีกอย่างว่าเวเลนซ์อิเล็กตรอน

ความจุปริมาณสารสัมพันธ์องค์ประกอบทางเคมี - คือจำนวนของสมมูลที่อะตอมหนึ่งๆ สามารถยึดติดกับตัวเองได้ หรือเป็นจำนวนสมมูลในอะตอมหนึ่งๆ

ความเท่าเทียมกันถูกกำหนดโดยจำนวนอะตอมของไฮโดรเจนที่ติดอยู่หรือถูกแทนที่ ดังนั้นวาเลนซ์ปริมาณสารสัมพันธ์จะเท่ากับจำนวนของอะตอมไฮโดรเจนที่อะตอมนี้มีปฏิสัมพันธ์ แต่ไม่ใช่ว่าองค์ประกอบทั้งหมดจะทำปฏิกิริยาได้อย่างอิสระ แต่เกือบทุกอย่างจะทำปฏิกิริยากับออกซิเจน ดังนั้นค่าวาเลนซีปริมาณสัมพันธ์สามารถกำหนดเป็นสองเท่าของจำนวนอะตอมของออกซิเจนที่ติดอยู่

ตัวอย่างเช่น วาเลนซีปริมาณสัมพันธ์ของกำมะถันในไฮโดรเจนซัลไฟด์ H 2 S คือ 2 ในออกไซด์ SO 2 - 4 ในออกไซด์ SO 3 -6

เมื่อพิจารณาวาเลนซ์ปริมาณสารสัมพันธ์ขององค์ประกอบตามสูตร การเชื่อมต่อแบบไบนารีหนึ่งควรได้รับคำแนะนำจากกฎ: ความจุรวมของอะตอมทั้งหมดของธาตุหนึ่งต้องเท่ากับความจุรวมของอะตอมทั้งหมดของอีกธาตุหนึ่ง

สถานะออกซิเดชันเหมือนกัน แสดงลักษณะขององค์ประกอบของสารและมีค่าเท่ากับวาเลนซ์ปริมาณสัมพันธ์ด้วยเครื่องหมายบวก (สำหรับโลหะหรือองค์ประกอบอิเล็กโทรบวกในโมเลกุล) หรือลบ

1. ใน สารที่เรียบง่ายสถานะออกซิเดชันของธาตุเป็นศูนย์

2. สถานะออกซิเดชันของฟลูออรีนในสารประกอบทั้งหมดคือ -1 ฮาโลเจนที่เหลือ (คลอรีน โบรมีน ไอโอดีน) ที่มีโลหะ ไฮโดรเจน และองค์ประกอบอิเล็กโทรโพสิทีฟอื่น ๆ ก็มีสถานะออกซิเดชันที่ -1 แต่ในสารประกอบที่มีองค์ประกอบอิเล็กโทรเนกาตีฟมากกว่า ค่าบวกองศาของการเกิดออกซิเดชัน

3. ออกซิเจนในสารประกอบมีสถานะออกซิเดชันที่ -2; ข้อยกเว้นคือไฮโดรเจนเปอร์ออกไซด์ H 2 O 2 และอนุพันธ์ (Na 2 O 2, BaO 2 ฯลฯ ซึ่งออกซิเจนมีสถานะออกซิเดชันที่ -1 เช่นเดียวกับออกซิเจนฟลูออไรด์ของ 2 ซึ่งสถานะออกซิเดชันของออกซิเจน เป็น +2

4. ธาตุอัลคาไลน์ (Li, Na, K เป็นต้น) และธาตุต่างๆ กลุ่มย่อยหลักกลุ่มที่สองของระบบธาตุ (Be, Mg, Ca ฯลฯ) จะมีสถานะออกซิเดชันเท่ากับหมายเลขกลุ่มเสมอ นั่นคือ +1 และ +2 ตามลำดับ

5. องค์ประกอบทั้งหมดของกลุ่มที่สามยกเว้นแทลเลียมมีสถานะออกซิเดชันคงที่เท่ากับหมายเลขกลุ่มนั่นคือ +3

6. สถานะออกซิเดชันสูงสุดขององค์ประกอบจะเท่ากับหมายเลขกลุ่มของระบบธาตุ และค่าต่ำสุดคือความแตกต่าง: หมายเลขกลุ่ม - 8 ตัวอย่างเช่น ระดับสูงสุดออกซิเดชันของไนโตรเจน (อยู่ในกลุ่มที่ห้า) คือ +5 (นิ้ว กรดไนตริกและเกลือของมัน) และค่าต่ำสุดคือ -3 (ในแอมโมเนียและเกลือแอมโมเนียม)

7. สถานะออกซิเดชันขององค์ประกอบในสารประกอบจะชดเชยซึ่งกันและกันเพื่อให้ผลรวมของอะตอมทั้งหมดในโมเลกุลหรือหน่วยสูตรที่เป็นกลางเป็นศูนย์ และสำหรับไอออน - ประจุของมัน

กฎเหล่านี้สามารถใช้กำหนดสถานะออกซิเดชันที่ไม่รู้จักของธาตุในสารประกอบ ถ้าทราบสถานะออกซิเดชันของธาตุอื่นๆ และกำหนดสูตรสารประกอบหลายธาตุ

ระดับของการเกิดออกซิเดชัน (เลขออกซิเดชัน,) — ผู้ช่วย ค่าเงื่อนไขเพื่อบันทึกกระบวนการออกซิเดชัน รีดักชัน และปฏิกิริยารีดอกซ์

แนวคิด สถานะออกซิเดชันมักใช้ใน เคมีอนินทรีย์แทนแนวคิด ความจุ. สถานะออกซิเดชันของอะตอมจะเท่ากับค่าตัวเลขของประจุไฟฟ้าที่มาจากอะตอม โดยสมมติว่าคู่อิเล็กตรอนที่สร้างพันธะมีความเอนเอียงไปทางอะตอมที่มีประจุไฟฟ้าลบมากกว่า (นั่นคือ ตามสมมติฐานที่ว่าสารประกอบประกอบด้วย ไอออนเท่านั้น)

สถานะออกซิเดชันสอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอนที่ต้องเติมลงในไอออนบวกเพื่อลดให้เป็นอะตอมที่เป็นกลาง หรือนำมาจากไอออนลบเพื่อออกซิไดซ์ให้เป็นอะตอมที่เป็นกลาง:

อัล 3+ + 3e − → อัล
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

คุณสมบัติของธาตุขึ้นอยู่กับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอม เปลี่ยนไปตามคาบและกลุ่มของระบบธาตุ เนื่องจากในองค์ประกอบที่คล้ายคลึงกันจำนวนมากโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์จึงมีความคล้ายคลึงกันเท่านั้น แต่ไม่เหมือนกันเมื่อย้ายจากองค์ประกอบหนึ่งในกลุ่มไปยังอีกองค์ประกอบหนึ่งจึงไม่สามารถสังเกตคุณสมบัติซ้ำ ๆ ได้ง่ายสำหรับพวกเขา แต่การเปลี่ยนแปลงปกติที่แสดงอย่างชัดเจนไม่มากก็น้อย

ลักษณะทางเคมีของธาตุถูกกำหนดโดยความสามารถของอะตอมในการสูญเสียหรือรับอิเล็กตรอน ความสามารถนี้วัดได้จากค่าพลังงานไอออไนเซชันและความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน

พลังงานไอออไนเซชัน (Ei) เรียกว่า จำนวนขั้นต่ำพลังงานที่จำเป็นสำหรับการแยกออกและกำจัดอิเล็กตรอนออกจากอะตอมในเฟสก๊าซโดยสมบูรณ์ที่ T = 0

K โดยไม่มีการถ่ายโอนไปยังอิเล็กตรอนอิสระ พลังงานจลน์ด้วยการเปลี่ยนอะตอมเป็นไอออนที่มีประจุบวก: E + Ei = E + + e- พลังงานไอออไนเซชันเป็นบวกและมี ค่าที่น้อยที่สุดสำหรับอะตอมของโลหะอัลคาไลและใหญ่ที่สุดสำหรับอะตอมของก๊าซมีตระกูล (เฉื่อย)

ความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน (Ee) คือพลังงานที่ปลดปล่อยหรือดูดกลืนเมื่ออิเล็กตรอนจับกับอะตอมในเฟสแก๊สที่ T = 0

K กับการเปลี่ยนแปลงของอะตอมเป็นไอออนที่มีประจุลบโดยไม่ถ่ายเทพลังงานจลน์ไปยังอนุภาค:

E + e- = E- + อี

ฮาโลเจน โดยเฉพาะฟลูออรีน มีสัมพรรคภาพของอิเล็กตรอนสูงสุด (Ee = -328 kJ/mol)

ค่าของ Ei และ Ee แสดงเป็นกิโลจูลต่อโมล (kJ/mol) หรือเป็นอิเล็กตรอนโวลต์ต่ออะตอม (eV)

ความสามารถของอะตอมที่ถูกผูกไว้เพื่อแทนที่อิเล็กตรอนของพันธะเคมีเข้าหาตัวมันเอง การเพิ่มความหนาแน่นของอิเล็กตรอนรอบๆ ตัวมันเองเรียกว่า อิเลคโตรเนกาติวิตี

แนวคิดนี้ได้รับการแนะนำในวิทยาศาสตร์โดย L. Pauling อิเล็กแสดงด้วยสัญลักษณ์ ÷ และแสดงลักษณะแนวโน้มของอะตอมที่กำหนดเพื่อยึดอิเล็กตรอนเมื่อสร้างพันธะเคมี

จากข้อมูลของ R. Maliken ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีของอะตอมประมาณครึ่งหนึ่งของผลรวมของพลังงานไอออไนเซชันและค่าสัมพรรคภาพของอิเล็กตรอนของอะตอมอิสระ h = (Ee + Ei)/2

ในช่วงเวลา มีแนวโน้มโดยทั่วไปสำหรับการเพิ่มขึ้นของพลังงานไอออไนเซชันและอิเล็กโทรเนกาติวีตีด้วยการเพิ่มขึ้นของประจุของนิวเคลียสของอะตอม ในกลุ่ม ค่าเหล่านี้เพิ่มขึ้นเมื่อเพิ่มขึ้น หมายเลขซีเรียลองค์ประกอบจะลดลง

ควรเน้นว่าองค์ประกอบไม่สามารถกำหนดค่าคงที่ของอิเลคโตรเนกาติวิตีได้เนื่องจากขึ้นอยู่กับหลายปัจจัยโดยเฉพาะ สถานะวาเลนซ์ธาตุ ชนิดของสารประกอบที่รวมอยู่ จำนวนและชนิดของอะตอมข้างเคียง

รัศมีอะตอมและไอออนิก. ขนาดของอะตอมและไอออนถูกกำหนดโดยขนาดของเปลือกอิเล็กตรอน ตามแนวคิดเชิงกลควอนตัม เปลือกอิเล็กตรอนไม่มีขอบเขตที่กำหนดไว้อย่างเคร่งครัด ดังนั้นเราสามารถใช้รัศมีของอะตอมหรือไอออนอิสระได้ ระยะทางที่คำนวณทางทฤษฎีจากแกนกลางไปยังตำแหน่งของความหนาแน่นสูงสุดของเมฆอิเล็กตรอนรอบนอกระยะนี้เรียกว่ารัศมีการโคจร ในทางปฏิบัติมักใช้ค่ารัศมีของอะตอมและไอออนในสารประกอบซึ่งคำนวณจากข้อมูลการทดลอง ในกรณีนี้ รัศมีโควาเลนต์และโลหะของอะตอมจะแตกต่างกัน

การพึ่งพาอาศัยกันของรัศมีอะตอมและไอออนิกกับประจุของนิวเคลียสของอะตอมของธาตุและเป็นคาบ. ในช่วงที่พวกเขาเพิ่มขึ้น เลขอะตอมรัศมีมีแนวโน้มลดลง การลดลงมากที่สุดเป็นเรื่องปกติสำหรับองค์ประกอบของช่วงเวลาเล็ก ๆ เนื่องจากระดับอิเล็กทรอนิกส์ภายนอกถูกเติมเต็ม ในช่วงเวลาขนาดใหญ่ในตระกูลขององค์ประกอบ d และ f การเปลี่ยนแปลงนี้มีความคมชัดน้อยกว่าเนื่องจากการเติมอิเล็กตรอนในพวกมันเกิดขึ้นในชั้นก่อนภายนอก ในกลุ่มย่อย รัศมีของอะตอมและไอออนประเภทเดียวกันโดยทั่วไปจะเพิ่มขึ้น

ตารางธาตุของธาตุคือ ตัวอย่างที่ดีการแสดงออกของช่วงเวลาประเภทต่าง ๆ ในคุณสมบัติขององค์ประกอบซึ่งสังเกตได้ในแนวนอน (ในช่วงเวลาจากซ้ายไปขวา) แนวตั้ง (ในกลุ่มเช่นจากบนลงล่าง) ในแนวทแยงเช่น คุณสมบัติบางอย่างของอะตอมเพิ่มขึ้นหรือลดลง แต่ระยะเวลาจะถูกรักษาไว้

ในช่วงจากซ้ายไปขวา (→) ออกซิเดชันและ คุณสมบัติที่ไม่ใช่โลหะองค์ประกอบและคุณสมบัติการรีดิวซ์และโลหะลดลง ดังนั้นในบรรดาธาตุทั้งหมดของคาบที่ 3 โซเดียมจะมีมากที่สุด โลหะที่ใช้งานอยู่และเป็นตัวรีดิวซ์ที่แรงที่สุด ส่วนคลอรีน เป็นตัวออกซิไดซ์ที่แรงที่สุด

พันธะเคมี - คือการเชื่อมต่อระหว่างอะตอมในโมเลกุลหรือ ตาข่ายคริสตัลอันเป็นผลมาจากการกระทำระหว่างอะตอม แรงไฟฟ้าสถานที่ท่องเที่ยว.

นี่คือปฏิสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนทั้งหมดและนิวเคลียสทั้งหมด ซึ่งนำไปสู่การก่อตัวของระบบพหุอะตอมที่เสถียร (เรดิคัล, โมเลกุลไอออน, โมเลกุล, คริสตัล)

พันธะเคมีดำเนินการโดยเวเลนซ์อิเล็กตรอน โดย ความคิดที่ทันสมัยพันธะเคมีมีลักษณะเป็นอิเล็กทรอนิกส์ แต่ดำเนินการในรูปแบบต่างๆ ดังนั้นจึงมีพันธะเคมีสามประเภทหลัก: โควาเลนต์ ไอออนิก โลหะ. ระหว่างโมเลกุลเกิดขึ้น พันธะไฮโดรเจน, และเกิดขึ้น ปฏิสัมพันธ์ของฟาน เดอร์ วาลส์.

ลักษณะสำคัญของพันธะเคมีคือ:

- ความยาวพันธะ - คือระยะห่างระหว่างอะตอมระหว่างอะตอมที่มีพันธะเคมี

ขึ้นอยู่กับธรรมชาติของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์และความหลากหลายของพันธะ ด้วยการเพิ่มขึ้นของหลายหลาก ความยาวของพันธะจึงลดลง และด้วยเหตุนี้ ความแข็งแรงของมันจึงเพิ่มขึ้น

- ความหลากหลายของพันธะ - ถูกกำหนดโดยจำนวนคู่อิเล็กตรอนที่เชื่อมโยงสองอะตอม เมื่อทวีคูณเพิ่มขึ้น พลังงานผูกพันก็เพิ่มขึ้น

- มุมเชื่อมต่อ- มุมระหว่างเส้นตรงในจินตนาการที่ผ่านนิวเคลียสของอะตอมข้างเคียงสองอะตอมที่เชื่อมต่อกันทางเคมี

พลังงานจับ E CB - นี่คือพลังงานที่ปล่อยออกมาในระหว่างการก่อตัวของพันธะนี้และใช้ในการทำลายมัน kJ / mol

พันธะโควาเลนต์ - พันธะเคมีที่เกิดจากการใช้อิเล็กตรอนคู่ร่วมกันกับอะตอมสองอะตอม

คำอธิบายของพันธะเคมีโดยการปรากฏตัวของคู่อิเล็กตรอนร่วมกันระหว่างอะตอมเป็นพื้นฐานของทฤษฎีการหมุนของวาเลนซ์ซึ่งเป็นเครื่องมือ วิธีพันธะวาเลนซ์ (เอ็มวีเอส) ค้นพบโดย Lewis ในปี 1916 สำหรับคำอธิบายทางกลเชิงควอนตัมของพันธะเคมีและโครงสร้างของโมเลกุล ใช้วิธีอื่น - วิธีการโคจรของโมเลกุล (MMO) .

วิธีพันธะวาเลนซ์

หลักการพื้นฐานของการก่อตัวของพันธะเคมีตาม MVS:

1. พันธะเคมีเกิดขึ้นจากเวเลนซ์ (ไม่มีคู่) อิเล็กตรอน

2. อิเล็กตรอนที่มีสปินขนานกันของอะตอมที่แตกต่างกัน 2 อะตอมกลายเป็นเรื่องธรรมดา

3. พันธะเคมีจะเกิดขึ้นก็ต่อเมื่ออะตอมตั้งแต่ 2 อะตอมขึ้นไปเข้าใกล้กัน พลังงานทั้งหมดระบบล่ม

4. แรงหลักที่กระทำในโมเลกุลมีแหล่งกำเนิดไฟฟ้า คูลอมบ์

5. ยิ่งมีการเชื่อมต่อมากเท่าไร เมฆอิเล็กตรอนที่มีปฏิสัมพันธ์ก็จะทับซ้อนกันมากขึ้นเท่านั้น

มีกลไกการก่อตัวสองแบบ พันธะโควาเลนต์:

กลไกการแลกเปลี่ยนพันธะนี้เกิดจากการใช้เวเลนต์อิเล็กตรอนร่วมกันของอะตอมที่เป็นกลางสองตัว อะตอมแต่ละอะตอมให้อิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่หนึ่งตัวกับทั้งหมด คู่อิเล็กตรอน:

ข้าว. 7. กลไกการแลกเปลี่ยนสำหรับการก่อตัวของพันธะโควาเลนต์: ก- ไม่มีขั้ว ข- ขั้วโลก

กลไกการรับบริจาคอะตอมหนึ่ง (ผู้บริจาค) ให้คู่อิเล็กตรอน และอีกอะตอม (ตัวรับ) ให้ออร์บิทัลว่างสำหรับคู่นี้

การเชื่อมต่อ มีการศึกษาตามกลไกผู้รับบริจาคเป็นของ สารประกอบเชิงซ้อน

ข้าว. 8. กลไกการรับบริจาคของการสร้างพันธะโควาเลนต์

พันธะโควาเลนต์มีลักษณะบางอย่าง

ความอิ่มตัว - คุณสมบัติของอะตอมในการสร้างพันธะโควาเลนต์ตามจำนวนที่กำหนดอย่างเคร่งครัดเนื่องจากความอิ่มตัวของพันธะ โมเลกุลจึงมีองค์ประกอบที่แน่นอน

ปฐมนิเทศ - t . e. การเชื่อมต่อเกิดขึ้นในทิศทางของการทับซ้อนกันสูงสุดของเมฆอิเล็กตรอน . สำหรับเส้นที่เชื่อมต่อจุดศูนย์กลางของอะตอมที่สร้างพันธะมี: σ และ π (รูปที่ 9): σ-พันธะ - เกิดจากการทับซ้อนของ AO ตามแนวที่เชื่อมต่อจุดศูนย์กลางของอะตอมที่มีปฏิสัมพันธ์ พันธะ π คือพันธะที่เกิดขึ้นในทิศทางของแกนที่ตั้งฉากกับเส้นตรงที่เชื่อมต่อนิวเคลียสของอะตอม การวางแนวของพันธะจะกำหนดโครงสร้างเชิงพื้นที่ของโมเลกุล เช่น รูปทรงเรขาคณิต การผสมพันธุ์ - เป็นการเปลี่ยนแปลงรูปร่างของออร์บิทัลบางส่วนในการสร้างพันธะโควาเลนต์เพื่อให้เกิดการทับซ้อนของออร์บิทัลที่มีประสิทธิภาพมากขึ้นพันธะเคมีที่เกิดขึ้นจากการมีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนของออร์บิทัลลูกผสมนั้นแข็งแกร่งกว่าพันธะที่มีส่วนร่วมของอิเล็กตรอนของ s- และ p-orbitals ที่ไม่ใช่ลูกผสม เนื่องจากมีการทับซ้อนกันมากขึ้น แยกแยะ ประเภทต่อไปนี้การผสมพันธุ์ (รูปที่ 10 ตารางที่ 31): sp การผสมพันธุ์ -วงโคจร s หนึ่งวงและวงโคจร p วงหนึ่งเปลี่ยนเป็นวงโคจร "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสองวง โดยมีมุมระหว่างแกนเท่ากับ 180° โมเลกุลที่เกิด sp ไฮบริไดเซชันมีรูปทรงเรขาคณิตเชิงเส้น (BeCl 2)

การผสมพันธุ์ sp 2- ออร์บิทัล s หนึ่งอันและออร์บิทัล p สองอันกลายเป็นออร์บิทัล "ไฮบริด" ที่เหมือนกันสามอันซึ่งมุมระหว่างแกนคือ 120° โมเลกุลที่ดำเนินการผสม sp 2 มีรูปทรงเรขาคณิตแบน (BF 3 , AlCl 3)

sp 3-การผสมพันธุ์- วงโคจร s หนึ่งวงและวงโคจร p สามวงกลายเป็นวงโคจร "ไฮบริด" สี่วงที่เหมือนกันซึ่งมุมระหว่างแกนคือ 109 ° 28 " โมเลกุลที่เกิดการผสมข้ามพันธุ์ของ sp 3 มีรูปทรงเรขาคณิต tetrahedral (CH 4 , เอ็นเอช3).

ข้าว. 10. ประเภทของการผสมข้ามวงโคจรเวเลนซ์: เอ - เอสพี- การผสมของเวเลนซ์ออร์บิทัล ข - sp2-การผสมพันธุ์ของเวเลนซ์ออร์บิทัล ใน - sp 3 - การผสมพันธุ์ของวงโคจรวาเลนซ์