วิธีการกำหนดโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม โครงสร้างอะตอมของธาตุเคมี

สสารทั้งหมดประกอบด้วยอนุภาคขนาดเล็กมากที่เรียกว่า อะตอม . อะตอมเป็นอนุภาคที่เล็กที่สุดขององค์ประกอบทางเคมีที่ยังคงคุณสมบัติเฉพาะทั้งหมดไว้ หากต้องการจินตนาการถึงขนาดของอะตอม ก็เพียงพอแล้วที่จะบอกว่าหากวางพวกมันไว้ใกล้กัน อะตอมหนึ่งล้านอะตอมจะอยู่ห่างกันเพียง 0.1 มม.

การพัฒนาทางวิทยาศาสตร์เพิ่มเติมเกี่ยวกับโครงสร้างของสสารแสดงให้เห็นว่าอะตอมยังมีโครงสร้างที่ซับซ้อนและประกอบด้วยอิเล็กตรอนและโปรตอน นี่คือที่มาของทฤษฎีอิเล็กทรอนิกส์เกี่ยวกับโครงสร้างของสสาร

ในสมัยโบราณพบว่าไฟฟ้ามี 2 ชนิด คือ ไฟฟ้าบวกและไฟฟ้าลบ ปริมาณไฟฟ้าที่มีอยู่ในร่างกายจะเรียกว่าประจุ ประจุอาจเป็นบวกหรือลบก็ได้ขึ้นอยู่กับชนิดของไฟฟ้าที่ร่างกายมีอยู่

มันถูกสร้างในเชิงประจักษ์เช่นกันว่าประจุที่เหมือนกันจะผลักกัน และประจุที่ตรงข้ามกันจะดึงดูดกัน

พิจารณา โครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม. อะตอมประกอบด้วยอนุภาคที่เล็กกว่าตัวมันเอง เรียกว่า อิเล็กตรอน.

คำนิยาม:อิเล็กตรอนเป็นอนุภาคที่เล็กที่สุดของสสารที่มีประจุไฟฟ้าลบน้อยที่สุด

อิเล็กตรอนหมุนรอบนิวเคลียสส่วนกลางที่ประกอบด้วยนิวเคลียสหนึ่งตัวหรือมากกว่านั้น โปรตอนและ นิวตรอนในวงโคจรศูนย์กลาง อิเล็กตรอนเป็นอนุภาคที่มีประจุลบ โปรตอนเป็นบวก และนิวตรอนเป็นกลาง (ภาพที่ 1.1)

คำนิยาม:โปรตอนเป็นอนุภาคที่เล็กที่สุดของสสารที่มีประจุไฟฟ้าบวกน้อยที่สุด

ไม่ต้องสงสัยเลยว่าการมีอยู่ของอิเล็กตรอนและโปรตอน นักวิทยาศาสตร์ไม่เพียงแต่กำหนดมวล ประจุ และขนาดของอิเล็กตรอนและโปรตอนเท่านั้น แต่ยังทำให้พวกมันทำงานในอุปกรณ์วิศวกรรมไฟฟ้าและวิทยุต่างๆ

นอกจากนี้ยังพบว่ามวลของอิเล็กตรอนขึ้นอยู่กับความเร็วของการเคลื่อนที่ และอิเล็กตรอนนั้นไม่เพียงแต่เคลื่อนที่ไปข้างหน้าในอวกาศเท่านั้น แต่ยังหมุนรอบแกนของมันด้วย

โครงสร้างที่ง่ายที่สุดคืออะตอมไฮโดรเจน (รูปที่ 1.1) ประกอบด้วยนิวเคลียสของโปรตอนและอิเล็กตรอนที่หมุนรอบนิวเคลียสด้วยความเร็วสูง ก่อตัวเป็นเปลือกนอก (วงโคจร) ของอะตอม อะตอมที่ซับซ้อนมากขึ้นมีเปลือกหลายชั้นที่อิเล็กตรอนหมุนรอบ

เปลือกเหล่านี้จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนจากนิวเคลียสตามลำดับ (รูปที่ 1.2)

ทีนี้มาวิเคราะห์กัน . เปลือกชั้นนอกสุด ก็เรียก ความจุและเรียกจำนวนอิเล็กตรอนที่มีอยู่ ความจุ. ยิ่งห่างจากแกน วาเลนซ์เชลล์,ดังนั้น แรงดึงดูดที่แต่ละเวเลนซ์อิเล็กตรอนจากด้านข้างของนิวเคลียสจะมีขนาดเล็กลง ดังนั้น อะตอมจึงเพิ่มความสามารถในการติดอิเล็กตรอนกับตัวมันเองหากไม่ได้เติมเวเลนต์เชลล์และอยู่ไกลจากนิวเคลียส หรือสูญเสียอิเล็กตรอนไป
อิเล็กตรอนชั้นนอกสามารถรับพลังงานได้ หากอิเล็กตรอนในวาเลนซ์เชลล์ได้รับพลังงานในระดับที่จำเป็นจากแรงภายนอก พวกมันสามารถแยกตัวออกจากมันและออกจากอะตอมได้ นั่นคือกลายเป็นอิเล็กตรอนอิสระ อิเล็กตรอนอิสระสามารถเคลื่อนที่จากอะตอมหนึ่งไปอีกอะตอมโดยพลการ วัสดุเหล่านั้นที่มีอิเล็กตรอนอิสระจำนวนมากเรียกว่า ตัวนำ .

ฉนวน เป็นสิ่งที่ตรงกันข้ามกับตัวนำ พวกเขาปิดกั้นการไหลของกระแสไฟฟ้า ลูกถ้วยมีความเสถียรเนื่องจากเวเลนซ์อิเล็กตรอนของอะตอมบางตัวเติมเวเลนซ์เชลล์ของอะตอมอื่นเข้าด้วยกัน สิ่งนี้จะป้องกันการก่อตัวของอิเล็กตรอนอิสระ
ตำแหน่งกึ่งกลางระหว่างฉนวนและตัวนำถูกครอบครองโดย สารกึ่งตัวนำ แต่เราจะพูดถึงพวกเขาในภายหลัง
พิจารณา คุณสมบัติของอะตอม. อะตอมที่มีจำนวนอิเล็กตรอนและโปรตอนเท่ากันจะเป็นกลางทางไฟฟ้า อะตอมที่ได้รับอิเล็กตรอนตั้งแต่หนึ่งตัวขึ้นไปจะกลายเป็นประจุลบและเรียกว่าไอออนลบ ถ้าอะตอมสูญเสียอิเล็กตรอนหนึ่งตัวหรือมากกว่านั้น มันจะกลายเป็นไอออนบวก นั่นคือมันจะกลายเป็นประจุบวก

แนวคิดของอะตอมเกิดขึ้นในโลกยุคโบราณเพื่อกำหนดอนุภาคของสสาร ในภาษากรีก อะตอม แปลว่า "แบ่งแยกไม่ได้"

อิเล็กตรอน

นักฟิสิกส์ชาวไอริช Stoney จากการทดลองได้ข้อสรุปว่ากระแสไฟฟ้าถูกนำพาโดยอนุภาคที่เล็กที่สุดที่มีอยู่ในอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีทั้งหมด ในปี 1891 ดอลลาร์ Stoney เสนอให้เรียกอนุภาคเหล่านี้ อิเล็กตรอนซึ่งในภาษากรีกแปลว่า "อำพัน"

ไม่กี่ปีหลังจากที่อิเล็กตรอนได้ชื่อ โจเซฟ ทอมสัน นักฟิสิกส์ชาวอังกฤษ และฌอง แปร์ริน นักฟิสิกส์ชาวฝรั่งเศส ได้พิสูจน์ว่าอิเล็กตรอนมีประจุลบ นี่คือประจุลบที่เล็กที่สุด ซึ่งในทางเคมีถือเป็นหน่วย $(–1)$ ทอมสันยังสามารถกำหนดความเร็วของอิเล็กตรอนได้ (เท่ากับความเร็วแสง - $300,000$ km/s) และมวลของอิเล็กตรอน (น้อยกว่ามวลของอะตอมไฮโดรเจน $1,836$ เท่า)

ทอมสันและเพอร์รินเชื่อมต่อเสาของแหล่งกระแสด้วยแผ่นโลหะสองแผ่น - แคโทดและแอโนดซึ่งบัดกรีเข้ากับหลอดแก้วซึ่งอากาศถูกอพยพออกไป เมื่อใช้แรงดันไฟฟ้าประมาณ 10,000 โวลต์กับแผ่นอิเล็กโทรด การปลดปล่อยแสงจะสว่างวาบขึ้นในท่อ และอนุภาคจะบินจากแคโทด (ขั้วลบ) ไปยังขั้วบวก (ขั้วบวก) ซึ่งนักวิทยาศาสตร์เรียกว่า รังสีแคโทดแล้วพบว่ามันเป็นกระแสของอิเล็กตรอน อิเลคตรอนเมื่อกระทบสารพิเศษที่นำไปใช้กับหน้าจอทีวี เช่น ทำให้เกิดการเรืองแสง

ได้ข้อสรุป: อิเล็กตรอนหนีออกจากอะตอมของวัสดุที่สร้างแคโทด

อิเล็กตรอนอิสระหรือฟลักซ์สามารถรับได้ด้วยวิธีอื่น เช่น โดยการให้ความร้อนกับลวดโลหะหรือแสงตกกระทบโลหะที่เกิดจากองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม I ของตารางธาตุ (เช่น ซีเซียม)

สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอม

สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอมเป็นที่เข้าใจกันว่าเป็นชุดข้อมูลเกี่ยวกับ พลังงานอิเล็กตรอนเฉพาะใน ช่องว่างซึ่งมันตั้งอยู่ เรารู้แล้วว่าอิเล็กตรอนในอะตอมไม่มีวิถีการเคลื่อนที่ กล่าวคือ สามารถพูดคุยเกี่ยวกับ ความน่าจะเป็นพบได้ในช่องว่างรอบนิวเคลียส มันสามารถอยู่ในส่วนใดก็ได้ของช่องว่างรอบนิวเคลียส และจำนวนรวมของตำแหน่งต่างๆ ของมันถือเป็นเมฆอิเล็กตรอนที่มีความหนาแน่นของประจุลบ ในเชิงเปรียบเทียบ สามารถจินตนาการได้ดังนี้: หากสามารถถ่ายภาพตำแหน่งของอิเล็กตรอนในอะตอมในหนึ่งร้อยหรือหนึ่งในล้านของวินาทีได้เช่นเดียวกับในภาพถ่ายเสร็จสิ้น อิเล็กตรอนในภาพถ่ายดังกล่าวจะถูกแสดงเป็นจุด การซ้อนภาพดังกล่าวจำนวนนับไม่ถ้วนจะทำให้ได้ภาพเมฆอิเล็กตรอนที่มีความหนาแน่นสูงสุดในจุดที่มีจุดเหล่านี้อยู่มากที่สุด

รูปแสดงการ "ตัด" ความหนาแน่นของอิเล็กตรอนดังกล่าวในอะตอมไฮโดรเจนที่ผ่านนิวเคลียส และทรงกลมล้อมรอบด้วยเส้นประ ซึ่งความน่าจะเป็นที่จะพบอิเล็กตรอนคือ $90%$ เส้นชั้นความสูงที่ใกล้กับนิวเคลียสครอบคลุมพื้นที่ของอวกาศซึ่งความน่าจะเป็นที่จะพบอิเล็กตรอนคือ $10%$ ความน่าจะเป็นที่จะพบอิเล็กตรอนภายในเส้นชั้นที่สองจากนิวเคลียสคือ $20%$ ภายในอันที่สาม - $≈30 %$ เป็นต้น มีความไม่แน่นอนในสถานะของอิเล็กตรอน ในการระบุลักษณะเฉพาะของสถานะพิเศษนี้ นักฟิสิกส์ชาวเยอรมัน W. Heisenberg ได้แนะนำแนวคิดของ หลักความไม่แน่นอน, เช่น. แสดงให้เห็นว่าเป็นไปไม่ได้ที่จะระบุพลังงานและตำแหน่งของอิเล็กตรอนพร้อมกันและแน่นอน ยิ่งกำหนดพลังงานของอิเล็กตรอนได้แม่นยำมากเท่าไหร่ ตำแหน่งก็ยิ่งไม่แน่นอนมากขึ้นเท่านั้น และในทางกลับกัน เมื่อกำหนดตำแหน่งแล้ว ก็เป็นไปไม่ได้ที่จะกำหนดพลังงานของอิเล็กตรอน พื้นที่ความน่าจะเป็นในการตรวจจับอิเล็กตรอนไม่มีขอบเขตที่ชัดเจน อย่างไรก็ตาม เป็นไปได้ที่จะเลือกช่องว่างที่ความน่าจะเป็นในการค้นหาอิเล็กตรอนสูงสุด

ช่องว่างรอบนิวเคลียสของอะตอมซึ่งมีโอกาสพบอิเล็กตรอนได้มากที่สุดเรียกว่าออร์บิทัล

ประกอบด้วยเมฆอิเล็กตรอนประมาณ $90%$ ซึ่งหมายความว่าประมาณ $90%$ ของเวลาที่อิเล็กตรอนอยู่ในส่วนนี้ของอวกาศ ตามแบบฟอร์ม $4$ ของประเภทวงโคจรที่รู้จักในปัจจุบันนั้นแตกต่างกัน ซึ่งแสดงด้วยตัวอักษรละติน $s, p, d$ และ $f$ การแสดงกราฟิกของวงโคจรอิเล็กทรอนิกส์บางรูปแบบแสดงอยู่ในรูป

ลักษณะที่สำคัญที่สุดของการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนในวงโคจรหนึ่งๆ คือพลังงานของการเชื่อมต่อกับนิวเคลียส อิเล็กตรอนที่มีค่าพลังงานใกล้เคียงกันก่อตัวเป็นหนึ่งเดียว ชั้นอิเล็กทรอนิกส์, หรือ ระดับพลังงาน. ระดับพลังงานมีหมายเลขเริ่มต้นจากนิวเคลียส: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ และ $7$

จำนวนเต็ม $n$ แสดงถึงจำนวนของระดับพลังงานเรียกว่าเลขควอนตัมหลัก

มันแสดงลักษณะพลังงานของอิเล็กตรอนในระดับพลังงานที่กำหนด อิเล็กตรอนในระดับพลังงานแรกซึ่งอยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะมีพลังงานต่ำที่สุด เมื่อเทียบกับอิเล็กตรอนในระดับที่หนึ่ง อิเล็กตรอนในระดับถัดไปจะมีพลังงานจำนวนมาก ดังนั้น อิเล็กตรอนในระดับชั้นนอกจึงถูกยึดเหนี่ยวอย่างแน่นหนาน้อยที่สุดกับนิวเคลียสของอะตอม

จำนวนระดับพลังงาน (ชั้นอิเล็กทรอนิกส์) ในอะตอมเท่ากับจำนวนคาบในระบบของ D. I. Mendeleev ซึ่งเป็นองค์ประกอบทางเคมี: อะตอมของธาตุในช่วงแรกมีระดับพลังงานเดียว ช่วงที่สอง - สอง ช่วงที่เจ็ด - เจ็ด

จำนวนอิเล็กตรอนที่ใหญ่ที่สุดในระดับพลังงานถูกกำหนดโดยสูตร:

โดยที่ $N$ คือจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุด $n$ คือหมายเลขระดับหรือหมายเลขควอนตัมหลัก ดังนั้น: ระดับพลังงานแรกที่ใกล้กับนิวเคลียสจะบรรจุอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว ในวินาที - ไม่เกิน $8$; ในวันที่สาม - ไม่เกิน $18$; ในวันที่สี่ - ไม่เกิน $32$ และในทางกลับกัน ระดับพลังงาน (ชั้นอิเล็กทรอนิกส์) จะถูกจัดเรียงอย่างไร?

เริ่มจากระดับพลังงานที่สอง $(n = 2)$ แต่ละระดับแบ่งออกเป็นระดับย่อย (ชั้นย่อย) ซึ่งแตกต่างกันเล็กน้อยจากพลังงานที่ยึดเหนี่ยวกับนิวเคลียส

จำนวนของระดับย่อยจะเท่ากับค่าของเลขควอนตัมหลัก:ระดับพลังงานแรกมีหนึ่งระดับย่อย ที่สอง - สอง; สาม - สาม; ที่สี่คือสี่ ในทางกลับกันระดับย่อยนั้นเกิดจากออร์บิทัล

แต่ละค่าของ $n$ สอดคล้องกับจำนวนวงโคจรเท่ากับ $n^2$ จากข้อมูลที่แสดงในตาราง เป็นไปได้ที่จะติดตามความสัมพันธ์ระหว่างเลขควอนตัมหลัก $n$ กับจำนวนของระดับย่อย ประเภทและจำนวนของออร์บิทัล และจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดต่อระดับย่อยและระดับ

จำนวนควอนตัมหลัก ประเภทและจำนวนออร์บิทัล จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในระดับย่อยและระดับย่อย

ระดับพลังงาน $(n)$	จำนวนระดับย่อยเท่ากับ $n$	ประเภทวงโคจร	จำนวนวงโคจร		จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุด
			ในระดับย่อย	ในระดับเท่ากับ $n^2$	ในระดับย่อย	ที่ระดับเท่ากับ $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

เป็นเรื่องปกติที่จะกำหนดระดับย่อยในตัวอักษรละตินรวมถึงรูปร่างของวงโคจรซึ่งประกอบด้วย: $s, p, d, f$ ดังนั้น:

• $s$-sublevel - ระดับย่อยแรกของแต่ละระดับพลังงานที่ใกล้กับนิวเคลียสของอะตอมมากที่สุด ประกอบด้วยหนึ่ง $s$-orbital;
• $p$-sublevel - ระดับย่อยที่สองของแต่ละระดับ ยกเว้นระดับพลังงานแรก ประกอบด้วย $p$-orbitals สามวง;
• $d$-sublevel - ระดับย่อยที่สามของแต่ละระดับ เริ่มจากระดับพลังงานที่สาม ประกอบด้วย $d$-orbitals ห้าวง;
• $f$-sublevel ของแต่ละระดับ เริ่มจากระดับพลังงานที่สี่ ประกอบด้วย $f$-orbitals เจ็ดวง

นิวเคลียสของอะตอม

แต่ไม่ใช่แค่อิเล็กตรอนเท่านั้นที่เป็นส่วนหนึ่งของอะตอม นักฟิสิกส์ Henri Becquerel ค้นพบว่าแร่ธาตุธรรมชาติที่มีเกลือยูเรเนียมยังปล่อยรังสีที่ไม่รู้จัก ทำให้ฟิล์มถ่ายภาพที่ปิดไม่สว่างสว่างขึ้น ปรากฏการณ์นี้ได้รับการขนานนามว่า กัมมันตภาพรังสี.

รังสีกัมมันตภาพรังสีมีสามประเภท:

1. รังสี $α$ ซึ่งประกอบด้วยอนุภาค $α$ ซึ่งมีประจุมากกว่าประจุของอิเล็กตรอน $2$ เท่า แต่มีเครื่องหมายบวก และมีมวล $4$ เท่าของมวลของอะตอมไฮโดรเจน
2. $β$-รังสีเป็นกระแสของอิเล็กตรอน
3. รังสี$γ$-เป็นคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าที่มีมวลเล็กน้อยซึ่งไม่มีประจุไฟฟ้า

ดังนั้นอะตอมจึงมีโครงสร้างที่ซับซ้อน - ประกอบด้วยนิวเคลียสและอิเล็กตรอนที่มีประจุบวก

อะตอมถูกจัดเรียงอย่างไร?

ในปี พ.ศ. 2453 ในเมืองเคมบริดจ์ ใกล้กรุงลอนดอน เออร์เนสต์ รัทเทอร์ฟอร์ดกับนักศึกษาและเพื่อนร่วมงานศึกษาการกระเจิงของอนุภาคขนาด $α$ ที่ทะลุผ่านกระดาษฟอยล์สีทองบาง ๆ และตกลงมาบนแผ่นกรอง อนุภาคแอลฟามักจะเบี่ยงเบนไปจากทิศทางเดิมเพียงหนึ่งองศา ซึ่งดูเหมือนว่าจะยืนยันได้ถึงความสม่ำเสมอและความสม่ำเสมอของคุณสมบัติของอะตอมทองคำ และทันใดนั้นเอง นักวิจัยสังเกตเห็นว่าอนุภาค $α$ บางส่วนเปลี่ยนทิศทางของเส้นทางอย่างกะทันหัน ราวกับวิ่งชนสิ่งกีดขวางบางอย่าง

เมื่อวางหน้าจอไว้ด้านหน้าฟอยล์ รัทเทอร์ฟอร์ดสามารถตรวจจับได้แม้แต่กรณีที่หายากเมื่ออนุภาค $α$ ซึ่งสะท้อนจากอะตอมทองคำบินไปในทิศทางตรงกันข้าม

การคำนวณแสดงให้เห็นว่าปรากฏการณ์ที่สังเกตได้อาจเกิดขึ้นได้หากมวลทั้งหมดของอะตอมและประจุบวกทั้งหมดกระจุกตัวอยู่ในนิวเคลียสใจกลางเล็กๆ รัศมีของนิวเคลียสตามที่ปรากฎนั้นเล็กกว่ารัศมีของอะตอมทั้งหมด 100,000 เท่าซึ่งเป็นพื้นที่ที่มีอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ หากเราใช้การเปรียบเทียบโดยเป็นรูปเป็นร่าง ปริมาตรทั้งหมดของอะตอมสามารถเปรียบได้กับสนาม Luzhniki และนิวเคลียสสามารถเปรียบได้กับลูกฟุตบอลที่อยู่ตรงกลางสนาม

อะตอมขององค์ประกอบทางเคมีใด ๆ เปรียบได้กับระบบสุริยะขนาดเล็ก ดังนั้นแบบจำลองอะตอมที่รัทเทอร์ฟอร์ดเสนอจึงเรียกว่าดาวเคราะห์

โปรตอนและนิวตรอน

ปรากฎว่านิวเคลียสของอะตอมขนาดเล็กซึ่งมีมวลทั้งหมดของอะตอมเข้มข้นประกอบด้วยอนุภาคสองประเภทคือโปรตอนและนิวตรอน

โปรตอนมีประจุเท่ากับประจุของอิเล็กตรอน แต่ตรงกันข้ามในเครื่องหมาย $(+1)$ และมีมวลเท่ากับมวลของอะตอมไฮโดรเจน (เป็นที่ยอมรับในทางเคมีว่าเป็นหน่วย) โปรตอนเขียนแทนด้วย $↙(1)↖(1)p$ (หรือ $р+$) นิวตรอนไม่มีประจุ พวกมันเป็นกลางและมีมวลเท่ากับมวลของโปรตอน นั่นคือ $1$. นิวตรอนเขียนแทนด้วย $↙(0)↖(1)n$ (หรือ $n^0$)

เรียกโปรตอนและนิวตรอนรวมกันว่า นิวคลีออน(จากลาดพร้าว. นิวเคลียส- แกน).

ผลรวมของจำนวนโปรตอนและนิวตรอนในอะตอมเรียกว่า เลขมวล. ตัวอย่างเช่น เลขมวลของอะตอมอะลูมิเนียม:

เนื่องจากมวลของอิเล็กตรอนซึ่งมีเพียงเล็กน้อยสามารถถูกละเลยได้ จึงเห็นได้ชัดว่ามวลทั้งหมดของอะตอมนั้นกระจุกตัวอยู่ในนิวเคลียส แสดงอิเล็กตรอนดังนี้ $e↖(-)$

เนื่องจากอะตอมมีความเป็นกลางทางไฟฟ้า จึงเห็นได้ชัดว่า จำนวนโปรตอนและอิเล็กตรอนในอะตอมเท่ากัน เท่ากับเลขอะตอมของธาตุเคมีที่กำหนดให้กับมันในตารางธาตุ ตัวอย่างเช่น นิวเคลียสของอะตอมเหล็กมีโปรตอน $26$ และอิเล็กตรอน $26$ หมุนรอบนิวเคลียส แล้วจะทราบจำนวนนิวตรอนได้อย่างไร?

อย่างที่คุณทราบ มวลของอะตอมคือผลรวมของมวลของโปรตอนและนิวตรอน รู้เลขลำดับขององค์ประกอบ $(Z)$ เช่น จำนวนโปรตอนและเลขมวล $(A)$ เท่ากับผลรวมของจำนวนโปรตอนและนิวตรอน คุณสามารถหาจำนวนนิวตรอน $(N)$ โดยใช้สูตร:

ตัวอย่างเช่น จำนวนนิวตรอนในอะตอมของเหล็กคือ:

$56 – 26 = 30$.

ตารางแสดงลักษณะสำคัญของอนุภาคมูลฐาน

ลักษณะพื้นฐานของอนุภาคมูลฐาน

ไอโซโทป

ความหลากหลายของอะตอมของธาตุชนิดเดียวกันที่มีประจุนิวเคลียร์เหมือนกันแต่เลขมวลต่างกันเรียกว่า ไอโซโทป

คำ ไอโซโทปประกอบด้วยคำภาษากรีกสองคำ: ไอโซ- เหมือนกันและ ท็อปปิ้ง- สถานที่หมายถึง "ครอบครองที่เดียว" (เซลล์) ในระบบธาตุ

องค์ประกอบทางเคมีที่พบในธรรมชาติเป็นส่วนผสมของไอโซโทป ดังนั้น คาร์บอนจึงมีสามไอโซโทปที่มีมวล $12, 13, 14$; ออกซิเจน - สามไอโซโทปที่มีมวล $16, 17, 18$ เป็นต้น

มักจะกำหนดในระบบธาตุ มวลอะตอมสัมพัทธ์ขององค์ประกอบทางเคมีคือค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของส่วนผสมตามธรรมชาติของไอโซโทปของธาตุที่กำหนด โดยคำนึงถึงความอุดมสมบูรณ์สัมพัทธ์ในธรรมชาติ ดังนั้นค่าของ มวลอะตอมมักจะเป็นเศษส่วน ตัวอย่างเช่น อะตอมของคลอรีนตามธรรมชาติเป็นส่วนผสมของสองไอโซโทป - $35$ (ในธรรมชาติมี $75%$) และ $37$ (มี $25%$); ดังนั้น มวลอะตอมสัมพัทธ์ของคลอรีนจึงเท่ากับ $35.5$ ไอโซโทปของคลอรีนเขียนได้ดังนี้

$↖(35)↙(17)(Cl)$ และ $↖(37)↙(17)(Cl)$

คุณสมบัติทางเคมีของไอโซโทปของคลอรีนนั้นเหมือนกับไอโซโทปขององค์ประกอบทางเคมีส่วนใหญ่ เช่น โพแทสเซียม อาร์กอน:

$↖(39)↙(19)(K)$ และ $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ และ $↖(40)↙(18 )(อาร์)$

อย่างไรก็ตาม ไอโซโทปของไฮโดรเจนมีคุณสมบัติแตกต่างกันอย่างมากเนื่องจากมวลอะตอมสัมพัทธ์ของพวกมันเพิ่มขึ้นอย่างมากเท่าตัว พวกเขาได้รับแม้กระทั่งชื่อบุคคลและสัญลักษณ์ทางเคมี: โปรเทียม - $↖(1)↙(1)(H)$; ดิวทีเรียม - $↖(2)↙(1)(H)$, หรือ $↖(2)↙(1)(D)$; ไอโซโทป - $↖(3)↙(1)(H)$ หรือ $↖(3)↙(1)(T)$

ตอนนี้เป็นไปได้ที่จะให้คำจำกัดความที่ทันสมัย ​​เข้มงวดมากขึ้นและเป็นวิทยาศาสตร์ขององค์ประกอบทางเคมี

องค์ประกอบทางเคมีคือชุดของอะตอมที่มีประจุนิวเคลียร์เหมือนกัน

โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมของธาตุในสี่คาบแรก

พิจารณาการทำแผนที่การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุตามระยะเวลาของระบบ D. I. Mendeleev

องค์ประกอบของช่วงแรก

แบบแผนของโครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนเหนือชั้นทางอิเล็กทรอนิกส์ (ระดับพลังงาน)

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนในระดับพลังงานและระดับย่อย

สูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายของอิเล็กตรอน ไม่เพียงแต่ในระดับและระดับย่อยเท่านั้น แต่ยังรวมถึงในวงโคจรด้วย

ในอะตอมของฮีเลียม ชั้นอิเล็กตรอนแรกจะสมบูรณ์ มีอิเล็กตรอน $2$

ไฮโดรเจนและฮีเลียมเป็น $s$-องค์ประกอบ อะตอมเหล่านี้มี $s$-ออร์บิทัลที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

องค์ประกอบของช่วงที่สอง

สำหรับองค์ประกอบทั้งหมดของคาบที่สอง ชั้นอิเล็กตรอนแรกจะถูกเติม และอิเล็กตรอนจะเติมออร์บิทัล $s-$ และ $p$ ของชั้นอิเล็กตรอนที่สองตามหลักการของพลังงานน้อยที่สุด ($s$ แรก แล้วตามด้วย $ p$) และกฎของ Pauli และ Hund

ในอะตอมของนีออน ชั้นอิเล็กตรอนที่สองจะเสร็จสมบูรณ์ - มีอิเล็กตรอน $8$

องค์ประกอบของช่วงที่สาม

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

โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมของธาตุในช่วงที่สาม

การโคจรของอิเล็กตรอน $3.5$ เสร็จสิ้นที่อะตอมแมกนีเซียม $Na$ และ $Mg$ เป็นองค์ประกอบ $s$

สำหรับอะลูมิเนียมและธาตุที่ตามมา ระดับย่อย $3d$ จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

$↙(18)(Ar)$ อาร์กอน

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

ในอะตอมของอาร์กอน ชั้นนอก (ชั้นอิเล็กตรอนที่สาม) มีอิเล็กตรอน $8$ เมื่อชั้นนอกเสร็จสมบูรณ์แล้ว แต่โดยรวมแล้วในชั้นอิเล็กตรอนที่สาม อย่างที่คุณทราบแล้ว สามารถมีอิเล็กตรอนได้ 18 ตัว ซึ่งหมายความว่าองค์ประกอบของคาบที่สามมี $3d$-ออร์บิทัลเหลืออยู่ไม่เต็ม

องค์ประกอบทั้งหมดตั้งแต่ $Al$ ถึง $Ar$ - $p$ -องค์ประกอบ

$s-$ และ $r$ -องค์ประกอบรูปร่าง กลุ่มย่อยหลักในระบบธาตุ

องค์ประกอบของช่วงเวลาที่สี่

อะตอมของโพแทสเซียมและแคลเซียมมีชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ ซึ่งระดับย่อย $4s$ จะถูกเติมเต็ม เนื่องจาก มีพลังงานน้อยกว่าระดับย่อย $3d$ เพื่อลดความซับซ้อนของสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิกของอะตอมของธาตุในช่วงที่สี่:

1. เราแสดงเงื่อนไขกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์สูตรของอาร์กอนดังนี้: $Ar$;
2. เราจะไม่พรรณนาถึงระดับย่อยที่ไม่ได้เติมเต็มสำหรับอะตอมเหล่านี้

$K, Ca$ - $s$ - องค์ประกอบรวมอยู่ในกลุ่มย่อยหลัก สำหรับอะตอมตั้งแต่ $Sc$ ถึง $Zn$ ระดับย่อย 3 มิติจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน เหล่านี้คือ $3d$-องค์ประกอบ พวกเขารวมอยู่ใน กลุ่มย่อยด้านข้างชั้นอิเล็กตรอนภายนอกของพวกมันถูกเติมเต็ม องค์ประกอบการเปลี่ยนแปลง

ให้ความสนใจกับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมโครเมียมและทองแดง ในพวกมัน อิเล็กตรอนหนึ่งตัว "ตก" จาก $4s-$ ไปยังระดับย่อย $3d$ ซึ่งอธิบายได้จากความเสถียรทางพลังงานที่มากขึ้นของการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ $3d^5$ และ $3d^(10)$:

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

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

สัญลักษณ์ธาตุ หมายเลขซีเรียล ชื่อ	แผนภาพโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์	สูตรอิเล็กทรอนิกส์	สูตรอิเล็กทรอนิกส์กราฟิก
$↙(19)(K)$ โพแทสเซียม		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ แคลเซียม		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ สแกนเดียม		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ หรือ $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ ไทเทเนียม		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ หรือ $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ วานาเดียม		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ หรือ $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ หรือ $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ โครเมียม		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ หรือ $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ สังกะสี		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ หรือ $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ แกลเลียม		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ หรือ $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ คริปทอน		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ หรือ $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

ในอะตอมสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนที่สามเสร็จสมบูรณ์ - ระดับย่อยทั้งหมด $3s, 3p$ และ $3d$ ถูกเติมเต็ม รวมแล้วมีอิเล็กตรอน $18$

ในธาตุต่อจากสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ ซึ่งเป็นระดับย่อย $4p$ จะถูกเติมต่อไป องค์ประกอบตั้งแต่ $Ga$ ถึง $Kr$ - $r$ -องค์ประกอบ

ชั้นนอก (ที่สี่) ของอะตอมคริปทอนเสร็จสมบูรณ์ มีอิเล็กตรอน $8$ แต่ในชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ อย่างที่คุณทราบ อาจมีอิเล็กตรอนอยู่ $32$; อะตอมคริปทอนยังคงมี $4d-$ และ $4f$-sublevels ที่ยังไม่เต็ม

องค์ประกอบของช่วงเวลาที่ห้าจะเติมระดับย่อยตามลำดับต่อไปนี้: $5s → 4d → 5р$ และยังมีข้อยกเว้นที่เกี่ยวข้องกับ "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอน สำหรับ $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$ $f$ ปรากฏในงวดที่หกและเจ็ด -องค์ประกอบ, เช่น. องค์ประกอบที่มี $4f-$ และ $5f$-sublevels ของเลเยอร์อิเล็กทรอนิกส์ภายนอกที่สามจะถูกเติมตามลำดับ

$4f$ -องค์ประกอบเรียกว่า แลนทาไนด์

$5f$ -องค์ประกอบเรียกว่า แอกทิไนด์

ลำดับของการเติมระดับย่อยทางอิเล็กทรอนิกส์ในอะตอมของธาตุในช่วงที่หก: $↙(55)Cs$ และ $↙(56)Ba$ - $6s$-องค์ประกอบ; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-องค์ประกอบ; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-องค์ประกอบ; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-องค์ประกอบ; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-องค์ประกอบ แต่ที่นี่ก็มีองค์ประกอบที่ละเมิดลำดับการเติมวงโคจรของอิเล็กตรอนซึ่งเกี่ยวข้องกับความเสถียรของพลังงานที่มากกว่าครึ่งหนึ่งและเติมเต็ม $f$-sublevels เช่น $nf^7$ และ $nf^(14)$

ตามที่คุณเข้าใจแล้วองค์ประกอบทั้งหมดจะถูกแบ่งออกเป็นสี่ตระกูลอิเล็กทรอนิกส์หรือบล็อกทั้งนี้ขึ้นอยู่กับระดับย่อยของอะตอมที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน:

1. $s$ - องค์ประกอบ;$s$-sublevel ของชั้นนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน $s$-องค์ประกอบ ได้แก่ ไฮโดรเจน ฮีเลียม และองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม I และ II;
2. $r$ - องค์ประกอบ;$p$-sublevel ของชั้นนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน $p$-องค์ประกอบรวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม III–VIII;
3. $d$ - องค์ประกอบ;$d$-sublevel ของระดับก่อนภายนอกของอะตอมนั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน $d$-องค์ประกอบรวมองค์ประกอบของกลุ่มย่อยรองของกลุ่ม I–VIII เช่น องค์ประกอบของอธิกมาสของช่วงเวลาขนาดใหญ่ที่อยู่ระหว่าง $s-$ และ $p-$ พวกเขาเรียกอีกอย่างว่า องค์ประกอบการเปลี่ยนแปลง
4. $f$ - องค์ประกอบ;$f-$sublevel ของระดับที่สามของอะตอมนั้นเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ซึ่งรวมถึงแลนทาไนด์และแอกทิไนด์

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม สถานะพื้นดินและตื่นเต้นของอะตอม

นักฟิสิกส์ชาวสวิส W. Pauli ในปี 1925$ ได้พิสูจน์ว่า อะตอมสามารถมีอิเล็กตรอนได้สูงสุดสองตัวในหนึ่งออร์บิทัลมีการหมุนตรงข้าม (ตรงกันข้าม) (แปลจากภาษาอังกฤษเป็นแกนหมุน) เช่น มีคุณสมบัติที่สามารถจินตนาการตามเงื่อนไขได้ว่าเป็นการหมุนของอิเล็กตรอนรอบแกนจินตภาพตามเข็มนาฬิกาหรือทวนเข็มนาฬิกา หลักการนี้เรียกว่า หลักการของเพาลี

ถ้ามีอิเล็กตรอน 1 ตัวในออร์บิทัล ก็จะเรียกว่า ไม่ได้จับคู่ถ้าสองก็นี่เลย อิเล็กตรอนคู่, เช่น. อิเล็กตรอนที่มีสปินตรงกันข้าม

รูปแสดงแผนภาพการแบ่งระดับพลังงานออกเป็นระดับย่อยๆ

$s-$ วงโคจรดังที่คุณทราบแล้วมีรูปร่างเป็นทรงกลม อิเล็กตรอนอะตอมของไฮโดรเจน $(n = 1)$ ตั้งอยู่บนออร์บิทัลนี้และไม่มีการจับคู่ ตามนี้ของเขา สูตรอิเล็กทรอนิกส์, หรือ การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์, เขียนแบบนี้: $1s^1$ ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ตัวเลขของระดับพลังงานจะแสดงด้วยตัวเลขด้านหน้าตัวอักษร $ (1 ... ) $ ระดับย่อย (ประเภทการโคจร) จะแสดงด้วยตัวอักษรละติน และตัวเลขที่เขียนถึง ทางขวาของตัวอักษร (เป็นเลขยกกำลัง) แสดงจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อย

สำหรับอะตอมฮีเลียม He ซึ่งมีอิเล็กตรอนคู่สองตัวใน $s-$orbital เดียวกัน สูตรนี้คือ $1s^2$ เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมฮีเลียมมีความสมบูรณ์และเสถียรมาก ฮีเลียมเป็นก๊าซมีตระกูล ระดับพลังงานที่สอง $(n = 2)$ มีสี่วงโคจร หนึ่ง $s$ และสาม $p$ $s$-ออร์บิทัลระดับที่สอง ($2s$-ออร์บิทัล) มีพลังงานสูงกว่า เนื่องจาก อยู่ในระยะห่างจากนิวเคลียสมากกว่าอิเล็กตรอนของ $1s$-ออร์บิทัล $(n = 2)$ โดยทั่วไป สำหรับแต่ละค่าของ $n$ จะมี $s-$orbital หนึ่งวง แต่ด้วยจำนวนพลังงานอิเล็กตรอนที่สอดคล้องกัน ดังนั้น ด้วยเส้นผ่านศูนย์กลางที่สอดคล้องกัน จะเพิ่มขึ้นเป็นค่า $n$.$s- $Orbital เพิ่มขึ้น ดังที่คุณทราบแล้ว มีรูปร่างเป็นทรงกลม อิเล็กตรอนอะตอมของไฮโดรเจน $(n = 1)$ ตั้งอยู่บนออร์บิทัลนี้และไม่มีการจับคู่ ดังนั้น สูตรอิเล็กทรอนิกส์หรือการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ จึงเขียนได้ดังนี้ $1s^1$ ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ ตัวเลขของระดับพลังงานจะแสดงด้วยตัวเลขด้านหน้าตัวอักษร $ (1 ... ) $ ระดับย่อย (ประเภทการโคจร) จะแสดงด้วยตัวอักษรละติน และตัวเลขที่เขียนถึง ทางขวาของตัวอักษร (เป็นเลขยกกำลัง) แสดงจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อย

สำหรับอะตอมของฮีเลียม $He$ ซึ่งมีอิเล็กตรอนคู่สองตัวใน $s-$orbital เดียวกัน สูตรนี้คือ $1s^2$ เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมฮีเลียมมีความสมบูรณ์และเสถียรมาก ฮีเลียมเป็นก๊าซมีตระกูล ระดับพลังงานที่สอง $(n = 2)$ มีสี่วงโคจร หนึ่ง $s$ และสาม $p$ อิเล็กตรอนของ $s-$orbitals ระดับที่สอง ($2s$-orbitals) มีพลังงานสูงกว่า เนื่องจาก อยู่ในระยะห่างจากนิวเคลียสมากกว่าอิเล็กตรอนของ $1s$-ออร์บิทัล $(n = 2)$ โดยทั่วไป สำหรับแต่ละค่าของ $n$ จะมี $s-$orbital หนึ่งวง แต่ด้วยจำนวนพลังงานอิเล็กตรอนที่สอดคล้องกัน ดังนั้น ด้วยเส้นผ่านศูนย์กลางที่สอดคล้องกัน จะเพิ่มขึ้นตามค่าของ $n$ ที่เพิ่มขึ้น

$r-$ วงโคจรมีรูปร่างเหมือนดัมเบลล์หรือปริมาตรที่แปด $p$-ออร์บิทัลทั้งสามอยู่ในอะตอมในแนวตั้งฉากร่วมกันตามพิกัดเชิงพื้นที่ที่ดึงผ่านนิวเคลียสของอะตอม ควรเน้นย้ำอีกครั้งว่าแต่ละระดับพลังงาน (ชั้นอิเลคทรอนิกส์) เริ่มต้นจาก $n= 2$ มีสาม $p$-ออร์บิทัล เมื่อค่าของ $n$ เพิ่มขึ้น อิเล็กตรอนจะครอบครอง $p$-ออร์บิทัลซึ่งอยู่ห่างจากนิวเคลียสมาก และพุ่งไปตามแกน $x, y, z$

สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่สอง $(n = 2)$ เติม $s$-orbital อันแรก จากนั้นเติม $p$-orbital สามอัน สูตรอิเล็กทรอนิกส์ $Li: 1s^(2)2s^(1)$ อิเล็กตรอน $2s^1$ มีพันธะน้อยกว่ากับนิวเคลียสของอะตอม ดังนั้นลิเธียมอะตอมจึงสามารถแยกอิเล็กตรอนออกไปได้อย่างง่ายดาย (อย่างที่คุณคงจำได้ กระบวนการนี้เรียกว่า ออกซิเดชัน) ซึ่งจะกลายเป็นลิเธียมไอออน $Li^+$

ในเบริลเลียมอะตอม Be อิเล็กตรอนตัวที่สี่ก็อยู่ในออร์บิทัล $2s$ ด้วย: $1s^(2)2s^(2)$ อิเล็กตรอนวงนอกสองตัวของอะตอมเบริลเลียมสามารถแยกออกได้ง่าย - $B^0$ จะถูกออกซิไดซ์เป็นไอออนบวก $Be^(2+)$

อิเล็กตรอนตัวที่ 5 ของอะตอมโบรอนครอบครอง $2p$-ออร์บิทัล: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$ ถัดไป $2p$-ออร์บิทัลของอะตอม $C, N, O, F$ จะถูกเติม ซึ่งลงท้ายด้วยนีออนโนเบิลแก๊ส: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$

สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่สาม $3s-$ และ $3p$-ออร์บิทัลจะถูกเติมตามลำดับ ห้า $d$-orbitals ของระดับที่สามยังคงว่างอยู่:

$↙(11)นา 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

บางครั้งในไดอะแกรมที่แสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนในอะตอม จะมีการระบุจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานเท่านั้น เช่น เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี ตรงกันข้ามกับสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบเต็มข้างต้น เช่น

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

สำหรับองค์ประกอบของคาบขนาดใหญ่ (สี่และห้า) อิเล็กตรอนสองตัวแรกครอบครอง $4s-$ และ $5s$-ออร์บิทัลตามลำดับ: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. เริ่มจากองค์ประกอบที่สามของแต่ละคาบขนาดใหญ่ อิเล็กตรอนสิบตัวถัดไปจะไปที่ $3d-$ และ $4d-$orbitals ก่อนหน้า ตามลำดับ (สำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยรอง): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$ ตามกฎแล้ว เมื่อเติม $d$-sublevel ก่อนหน้านี้ ระดับย่อยด้านนอก (ตามลำดับ $4p-$ และ $5p-$) $p-$sublevel จะเริ่มเติม: $↙(33)เป็น 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)เต้ 2, 8, 18, 18, 6$.

สำหรับองค์ประกอบของช่วงเวลาขนาดใหญ่ - ระดับที่หกและเจ็ดที่ไม่สมบูรณ์ - ระดับอิเล็กทรอนิกส์และระดับย่อยจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตามกฎดังต่อไปนี้: อิเล็กตรอนสองตัวแรกเข้าสู่ระดับย่อย $s-$ ด้านนอก: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; อิเล็กตรอนตัวถัดไป (สำหรับ $La$ และ $Ca$) ไปยังระดับย่อย $d$ ก่อนหน้า: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ และ $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$

จากนั้นอิเล็กตรอน $14$ ถัดไปจะเข้าสู่ระดับพลังงานที่สามจากภายนอก ออร์บิทัล $4f$ และ $5f$ ของแลนโทไนด์และแอกทิไนด์ตามลำดับ: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

จากนั้นระดับพลังงานที่สองจากภายนอก ($d$-sublevel) จะเริ่มสร้างขึ้นอีกครั้งสำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยด้านข้าง: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. และในที่สุด หลังจากที่ระดับย่อย $d$ เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนสิบตัวแล้ว ระดับย่อย $p$ จะถูกเติมอีกครั้ง: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$

บ่อยครั้งที่โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมถูกอธิบายโดยใช้พลังงานหรือเซลล์ควอนตัม - พวกเขาเขียนสิ่งที่เรียกว่า สูตรอิเล็กทรอนิกส์กราฟิก. สำหรับเร็กคอร์ดนี้ จะใช้สัญลักษณ์ต่อไปนี้: แต่ละเซลล์ควอนตัมจะแสดงด้วยเซลล์ที่สอดคล้องกับหนึ่งออร์บิทัล อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะถูกระบุด้วยลูกศรที่สอดคล้องกับทิศทางของการหมุน เมื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิก ควรจำกฎสองข้อ: หลักการของเพาลีตามที่เซลล์ (ออร์บิทัล) สามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว แต่มีการหมุนแบบขนานกัน และ กฎของ F. Hundตามที่อิเล็กตรอนครอบครองเซลล์อิสระก่อนทีละเซลล์และในขณะเดียวกันก็มีค่าสปินเท่ากันจากนั้นจึงจับคู่ แต่สปินตามหลักการของเพาลีจะถูกชี้นำตรงกันข้าม

(เอกสารประกอบการบรรยาย)

โครงสร้างของอะตอม การแนะนำ.

เป้าหมายของการศึกษาวิชาเคมีคือองค์ประกอบทางเคมีและสารประกอบ องค์ประกอบทางเคมีเรียกกลุ่มของอะตอมที่มีประจุบวกเท่ากัน อะตอมเป็นอนุภาคที่เล็กที่สุดขององค์ประกอบทางเคมีที่กักเก็บไว้ คุณสมบัติทางเคมี. เมื่อเชื่อมต่อกันอะตอมของธาตุหนึ่งหรือหลายธาตุจะก่อตัวเป็นอนุภาคที่ซับซ้อนมากขึ้น - โมเลกุล. คอลเลกชันของอะตอมหรือโมเลกุลก่อตัวเป็นสารเคมี สารเคมีแต่ละชนิดมีลักษณะตามชุดของคุณสมบัติทางกายภาพแต่ละชนิด เช่น จุดเดือดและจุดหลอมเหลว ความหนาแน่น การนำไฟฟ้าและความร้อน เป็นต้น

1. โครงสร้างของอะตอมและระบบธาตุ

ดีไอ เมนเดเลเยฟ.

ความรู้และความเข้าใจเกี่ยวกับความสม่ำเสมอของลำดับการเติมระบบธาตุ D.I. Mendeleev ช่วยให้เราเข้าใจสิ่งต่อไปนี้:

1. สาระสำคัญทางกายภาพของการมีอยู่ตามธรรมชาติขององค์ประกอบบางอย่าง

2. ธรรมชาติของความจุทางเคมีขององค์ประกอบ

3. ความสามารถและ "ความง่าย" ของธาตุในการให้หรือรับอิเล็กตรอนเมื่อมีปฏิสัมพันธ์กับธาตุอื่น

4. ลักษณะของพันธะเคมีที่องค์ประกอบที่กำหนดสามารถก่อตัวขึ้นเมื่อมีปฏิสัมพันธ์กับองค์ประกอบอื่น โครงสร้างเชิงพื้นที่ของโมเลกุลที่เรียบง่ายและซับซ้อน ฯลฯ เป็นต้น

โครงสร้างของอะตอม

อะตอมเป็นระบบจุลภาคที่ซับซ้อนของอนุภาคมูลฐานในการเคลื่อนที่และมีปฏิสัมพันธ์ซึ่งกันและกัน

ในช่วงปลายศตวรรษที่ 19 และต้นศตวรรษที่ 20 พบว่าอะตอมประกอบด้วยอนุภาคขนาดเล็กกว่า ได้แก่ นิวตรอน โปรตอน และอิเล็กตรอน สองอนุภาคสุดท้ายคืออนุภาคที่มีประจุไฟฟ้า โปรตอนมีประจุบวก อิเล็กตรอนมีประจุลบ เนื่องจากอะตอมของธาตุในสถานะพื้นเป็นกลางทางไฟฟ้า หมายความว่าจำนวนโปรตอนในอะตอมของธาตุใดๆ เท่ากับจำนวนอิเล็กตรอน มวลของอะตอมถูกกำหนดโดยผลรวมของมวลของโปรตอนและนิวตรอน ซึ่งจำนวนของโปรตอนจะเท่ากับความแตกต่างระหว่างมวลของอะตอมและเลขลำดับของมันในระบบธาตุของ D.I. เมนเดเลเยฟ.

ในปี 1926 ชเรอดิงเงอร์เสนอให้อธิบายการเคลื่อนที่ของอนุภาคขนาดเล็กในอะตอมของธาตุโดยใช้สมการคลื่นที่เขาได้รับ เมื่อแก้สมการคลื่นชโรดิงเงอร์สำหรับอะตอมไฮโดรเจน ตัวเลขควอนตัมจำนวนเต็มสามตัวจะปรากฏขึ้น: น, ℓ และ ม ℓ ซึ่งเป็นลักษณะสถานะของอิเล็กตรอนในปริภูมิสามมิติในสนามกลางของนิวเคลียส เลขควอนตัม น, ℓ และ ม ℓ รับค่าจำนวนเต็ม ฟังก์ชันคลื่นที่กำหนดโดยเลขควอนตัมสามตัว น, ℓ และ ม ℓ และได้ผลจากการแก้สมการชโรดิงเงอร์ เรียกว่า ออร์บิทัล ออร์บิทัลคือบริเวณของอวกาศที่มีโอกาสพบอิเล็กตรอนได้มากที่สุดเป็นของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี ดังนั้น การแก้สมการชเรอดิงเงอร์สำหรับอะตอมของไฮโดรเจนจึงนำไปสู่การปรากฏของเลขควอนตัมสามตัว ความหมายทางกายภาพของเลขเหล่านี้คือแสดงลักษณะของออร์บิทัลที่แตกต่างกันสามแบบที่อะตอมสามารถมีได้ มาดูตัวเลขควอนตัมแต่ละตัวกัน

หมายเลขควอนตัมหลัก n สามารถรับค่าจำนวนเต็มบวกใดๆ ได้: n = 1,2,3,4,5,6,7… มันแสดงลักษณะพลังงานของระดับอิเล็กทรอนิกส์และขนาดของ "เมฆ" อิเล็กทรอนิกส์ เป็นลักษณะเฉพาะที่จำนวนของเลขควอนตัมหลักตรงกับจำนวนรอบระยะเวลาที่องค์ประกอบนั้นตั้งอยู่

เลขควอนตัม Azimuthal หรือวงโคจรℓ สามารถรับค่าจำนวนเต็มจาก ℓ = 0….ถึง n – 1 และกำหนดโมเมนต์การเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอน เช่น รูปร่างวงโคจร สำหรับค่าตัวเลขต่างๆ ของ ℓ จะใช้สัญลักษณ์ต่อไปนี้: ℓ = 0, 1, 2, 3 และแสดงด้วยสัญลักษณ์ ส, หน้า, ง, ฉตามลำดับสำหรับ ℓ = 0, 1, 2 และ 3 ในตารางธาตุไม่มีธาตุที่มีหมายเลขหมุน ℓ = 4.

เลขควอนตัมแม่เหล็กม ℓ แสดงลักษณะการจัดเรียงเชิงพื้นที่ของออร์บิทัลของอิเล็กตรอน และดังนั้น คุณสมบัติทางแม่เหล็กไฟฟ้าของอิเล็กตรอน สามารถรับค่าจาก - ℓ ถึง + ℓ รวมทั้งศูนย์

รูปร่างหรือคุณสมบัติสมมาตรของออร์บิทัลของอะตอมจะขึ้นอยู่กับเลขควอนตัม ℓ และ ม ℓ . "เมฆอิเล็กทรอนิกส์" ที่สอดคล้องกับ ส- วงโคจรมีรูปร่างของลูกบอล (ในเวลาเดียวกัน ℓ = 0).

รูปที่ 1 วงโคจร 1 วินาที

ออร์บิทัลที่กำหนดโดยเลขควอนตัม ℓ = 1 และ m ℓ = -1, 0 และ +1 เรียกว่า p-ออร์บิทัล เนื่องจาก m ℓ ในกรณีนี้มีค่าต่างกันสามค่า อะตอมจึงมี p-orbitals ที่มีพลังเทียบเท่ากันสามตัว (เลขควอนตัมหลักของพวกมันเหมือนกันและสามารถมีค่า n = 2,3,4,5,6 หรือ 7) . p-Orbitals มีสมมาตรตามแนวแกนและมีรูปแบบของแปดสามมิติซึ่งวางตามแกน x, y และ z ในสนามภายนอก (รูปที่ 1.2) จึงเป็นที่มาของสัญลักษณ์ p x , p y และ p z .

รูปที่ 2 p x , p y และ p z -ออร์บิทัล

นอกจากนี้ยังมีวงโคจรอะตอม d- และ f สำหรับ ℓ = 2 และ m ℓ = -2, -1, 0, +1 และ +2 แรก เช่น ห้า AO สำหรับวินาที ℓ = 3 และ m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 และ +3 เช่น 7 อ.

ควอนตัมที่สี่ ม สเรียกว่าเลขควอนตัมสปิน ถูกนำมาใช้เพื่ออธิบายผลกระทบเล็กน้อยในสเปกตรัมของอะตอมไฮโดรเจนโดย Goudsmit และ Uhlenbeck ในปี 1925 สปินของอิเล็กตรอนคือโมเมนตัมเชิงมุมของอนุภาคมูลฐานที่มีประจุไฟฟ้าของอิเล็กตรอน จำกัดอย่างเคร่งครัดในบางมุม การวางแนวนี้ถูกกำหนดโดยค่าของเลขควอนตัมแม่เหล็กหมุน (s) ซึ่งสำหรับอิเล็กตรอนคือ ½ ดังนั้น สำหรับอิเล็กตรอน ตามกฎการหาปริมาณ ม ส = ± ½. ในเรื่องนี้ ในชุดของเลขควอนตัมสามตัว ควรเพิ่มเลขควอนตัมเข้าไปด้วย ม ส . ขอย้ำอีกครั้งว่าเลขควอนตัมสี่ตัวกำหนดลำดับการสร้างตารางธาตุของ Mendeleev และอธิบายว่าเหตุใดจึงมีเพียงสองธาตุในช่วงแรก แปดในสองและสาม 18 ในสี่ และอื่น ๆ อย่างไรก็ตาม เพื่ออธิบายโครงสร้างของอิเล็กตรอนหลายอะตอม ลำดับที่ระดับอิเล็กทรอนิกส์ถูกเติมเต็มเมื่อประจุบวกของอะตอมเพิ่มขึ้น มันไม่เพียงพอที่จะมีความคิดเกี่ยวกับเลขควอนตัมสี่ตัวที่ "ควบคุม" พฤติกรรมของอิเล็กตรอน เมื่อเติมออร์บิทัลของอิเล็กตรอน แต่คุณต้องรู้กฎง่ายๆ เพิ่มเติมคือ หลักการของ Pauli กฎของ Gund และกฎของ Klechkovsky

ตามหลักเปาลี ในสถานะควอนตัมเดียวกันโดยมีค่าบางอย่างของเลขควอนตัมสี่ตัวจะมีอิเล็กตรอนมากกว่าหนึ่งตัวไม่ได้ซึ่งหมายความว่าโดยหลักการแล้วอิเล็กตรอนหนึ่งตัวสามารถอยู่ในวงโคจรของอะตอมใดก็ได้ อิเล็กตรอนสองตัวสามารถอยู่ในออร์บิทัลอะตอมเดียวกันได้ก็ต่อเมื่อมีจำนวนควอนตัมสปินต่างกัน

เมื่อเติม p-AO สามตัว, d-AO ห้าตัว และ f-AO เจ็ดตัวที่มีอิเล็กตรอน เราควรได้รับคำแนะนำไม่เพียงแต่จากหลักการของเพาลีเท่านั้น แต่ยังรวมถึงกฎ Hund ด้วย: การเติมวงโคจรของเปลือกย่อยหนึ่งในสถานะพื้นเกิดขึ้นกับอิเล็กตรอนที่มีสปินเดียวกัน

เมื่อเติมเชลล์ย่อย (หน้า, ง, ฉ) ค่าสัมบูรณ์ของผลรวมของการหมุนจะต้องสูงสุด.

กฎของ Klechkovsky. ตามกฎของ Klechkovsky เมื่อเติมง และ ฉต้องเคารพการโคจรของอิเล็กตรอนหลักการของพลังงานขั้นต่ำ ตามหลักการนี้ อิเล็กตรอนในสถานะพื้นดินจะเติมเต็มวงโคจรด้วยระดับพลังงานขั้นต่ำ พลังงานของระดับย่อยถูกกำหนดโดยผลรวมของเลขควอนตัมน + ℓ = E .

กฎข้อแรกของ Klechkovsky: เติมระดับย่อยเหล่านั้นก่อนน + ℓ = E น้อยที่สุด

กฎข้อที่สองของ Klechkovsky: ในกรณีที่มีความเท่าเทียมกันน + ℓ สำหรับระดับย่อยหลายระดับ ซึ่งเป็นระดับย่อยสำหรับน น้อยที่สุด .

ปัจจุบันรู้จัก 109 องค์

2. พลังงานไอออไนเซชัน สัมพรรคภาพของอิเล็กตรอน และอิเล็กโทรเนกาติวิตี.

ลักษณะที่สำคัญที่สุดของการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมคือพลังงานไอออไนเซชัน (EI) หรือศักย์ไฟฟ้าไอออไนเซชัน (IP) และค่าสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนของอะตอม (SE) พลังงานไอออไนเซชันคือการเปลี่ยนแปลงพลังงานในกระบวนการแยกอิเล็กตรอนออกจากอะตอมอิสระที่ 0 K: A = + + ē . การพึ่งพาพลังงานไอออไนเซชันกับเลขอะตอม Z ของธาตุ ขนาดของรัศมีอะตอมมีลักษณะเด่นชัดเป็นระยะ

ความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน (SE) คือการเปลี่ยนแปลงของพลังงานที่มาพร้อมกับการเติมอิเล็กตรอนให้กับอะตอมที่อยู่โดดเดี่ยวด้วยการก่อตัวของไอออนลบที่ 0 K: A + ē = A - (อะตอมและไอออนอยู่ในสถานะพื้น)ในกรณีนี้ อิเล็กตรอนจะครอบครองวงโคจรอะตอมอิสระต่ำสุด (LUAO) หาก VZAO ถูกครอบครองโดยอิเล็กตรอนสองตัว SE ขึ้นอยู่กับการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์วงโคจรอย่างมาก

การเปลี่ยนแปลงใน EI และ SE มีความสัมพันธ์กับการเปลี่ยนแปลงในคุณสมบัติต่างๆ ของธาตุและสารประกอบ ซึ่งใช้ในการทำนายคุณสมบัติเหล่านี้จากค่าของ EI และ SE ฮาโลเจนมีสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนสัมบูรณ์สูงที่สุด ในแต่ละกลุ่มของตารางธาตุ ศักยภาพการแตกตัวเป็นไอออนหรือ EI จะลดลงตามจำนวนธาตุที่เพิ่มขึ้น ซึ่งสัมพันธ์กับการเพิ่มขึ้นของรัศมีอะตอมและจำนวนชั้นอิเล็กตรอนที่เพิ่มขึ้น ซึ่งสัมพันธ์กันอย่างดีกับการเพิ่มขึ้นของ กำลังลดขององค์ประกอบ

ตารางที่ 1 ของตารางธาตุแสดงค่าของ EI และ SE ใน eV/atom โปรดทราบว่าค่า SE ที่แน่นอนนั้นเป็นที่รู้จักสำหรับอะตอมเพียงไม่กี่ตัวเท่านั้น ค่าของมันจะถูกขีดเส้นใต้ในตารางที่ 1

ตารางที่ 1

พลังงานไอออไนเซชันแรก (EI) สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน (SE) และอิเล็กโทรเนกาติวิตี χ) ของอะตอมในระบบธาตุ

χ	0.747 2. 1 0 0, 3 7																	1,2 2
χ	0.54 1. 55	-0.3 1. 1 3											0.2 0. 91	1.2 5	-0. 1 0, 55	1.47 0. 59	3.45 0. 64	1 ,60
χ	0. 7 4 1. 89	-0.3 1 . 3 1 1 . 6 0											0. 6	1.63	0.7	2.07	3.61
χ	2.3 6	- 0 .6						1.26(α)				-0.9 1 . 39	0. 18	1.2	0. 6	2.07	3.36
χ	2.4 8											-0.6 1 . 56	0. 2			2.2
χ	2.6 7	2, 2 1						เกี่ยวกับส

χ - พอลลิงอิเล็ก

ร- รัศมีอะตอม (จาก "ห้องปฏิบัติการและชั้นเรียนสัมมนาทั่วไปและเคมีอนินทรีย์", N.S. Akhmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

บทเรียนนี้อุทิศให้กับการสร้างแนวคิดเกี่ยวกับโครงสร้างที่ซับซ้อนของอะตอม มีการพิจารณาสถานะของอิเล็กตรอนในอะตอม แนวคิดของ "อะตอมมิกออร์บิทัลและเมฆอิเล็กตรอน" นำเสนอรูปแบบของออร์บิทัล (s--, p-, d-ออร์บิทัล) นอกจากนี้ยังมีการพิจารณาถึงลักษณะต่างๆ เช่น จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดที่ระดับพลังงานและระดับย่อย การกระจายตัวของอิเล็กตรอนเหนือระดับพลังงานและระดับย่อยในอะตอมของธาตุในสี่คาบแรก เวเลนซ์อิเล็กตรอนของธาตุ s-, p- และ d แผนภาพกราฟิกของโครงสร้างของชั้นอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม (สูตรกราฟิกอิเล็กตรอน) ได้รับ

หัวข้อ: โครงสร้างของอะตอม. กฎหมายเป็นระยะ D.I. เมนเดเลเยฟ

บทเรียน: โครงสร้างของอะตอม

แปลจากภาษากรีกคำว่า " อะตอม"หมายถึง "แบ่งแยกไม่ได้" อย่างไรก็ตาม มีการค้นพบปรากฏการณ์ที่แสดงให้เห็นถึงความเป็นไปได้ของการแบ่งตัวของมัน เหล่านี้คือการปล่อยรังสีเอกซ์, การปล่อยรังสีแคโทด, ปรากฏการณ์ของโฟโตอิเล็กทริกเอฟเฟกต์, ปรากฏการณ์ของกัมมันตภาพรังสี อิเล็กตรอน โปรตอน และนิวตรอนเป็นอนุภาคที่ประกอบกันเป็นอะตอม พวกเขาเรียกว่า อนุภาค.

แท็บ 1

นอกจากโปรตอนแล้ว นิวเคลียสของอะตอมส่วนใหญ่ประกอบด้วย นิวตรอนที่ไม่มีค่าใช้จ่าย ดังจะเห็นได้จากตาราง 1 มวลของนิวตรอนแทบไม่แตกต่างจากมวลของโปรตอน โปรตอนและนิวตรอนประกอบกันเป็นนิวเคลียสของอะตอมและถูกเรียก นิวคลีออน (นิวเคลียส-นิวเคลียส). ประจุและมวลของพวกมันในหน่วยมวลอะตอม (a.m.u.) แสดงไว้ในตารางที่ 1 เมื่อคำนวณมวลของอะตอม อาจละเลยมวลของอิเล็กตรอนได้

มวลของอะตอม ( เลขมวล)เท่ากับผลรวมของมวลของโปรตอนและนิวตรอนที่ประกอบกันเป็นนิวเคลียส เลขมวลจะแสดงด้วยตัวอักษร ก. จากชื่อปริมาณนี้ จะเห็นได้ว่ามีปริมาณสัมพันธ์อย่างใกล้ชิดกับมวลอะตอมของธาตุที่ปัดเป็นจำนวนเต็ม A=Z+N

ที่นี่ ก- เลขมวลของอะตอม (ผลรวมของโปรตอนและนิวตรอน) Z- ประจุนิวเคลียร์ (จำนวนโปรตอนในนิวเคลียส) เอ็นคือจำนวนนิวตรอนในนิวเคลียส ตามหลักคำสอนของไอโซโทป แนวคิดของ "องค์ประกอบทางเคมี" สามารถให้คำจำกัดความได้ดังต่อไปนี้:

องค์ประกอบทางเคมี เรียกกลุ่มของอะตอมที่มีประจุนิวเคลียร์เหมือนกัน

องค์ประกอบบางอย่างมีอยู่หลายรายการ ไอโซโทป. "ไอโซโทป" หมายถึง "อยู่ในที่เดียวกัน" ไอโซโทปมีจำนวนโปรตอนเท่ากัน แต่มีมวลต่างกัน กล่าวคือ จำนวนนิวตรอนในนิวเคลียส (หมายเลข N) เนื่องจากนิวตรอนไม่มีผลกระทบต่อคุณสมบัติทางเคมีของธาตุเพียงเล็กน้อยหรือไม่มีเลย ไอโซโทปทั้งหมดของธาตุเดียวกันจึงแยกไม่ออกทางเคมี

ไอโซโทปเรียกว่าอะตอมหลายชนิดที่มีองค์ประกอบทางเคมีเดียวกันซึ่งมีประจุนิวเคลียร์เท่ากัน (นั่นคือมีจำนวนโปรตอนเท่ากัน) แต่มีจำนวนนิวตรอนต่างกันในนิวเคลียส

ไอโซโทปต่างกันเฉพาะในเลขมวลเท่านั้น สิ่งนี้ระบุด้วยตัวยกที่มุมขวาหรือในบรรทัด: 12 C หรือ C-12 . หากองค์ประกอบประกอบด้วยไอโซโทปธรรมชาติหลายตัว ดังนั้นในตารางธาตุ D.I. Mendeleev ระบุมวลอะตอมเฉลี่ยโดยคำนึงถึงความชุก ตัวอย่างเช่น คลอรีนประกอบด้วยไอโซโทปธรรมชาติ 2 ไอโซโทป 35 Cl และ 37 Cl ซึ่งมีปริมาณ 75% และ 25% ตามลำดับ ดังนั้น มวลอะตอมของคลอรีนจะเท่ากับ:

กร(คล)=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5

สำหรับอะตอมหนักที่สังเคราะห์ขึ้นเทียม ค่ามวลอะตอมหนึ่งค่าจะแสดงในวงเล็บเหลี่ยม นี่คือมวลอะตอมของไอโซโทปที่เสถียรที่สุดของธาตุนั้น

แบบจำลองพื้นฐานของโครงสร้างของอะตอม

ตามประวัติศาสตร์ แบบจำลองอะตอมของทอมสันเป็นครั้งแรกในปี พ.ศ. 2440

ข้าว. 1. แบบจำลองโครงสร้างของอะตอมโดย J. Thomson

นักฟิสิกส์ชาวอังกฤษ J. J. Thomson แนะนำว่าอะตอมประกอบด้วยทรงกลมที่มีประจุบวกซึ่งมีอิเล็กตรอนกระจายอยู่ (รูปที่ 1) แบบจำลองนี้เรียกโดยเปรียบเปรยว่า "พุดดิ้งลูกพลัม" ซึ่งเป็นขนมปังลูกเกด (โดยที่ "ลูกเกด" เป็นอิเล็กตรอน) หรือ "แตงโม" ที่มี "เมล็ด" - อิเล็กตรอน อย่างไรก็ตาม แบบจำลองนี้ถูกละทิ้ง เนื่องจากได้รับข้อมูลการทดลองที่ขัดแย้งกัน

ข้าว. 2. แบบจำลองโครงสร้างของอะตอมโดย E. Rutherford

ในปี 1910 นักฟิสิกส์ชาวอังกฤษ Ernst Rutherford กับลูกศิษย์ของเขา Geiger และ Marsden ได้ทำการทดลองที่ให้ผลลัพธ์ที่น่าทึ่งซึ่งอธิบายไม่ได้จากมุมมองของแบบจำลอง Thomson Ernst Rutherford ได้รับการพิสูจน์จากประสบการณ์ว่าในใจกลางของอะตอมมีนิวเคลียสที่มีประจุบวก (รูปที่ 2) ซึ่งมีอิเล็กตรอนหมุนรอบตัวเองเช่นเดียวกับดาวเคราะห์รอบดวงอาทิตย์ อะตอมโดยรวมเป็นกลางทางไฟฟ้า และอิเล็กตรอนถูกกักไว้ในอะตอมเนื่องจากแรงดึงดูดของไฟฟ้าสถิต (แรงคูลอมบ์) โมเดลนี้มีความขัดแย้งมากมาย และที่สำคัญที่สุดคือไม่ได้อธิบายว่าทำไมอิเล็กตรอนถึงไม่ตกบนนิวเคลียส ตลอดจนความเป็นไปได้ของการดูดกลืนและปล่อยพลังงานจากนิวเคลียส

ในปี พ.ศ. 2456 นักฟิสิกส์ชาวเดนมาร์ก เอ็น. บอร์ โดยยึดแบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ดเป็นพื้นฐาน ได้เสนอแบบจำลองของอะตอมที่อนุภาคอิเล็กตรอนโคจรรอบนิวเคลียสของอะตอมในลักษณะเดียวกับที่ดาวเคราะห์หมุนรอบดวงอาทิตย์

ข้าว. 3. แบบจำลองดาวเคราะห์ของ N. Bohr

Bohr เสนอว่าอิเล็กตรอนในอะตอมสามารถดำรงอยู่ได้อย่างเสถียรในวงโคจรที่ระยะห่างจากนิวเคลียสที่กำหนดอย่างเคร่งครัดเท่านั้น วงโคจรเหล่านี้เขาเรียกว่าหยุดนิ่ง. อิเล็กตรอนไม่สามารถอยู่นอกวงโคจรที่อยู่นิ่งได้ เหตุใดจึงเป็นเช่นนั้น บอร์ไม่สามารถอธิบายได้ในขณะนั้น แต่เขาแสดงให้เห็นว่าแบบจำลองดังกล่าว (รูปที่ 3) ทำให้สามารถอธิบายข้อเท็จจริงในการทดลองได้หลายอย่าง

ปัจจุบันใช้เพื่ออธิบายโครงสร้างของอะตอม กลศาสตร์ควอนตัมนี่คือวิทยาศาสตร์ ประเด็นหลักคืออิเล็กตรอนมีคุณสมบัติของอนุภาคและคลื่นในเวลาเดียวกัน นั่นคือ ความเป็นคู่ระหว่างคลื่นและอนุภาค ตามกลศาสตร์ควอนตัม พื้นที่ของอวกาศที่ความน่าจะเป็นที่จะพบอิเล็กตรอนมากที่สุดเรียกว่าวงโคจร ยิ่งอิเล็กตรอนอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากเท่าไหร่ พลังงานอันตรกิริยากับนิวเคลียสก็จะยิ่งน้อยลงเท่านั้น อิเล็กตรอนที่มีพลังงานใกล้เคียงกัน ระดับพลังงาน จำนวนระดับพลังงานเท่ากับ เลขงวดซึ่งองค์ประกอบนี้อยู่ในตาราง D.I. เมนเดเลเยฟ. ออร์บิทัลของอะตอมมีรูปร่างต่างๆ (รูปที่ 4) d-orbital และ f-orbital มีรูปร่างที่ซับซ้อนกว่า

ข้าว. 4. รูปร่างของวงโคจรของอะตอม

มีอิเล็กตรอนจำนวนมากในเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมใดๆ พอๆ กับที่มีโปรตอนในนิวเคลียส ดังนั้น อะตอมโดยรวมจึงเป็นกลางทางไฟฟ้า อิเล็กตรอนในอะตอมถูกจัดเรียงเพื่อให้มีพลังงานน้อยที่สุด ยิ่งอิเล็กตรอนอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากเท่าไร ออร์บิทัลก็ยิ่งมีรูปร่างซับซ้อนมากขึ้นเท่านั้น แต่ละระดับและระดับย่อยสามารถบรรจุอิเล็กตรอนได้จำนวนหนึ่งเท่านั้น ในทางกลับกันระดับย่อยประกอบด้วย วงโคจร.

ที่ระดับพลังงานแรก ใกล้นิวเคลียสมากที่สุด จะมีออร์บิทัลทรงกลมหนึ่งวง ( 1 ส). ที่ระดับพลังงานที่สอง - วงโคจรทรงกลมขนาดใหญ่และสามวงโคจร p: 2 ส2 พีพี. ในระดับที่สาม: 3 ส3 พีพี3 วว.

นอกจากการเคลื่อนที่รอบนิวเคลียสแล้ว อิเล็กตรอนยังมีการเคลื่อนที่ ซึ่งสามารถแสดงเป็นการเคลื่อนที่รอบแกนของพวกมันเอง การหมุนนี้เรียกว่า สปิน (ในเลน จากอังกฤษ. "แกนหมุน") มีเพียงอิเล็กตรอนสองตัวที่มีสปินตรงข้ามกัน (ขนานกัน) เท่านั้นที่สามารถอยู่ในออร์บิทัลเดียวได้

ขีดสุดจำนวนอิเล็กตรอนต่อ ระดับพลังงานถูกกำหนดโดยสูตร เอ็น=2 น 2.

โดยที่ n คือเลขควอนตัมหลัก (เลขระดับพลังงาน) ดูตาราง 2

แท็บ 2

ขึ้นอยู่กับว่าอิเล็กตรอนตัวสุดท้ายอยู่ในวงโคจรใด ส-, หน้า-, ง-องค์ประกอบองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักเป็นของ ส-, หน้า-องค์ประกอบในกลุ่มย่อยด้านข้างคือ ง-องค์ประกอบ

แผนภาพกราฟิกของโครงสร้างของชั้นอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม (สูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์)

เพื่ออธิบายการจัดเรียงของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลของอะตอม จะใช้การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ หากต้องการเขียนเป็นเส้นตรง วงโคจรจะถูกเขียนในตำนาน ( เอส--, หน้า-, d-,ฉ-วงโคจร) และข้างหน้าเป็นตัวเลขแสดงจำนวนระดับพลังงาน ยิ่งมีจำนวนมากขึ้นเท่าใด อิเล็กตรอนก็ยิ่งอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากขึ้นเท่านั้น ในกรณีตัวพิมพ์ใหญ่ เหนือการกำหนดออร์บิทัล จำนวนอิเล็กตรอนในออร์บิทัลนี้เขียนไว้ (รูปที่ 5)

ข้าว. 5

ในเชิงกราฟิก การกระจายของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลของอะตอมสามารถแสดงเป็นเซลล์ได้ แต่ละเซลล์สอดคล้องกับหนึ่งออร์บิทัล จะมีเซลล์ดังกล่าวสามเซลล์สำหรับ p-orbital ห้าเซลล์สำหรับ d-orbital และเจ็ดเซลล์สำหรับ f-orbital เซลล์หนึ่งเซลล์สามารถมีอิเล็กตรอนได้ 1 หรือ 2 ตัว ตาม กฎของ Gund, อิเล็กตรอนถูกกระจายในออร์บิทัลที่มีพลังงานเท่ากัน (เช่น ใน p-orbitals สามตัว) ทีละตัวแรก และเมื่อมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัวในแต่ละออร์บิทัลเท่านั้น การเติมออร์บิทัลเหล่านี้ด้วยอิเล็กตรอนตัวที่สองจึงเริ่มต้นขึ้น เรียกอิเล็กตรอนดังกล่าวว่า จับคู่สิ่งนี้อธิบายได้จากข้อเท็จจริงที่ว่าในเซลล์ข้างเคียง อิเล็กตรอนจะผลักกันน้อยลง เนื่องจากเป็นอนุภาคที่มีประจุไฟฟ้าเหมือนกัน

ดูมะเดื่อ 6 สำหรับอะตอม 7 N.

ข้าว. 6

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของสแกนเดียม

21 วท: 1 ส 2 2 ส 2 2 หน้า 6 3 ส 2 3 หน้า 6 4 ส 2 3 ง 1

อิเล็กตรอนในระดับพลังงานรอบนอกเรียกว่าเวเลนซ์อิเล็กตรอน 21 วทอ้างถึง ง-องค์ประกอบ

สรุปบทเรียน

ในบทเรียนมีการพิจารณาโครงสร้างของอะตอมสถานะของอิเล็กตรอนในอะตอมแนะนำแนวคิดของ "การโคจรของอะตอมและเมฆอิเล็กตรอน" นักเรียนได้เรียนรู้รูปร่างของออร์บิทัล ( ส-, หน้า-, ง-ออร์บิทัล) จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดที่ระดับพลังงานและระดับย่อยคือเท่าใด การกระจายของอิเล็กตรอนในระดับพลังงานคืออะไร ส-, หน้า- และ ง-องค์ประกอบ แผนภาพกราฟิกของโครงสร้างของชั้นอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม (สูตรกราฟิกอิเล็กตรอน) ได้รับ

บรรณานุกรม

1. Rudzitis G.E. เคมี. พื้นฐานของเคมีทั่วไป ชั้นมัธยมศึกษาปีที่ ๑๑: หนังสือเรียนสำหรับสถานศึกษา: ระดับพื้นฐาน / G.E. Rudzitis, F.G. เฟลด์แมน. - แก้ไขครั้งที่ 14 - ม.: การศึกษา, 2555.

2. โป๊ป พี.พี. เคมี ม.8 หนังสือเรียนสำหรับสถานศึกษาทั่วไป / ป.ป.ท. Popel, L.S. Krivlya - K.: ศูนย์ข้อมูล "Academy", 2008. - 240 p.: ill.

3. เอ.วี. มนูอิลอฟ, V.I. โรดิโอนอฟ พื้นฐานของวิชาเคมี กวดวิชาอินเทอร์เน็ต

การบ้าน

1. หมายเลข 5-7 (หน้า 22) Rudzitis G.E. เคมี. พื้นฐานของเคมีทั่วไป ชั้นมัธยมศึกษาปีที่ ๑๑: หนังสือเรียนสำหรับสถานศึกษา: ระดับพื้นฐาน / G.E. Rudzitis, F.G. เฟลด์แมน - แก้ไขครั้งที่ 14 - ม.: การศึกษา, 2555.

2. เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์สำหรับองค์ประกอบต่อไปนี้: 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc

3. องค์ประกอบมีสูตรอิเล็กทรอนิกส์ต่อไปนี้: a) 1s 2 2s 2 2p 4 .b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. ค) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 . องค์ประกอบเหล่านี้คืออะไร?

อะตอมเป็นอนุภาคที่เล็กที่สุดของสสาร การศึกษาเริ่มขึ้นในสมัยกรีกโบราณ เมื่อความสนใจของนักวิทยาศาสตร์ไม่เพียง แต่นักปรัชญาเท่านั้น แต่ยังรวมถึงนักปรัชญาด้วย โครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมคืออะไร และข้อมูลพื้นฐานใดบ้างที่ทราบเกี่ยวกับอนุภาคนี้

โครงสร้างของอะตอม

นักวิทยาศาสตร์ชาวกรีกโบราณคาดเดาการมีอยู่ของอนุภาคเคมีที่เล็กที่สุดซึ่งประกอบเป็นวัตถุและสิ่งมีชีวิตใดๆ และถ้าในศตวรรษที่ XVII-XVIII นักเคมีแน่ใจว่าอะตอมเป็นอนุภาคมูลฐานที่แบ่งแยกไม่ได้ จากนั้นในช่วงเปลี่ยนศตวรรษที่ 19-20 พวกเขาสามารถพิสูจน์ได้ด้วยการทดลองว่าอะตอมนั้นไม่สามารถแบ่งแยกได้

อะตอมซึ่งเป็นอนุภาคขนาดเล็กของสสารประกอบด้วยนิวเคลียสและอิเล็กตรอน นิวเคลียสมีขนาดเล็กกว่าอะตอม 10,000 เท่า แต่มวลเกือบทั้งหมดกระจุกตัวอยู่ในนิวเคลียส ลักษณะสำคัญของนิวเคลียสของอะตอมคือมีประจุบวกและประกอบด้วยโปรตอนและนิวตรอน โปรตอนมีประจุบวก ในขณะที่นิวตรอนไม่มีประจุ (มีสภาพเป็นกลาง)

พวกมันเชื่อมต่อกันด้วยแรงนิวเคลียร์อย่างเข้ม มวลของโปรตอนมีค่าเท่ากับมวลของนิวตรอนโดยประมาณ แต่ในขณะเดียวกันก็มีมวลมากกว่ามวลของอิเล็กตรอนถึง 1,840 เท่า โปรตอนและนิวตรอนมีชื่อสามัญทางเคมี - นิวคลีออน ตัวอะตอมเองเป็นกลางทางไฟฟ้า

อะตอมของธาตุใด ๆ สามารถแสดงด้วยสูตรอิเล็กทรอนิกส์และสูตรกราฟิกอิเล็กทรอนิกส์:

ข้าว. 1. สูตรกราฟิกอิเล็กตรอนของอะตอม

ธาตุเดียวในตารางธาตุที่ไม่มีนิวตรอนคือไฮโดรเจนเบา (โปรเทียม)

อิเล็กตรอนเป็นอนุภาคที่มีประจุลบ เปลือกอิเล็กตรอนประกอบด้วยอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่รอบนิวเคลียส อิเลคตรอนมีคุณสมบัติดึงดูดเข้าสู่นิวเคลียส และระหว่างกันนั้นได้รับอิทธิพลจากอันตรกิริยาของคูลอมบ์ เพื่อเอาชนะแรงดึงดูดของนิวเคลียส อิเล็กตรอนจะต้องได้รับพลังงานจากแหล่งภายนอก ยิ่งอิเล็กตรอนอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากเท่าไหร่ก็ยิ่งต้องการพลังงานน้อยลงเท่านั้น

โมเดลอะตอม

เป็นเวลานานแล้วที่นักวิทยาศาสตร์พยายามที่จะเข้าใจธรรมชาติของอะตอม ในช่วงแรก นักปรัชญาชาวกรีกโบราณ Democritus ได้มีส่วนร่วมอย่างมาก แม้ว่าตอนนี้ทฤษฎีของเขาจะดูซ้ำซากและง่ายเกินไปสำหรับเรา แต่ในเวลาที่ความคิดเกี่ยวกับอนุภาคมูลฐานเพิ่งเริ่มปรากฏขึ้น ทฤษฎีของเขาเกี่ยวกับชิ้นส่วนของสสารก็ค่อนข้างจริงจัง เดโมคริตุสเชื่อว่าคุณสมบัติของสสารใดๆ ขึ้นอยู่กับรูปร่าง มวล และลักษณะอื่นๆ ของอะตอม ตัวอย่างเช่นเขาเชื่อว่าอยู่ใกล้ไฟมีอะตอมที่แหลมคม - ดังนั้นไฟจึงไหม้ น้ำมีอะตอมที่เรียบจึงไหลได้ ในมุมมองของเขา อะตอมนั้นหยาบ

เดโมคริตุสเชื่อว่าทุกสิ่งประกอบด้วยปรมาณู แม้แต่จิตวิญญาณของมนุษย์

ในปี 1904 J. J. Thomson ได้เสนอแบบจำลองอะตอมของเขา บทบัญญัติหลักของทฤษฎีสรุปข้อเท็จจริงที่ว่าอะตอมถูกแสดงเป็นวัตถุที่มีประจุบวกซึ่งภายในมีอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ ต่อมาทฤษฎีนี้ถูกหักล้างโดย E. Rutherford

ข้าว. 2. แบบจำลองอะตอมของทอมสัน

นอกจากนี้ ในปี 1904 นักฟิสิกส์ชาวญี่ปุ่น เอช. นากาโอกะ ได้เสนอแบบจำลองอะตอมของดาวเคราะห์ยุคแรกด้วยการเปรียบเทียบกับดาวเคราะห์เสาร์ ตามทฤษฎีนี้ อิเล็กตรอนรวมตัวกันเป็นวงแหวนและหมุนรอบนิวเคลียสที่มีประจุบวก ทฤษฎีนี้กลายเป็นผิด

ในปี พ.ศ. 2454 อี. รัทเทอร์ฟอร์ดได้ทำการทดลองหลายครั้ง สรุปได้ว่าอะตอมในโครงสร้างของมันคล้ายกับระบบดาวเคราะห์ ท้ายที่สุดแล้ว อิเล็กตรอนก็เหมือนกับดาวเคราะห์ เคลื่อนที่ในวงโคจรรอบนิวเคลียสที่มีประจุบวกหนัก อย่างไรก็ตาม คำอธิบายนี้ขัดแย้งกับอิเล็กโทรไดนามิกส์แบบดั้งเดิม จากนั้นนักฟิสิกส์ชาวเดนมาร์ก Niels Bohr ในปี 1913 ได้แนะนำสมมุติฐานซึ่งสาระสำคัญคืออิเล็กตรอนซึ่งอยู่ในสถานะพิเศษบางอย่างไม่แผ่พลังงาน ดังนั้น สมมุติฐานของ Bohr จึงแสดงให้เห็นว่ากลศาสตร์แบบคลาสสิกใช้ไม่ได้กับอะตอม แบบจำลองดาวเคราะห์ที่รัทเทอร์ฟอร์ดอธิบายและเสริมด้วยบอร์เรียกว่าแบบจำลองดาวเคราะห์บอร์-รัทเทอร์ฟอร์ด

ข้าว. 3. แบบจำลองดาวเคราะห์บอร์-รัทเทอร์ฟอร์ด

การศึกษาเพิ่มเติมเกี่ยวกับอะตอมนำไปสู่การสร้างส่วนต่าง ๆ เช่น กลศาสตร์ควอนตัม โดยมีการอธิบายข้อเท็จจริงทางวิทยาศาสตร์มากมาย แนวคิดสมัยใหม่เกี่ยวกับอะตอมได้พัฒนามาจากแบบจำลองดาวเคราะห์ของบอร์-รัทเทอร์ฟอร์ด การประเมิน รายงาน

คะแนนเฉลี่ย: 4.4. เรตติ้งทั้งหมดที่ได้รับ: 469.