สูตรสำหรับโครงสร้างของอะตอม โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอม

อะตอม- อนุภาคที่เล็กที่สุดของสารที่ไม่สามารถแบ่งแยกทางเคมีได้ ในศตวรรษที่ 20 มีการอธิบายโครงสร้างที่ซับซ้อนของอะตอม อะตอมประกอบด้วยประจุบวก นิวเคลียสและเปลือกที่เกิดจากอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ ประจุรวมของอะตอมอิสระเป็นศูนย์ เนื่องจากประจุของนิวเคลียสและ เปลือกอิเล็กตรอนสมดุลซึ่งกันและกัน ในกรณีนี้ ประจุของนิวเคลียสจะเท่ากับจำนวนของธาตุในตารางธาตุ ( เลขอะตอม) และเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมด (ประจุอิเล็กตรอนคือ −1)

นิวเคลียสของอะตอมประกอบด้วยประจุบวก โปรตอนและอนุภาคที่เป็นกลาง - นิวตรอนที่ไม่มีค่าใช้จ่าย ลักษณะทั่วไปของอนุภาคมูลฐานในองค์ประกอบของอะตอมสามารถนำเสนอในรูปแบบของตาราง:

จำนวนโปรตอนเท่ากับประจุของนิวเคลียส ดังนั้น เท่ากับเลขอะตอม ในการหาจำนวนนิวตรอนในอะตอม จำเป็นต้องลบประจุนิวเคลียร์ (จำนวนโปรตอน) ออกจากมวลอะตอม (ผลรวมของมวลของโปรตอนและนิวตรอน)

ตัวอย่างเช่น ในโซเดียมอะตอม 23 Na จำนวนโปรตอนคือ p = 11 และจำนวนนิวตรอนคือ n = 23 − 11 = 12

จำนวนนิวตรอนในอะตอมของธาตุชนิดเดียวกันอาจแตกต่างกันได้ เรียกอะตอมดังกล่าวว่า ไอโซโทป .

เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมยังมีโครงสร้างที่ซับซ้อนอีกด้วย อิเล็กตรอนอยู่ในระดับพลังงาน (ชั้นอิเล็กทรอนิกส์)

หมายเลขระดับแสดงลักษณะพลังงานของอิเล็กตรอน นี่เป็นเพราะความจริงที่ว่าอนุภาคมูลฐานสามารถส่งและรับพลังงานไม่ได้อยู่ในปริมาณเล็กน้อยโดยพลการ แต่อยู่ในบางส่วน - ควอนตัม ระดับที่สูงขึ้นอิเล็กตรอนมีพลังงานมากขึ้น เนื่องจากพลังงานของระบบยิ่งต่ำก็ยิ่งมีเสถียรภาพมากขึ้น (เปรียบเทียบความมั่นคงต่ำของหินบนยอดเขาที่มีพลังงานศักย์สูง กับตำแหน่งที่มั่นคงของหินก้อนเดียวกันบนที่ราบด้านล่าง เมื่อพลังงานมีมาก ต่ำกว่า) ระดับที่มีพลังงานอิเล็กตรอนต่ำจะถูกเติมก่อนและจากนั้น - สูง

สามารถคำนวณจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในระดับหนึ่งได้โดยใช้สูตร:
N \u003d 2n 2 โดยที่ N คือจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในระดับ
n - หมายเลขระดับ

จากนั้นสำหรับระดับแรก N = 2 1 2 = 2

สำหรับ N ที่สอง = 2 2 2 = 8 เป็นต้น

จำนวนอิเล็กตรอนในระดับรอบนอกสำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลัก (A) เท่ากับจำนวนกลุ่ม

ในตารางธาตุสมัยใหม่ส่วนใหญ่ การจัดเรียงอิเล็กตรอนตามระดับจะแสดงอยู่ในเซลล์ที่มีธาตุนั้น สำคัญมากเข้าใจว่าระดับที่อ่าน ขึ้นไปซึ่งสอดคล้องกับพลังงานของพวกเขา ดังนั้น คอลัมน์ของตัวเลขในเซลล์ที่มีโซเดียม:
1
8
2

ที่ระดับ 1 - 2 อิเล็กตรอน

ที่ระดับ 2 - 8 อิเล็กตรอน

ที่ระดับ 3 - 1 อิเล็กตรอน
ระวังข้อผิดพลาดที่พบบ่อยมาก!

การกระจายของอิเล็กตรอนในระดับต่าง ๆ สามารถแสดงเป็นแผนภาพ:
11 นา)))
2 8 1

หากตารางธาตุไม่ได้ระบุถึงการกระจายของอิเล็กตรอนตามระดับ คุณสามารถดูคำแนะนำได้จาก:

• จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุด: ที่ระดับ 1 ไม่เกิน 2 อี - ,
  ในวันที่ 2 - 8 จ - ,
  ที่ระดับภายนอก - 8 จ - ;
• จำนวนอิเล็กตรอนในระดับชั้นนอก (สำหรับ 20 ธาตุแรกจะเหมือนกับเลขหมู่)

จากนั้นสำหรับโซเดียมแนวทางการให้เหตุผลจะเป็นดังนี้:

1. จำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดคือ 11 ดังนั้น ระดับแรกจึงเต็มและมี 2 e − ;
2. ชั้นที่สาม ชั้นนอกประกอบด้วย 1 e - (กลุ่ม I)
3. ระดับที่สองประกอบด้วยอิเล็กตรอนที่เหลืออยู่: 11 − (2 + 1) = 8 (เต็ม)

* เพื่อความแตกต่างที่ชัดเจนยิ่งขึ้นระหว่างอะตอมอิสระและอะตอมในสารประกอบ ผู้เขียนหลายคนเสนอให้ใช้คำว่า "อะตอม" เพื่ออ้างถึงอะตอมอิสระ (เป็นกลาง) เท่านั้น และเพื่ออ้างถึงอะตอมทั้งหมด รวมทั้งอะตอมที่อยู่ในสารประกอบ พวกเขาเสนอคำว่า "อนุภาคปรมาณู" เวลาจะเป็นตัวบอกว่าชะตากรรมของคำศัพท์เหล่านี้จะเป็นอย่างไร จากมุมมองของเรา อะตอมตามคำนิยามคืออนุภาค ดังนั้น คำว่า "อนุภาคปรมาณู" จึงถือได้ว่าเป็นคำซ้ำซาก ("น้ำมันเนย")

2. งาน การคำนวณปริมาณของสารหนึ่งในผลิตภัณฑ์จากปฏิกิริยา หากทราบมวลของสารตั้งต้น
ตัวอย่าง:

ปริมาณของสารไฮโดรเจนจะถูกปล่อยออกมาในระหว่างปฏิกิริยาของสังกะสีกับกรดไฮโดรคลอริกที่มีน้ำหนัก 146 กรัม?

วิธีการแก้:

1. เราเขียนสมการปฏิกิริยา: Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
2. ค้นหามวลโมลาร์ของกรดไฮโดรคลอริก: M (HCl) \u003d 1 + 35.5 \u003d 36.5 (g / mol)
   (เราดูที่มวลโมลาร์ของแต่ละธาตุ ซึ่งมีค่าเท่ากับมวลอะตอมสัมพัทธ์ในตารางธาตุใต้สัญลักษณ์ของธาตุและปัดเศษขึ้นเป็นจำนวนเต็ม ยกเว้นคลอรีนซึ่งถือเป็น 35.5)
3. ค้นหาปริมาณของกรดไฮโดรคลอริก: n (HCl) \u003d m / M \u003d 146 g / 36.5 g / mol \u003d 4 mol
4. เราเขียนข้อมูลที่มีอยู่เหนือสมการปฏิกิริยาและใต้สมการ - จำนวนโมลตามสมการ (เท่ากับค่าสัมประสิทธิ์ด้านหน้าของสาร):
   4 โมล x โมล
   Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
   2 โมล 1 โมล
5. เราสร้างสัดส่วน:
   4 โมล - xตุ่น
   2 โมล - 1 โมล
   (หรือพร้อมคำอธิบาย:
   จากกรดไฮโดรคลอริก 4 โมลที่คุณได้รับ xโมลของไฮโดรเจน
   และจาก 2 โมล - 1 โมล)
6. เราพบว่า x:
   x= 4 โมล 1 โมล / 2 โมล = 2 โมล

ตอบ: 2 โมล

คำนิยาม

อะตอมเป็นอนุภาคเคมีที่เล็กที่สุด

ความหลากหลายของสารเคมีเกิดจากการรวมตัวกันของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีในโมเลกุลและสารที่ไม่ใช่โมเลกุล ความสามารถของอะตอมในการเข้าสู่สารประกอบทางเคมี คุณสมบัติทางเคมีและกายภาพของอะตอมถูกกำหนดโดยโครงสร้างของอะตอม ในเรื่องนี้ สำหรับวิชาเคมี โครงสร้างภายในของอะตอมและประการแรก โครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอนมีความสำคัญยิ่ง

แบบจำลองโครงสร้างของอะตอม

ในตอนต้นของศตวรรษที่ 19 ดี. ดาลตันได้รื้อฟื้นทฤษฎีปรมาณูโดยอาศัยกฎพื้นฐานของเคมีที่รู้จักกันในเวลานั้น (ความคงที่ขององค์ประกอบ อัตราส่วนที่หลากหลาย การทดลองครั้งแรกได้ดำเนินการเพื่อศึกษาโครงสร้างของสสาร อย่างไรก็ตาม แม้จะมีการค้นพบ (อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันมีคุณสมบัติเหมือนกัน และอะตอมของธาตุชนิดอื่นมีคุณสมบัติต่างกัน แนวคิดเรื่องมวลอะตอมถูกนำมาใช้) อะตอมก็ถูกพิจารณาว่าแบ่งแยกไม่ได้

หลังจากได้รับหลักฐานการทดลอง (ปลาย XIX - ต้นศตวรรษที่ XX) เกี่ยวกับความซับซ้อนของโครงสร้างของอะตอม (โฟโตอิเล็กทริกเอฟเฟกต์, แคโทดและรังสีเอกซ์, กัมมันตภาพรังสี) พบว่าอะตอมประกอบด้วยอนุภาคที่มีประจุลบและประจุบวกซึ่งมีปฏิสัมพันธ์กับ กันและกัน.

การค้นพบเหล่านี้เป็นแรงผลักดันในการสร้างแบบจำลองโครงสร้างของอะตอมรุ่นแรก หนึ่งในโมเดลแรกที่ถูกเสนอ เจ. ทอมสัน(1904) (รูปที่ 1): อะตอมถูกนำเสนอเป็น "ทะเลแห่งไฟฟ้าบวก" โดยมีอิเล็กตรอนสั่นอยู่ในนั้น

หลังจากการทดลองกับอนุภาค α ในปี 1911 รัทเทอร์ฟอร์ดเสนอสิ่งที่เรียกว่า แบบจำลองดาวเคราะห์โครงสร้างของอะตอม (รูปที่ 1) คล้ายกับโครงสร้างของระบบสุริยะ ตามแบบจำลองของดาวเคราะห์ในใจกลางของอะตอมมีนิวเคลียสขนาดเล็กมากที่มีประจุ Z e ซึ่งมีขนาดที่เล็กกว่าขนาดของอะตอมประมาณ 1,000,000 เท่า นิวเคลียสประกอบด้วยมวลเกือบทั้งหมดของอะตอมและมีประจุบวก อิเลคตรอนเคลื่อนที่เป็นวงโคจรรอบนิวเคลียส จำนวนของอิเลคตรอนถูกกำหนดโดยประจุของนิวเคลียส วิถีโคจรรอบนอกของอิเล็กตรอนกำหนดขนาดรอบนอกของอะตอม เส้นผ่านศูนย์กลางของอะตอมคือ 10 -8 ซม. ในขณะที่เส้นผ่านศูนย์กลางของนิวเคลียสนั้นเล็กกว่า -10 -12 ซม.

ข้าว. 1 แบบจำลองโครงสร้างของอะตอมตามแนวคิดของทอมสันและรัทเทอร์ฟอร์ด

การทดลองเกี่ยวกับสเปกตรัมของอะตอมแสดงให้เห็นความไม่สมบูรณ์ของแบบจำลองดาวเคราะห์ของโครงสร้างของอะตอม เนื่องจากแบบจำลองนี้ขัดแย้งกับโครงสร้างแบบเส้นของสเปกตรัมของอะตอม จากแบบจำลองของรัทเทอร์ฟอร์ด ทฤษฎีควอนตัมแสงของไอน์สไตน์ และทฤษฎีควอนตัมของการแผ่รังสี พลังค์ นีลส์ บอร์ (1913)สูตร สมมุติฐาน, ซึ่งประกอบด้วย ทฤษฎีอะตอม(รูปที่ 2): อิเล็กตรอนสามารถหมุนรอบนิวเคลียสไม่ได้ แต่อยู่ในวงโคจรเฉพาะบางวงเท่านั้น (อยู่นิ่ง) การเคลื่อนที่ไปตามวงโคจรดังกล่าวจะไม่ปล่อยพลังงานแม่เหล็กไฟฟ้า การแผ่รังสี (การดูดซับหรือการปล่อยควอนตัมของแม่เหล็กไฟฟ้า พลังงาน) เกิดขึ้นระหว่างการเปลี่ยนผ่าน (เหมือนการกระโดด) ของอิเล็กตรอนจากวงโคจรหนึ่งไปยังอีกวงหนึ่ง

ข้าว. 2. แบบจำลองโครงสร้างของอะตอมตาม N. Bohr

วัสดุการทดลองสะสมที่แสดงลักษณะโครงสร้างของอะตอมแสดงให้เห็นว่าคุณสมบัติของอิเล็กตรอนรวมถึงวัตถุขนาดเล็กอื่น ๆ ไม่สามารถอธิบายได้บนพื้นฐานของแนวคิดของกลศาสตร์คลาสสิก อนุภาคขนาดเล็กเป็นไปตามกฎของกลศาสตร์ควอนตัม ซึ่งเป็นพื้นฐานในการสร้าง แบบจำลองโครงสร้างของอะตอมสมัยใหม่.

วิทยานิพนธ์หลักของกลศาสตร์ควอนตัม:

- พลังงานถูกปลดปล่อยและดูดซับโดยร่างกายในส่วนที่แยกจากกัน - ควอนตั้ม ดังนั้น พลังงานของอนุภาคจึงเปลี่ยนแปลงอย่างกะทันหัน

- อิเล็กตรอนและอนุภาคขนาดเล็กอื่นๆ มีลักษณะเป็นคู่ - แสดงคุณสมบัติของทั้งอนุภาคและคลื่น (อนุภาค-คลื่นคู่)

— กลศาสตร์ควอนตัมปฏิเสธการมีอยู่ของวงโคจรที่แน่นอนสำหรับอนุภาคขนาดเล็ก (เป็นไปไม่ได้ที่จะระบุตำแหน่งที่แน่นอนสำหรับอิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่ เนื่องจากพวกมันเคลื่อนที่ในอวกาศใกล้กับนิวเคลียส เราสามารถระบุความน่าจะเป็นที่จะพบอิเล็กตรอนในส่วนต่าง ๆ ของอวกาศเท่านั้น)

พื้นที่ใกล้นิวเคลียสซึ่งมีความเป็นไปได้สูงที่จะพบอิเล็กตรอนสูงพอ (90%) เรียกว่า วงโคจร.

เลขควอนตัม หลักการของเพาลี กฎของ Klechkovsky

สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอมสามารถอธิบายได้โดยใช้สี่ เลขควอนตัม.

นเป็นเลขควอนตัมหลัก แสดงลักษณะพลังงานทั้งหมดของอิเล็กตรอนในอะตอมและจำนวนระดับพลังงาน n รับค่าจำนวนเต็มตั้งแต่ 1 ถึง ∞ อิเล็กตรอนมีพลังงานต่ำสุดที่ n=1; ด้วยการเพิ่ม n - พลังงาน สถานะของอะตอม เมื่ออิเล็กตรอนอยู่ในระดับพลังงานที่พลังงานรวมน้อยที่สุด เรียกว่าสถานะพื้น สถานะที่มีค่าสูงกว่าเรียกว่าตื่นเต้น ระดับพลังงานแสดงด้วยเลขอารบิกตามค่าของ n สามารถจัดเรียงอิเล็กตรอนได้เป็นเจ็ดระดับ ดังนั้นในความเป็นจริงแล้ว n มีอยู่ตั้งแต่ 1 ถึง 7 หมายเลขควอนตัมหลักกำหนดขนาดของเมฆอิเล็กตรอนและกำหนดรัศมีเฉลี่ยของอิเล็กตรอนในอะตอม

ลคือเลขควอนตัมวงโคจร มันแสดงลักษณะพลังงานสำรองของอิเล็กตรอนในระดับย่อยและรูปร่างของวงโคจร (ตารางที่ 1) ยอมรับค่าจำนวนเต็มตั้งแต่ 0 ถึง n-1 l ขึ้นอยู่กับ n ถ้า n=1 ดังนั้น l=0 ซึ่งหมายความว่าในระดับที่ 1 จะมีระดับย่อยที่ 1

ฉันคือเลขควอนตัมแม่เหล็ก ลักษณะการวางแนวของวงโคจรในอวกาศ ยอมรับค่าจำนวนเต็มตั้งแต่ –l ถึง 0 ถึง +l ดังนั้นเมื่อ l=1 (p-orbital) m e รับค่า -1, 0, 1 และการวางแนวของวงโคจรอาจแตกต่างกัน (รูปที่ 3)

ข้าว. 3. หนึ่งในทิศทางที่เป็นไปได้ในปริภูมิ p-orbital

สคือเลขควอนตัมสปิน แสดงลักษณะการหมุนรอบแกนของอิเล็กตรอนเอง ใช้ค่า -1/2(↓) และ +1/2 () อิเล็กตรอน 2 ตัวในออร์บิทัลเดียวกันมีสปินที่ขนานกัน

กำหนดสถานะของอิเล็กตรอนในอะตอม หลักการของเพาลี: อะตอมไม่สามารถมีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีเลขควอนตัมชุดเดียวกันทั้งหมดได้ ลำดับของการเติมออร์บิทัลด้วยอิเล็กตรอนถูกกำหนดโดย กฎของ Klechkovsky: ออร์บิทัลจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตามลำดับจากน้อยไปมากของผลรวม (n + l) สำหรับออร์บิทัลเหล่านี้ ถ้าผลรวม (n + l) เท่ากัน ออร์บิทัลที่มีค่า n ต่ำกว่าจะถูกเติมก่อน

อย่างไรก็ตาม อะตอมมักจะไม่มีอิเล็กตรอนหนึ่งตัว แต่มีอิเล็กตรอนหลายตัว และเพื่อที่จะคำนึงถึงการมีปฏิสัมพันธ์ซึ่งกันและกัน แนวคิดของประจุที่มีประสิทธิผลของนิวเคลียสจึงถูกนำมาใช้ - อิเล็กตรอนในระดับชั้นนอกได้รับผลกระทบจากประจุที่ มีค่าน้อยกว่าประจุของนิวเคลียส ซึ่งเป็นผลมาจากการที่อิเล็กตรอนภายในป้องกันประจุของนิวเคลียส

ลักษณะสำคัญของอะตอม: รัศมีอะตอม (โควาเลนต์, โลหะ, แวนเดอร์วาลส์, ไอออนิก), ความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน, ศักย์ไฟฟ้าไอออไนเซชัน, โมเมนต์แม่เหล็ก

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

อิเล็กตรอนทั้งหมดของอะตอมก่อตัวเป็นเปลือกอิเล็กตรอน มีการแสดงโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอน สูตรอิเล็กทรอนิกส์ซึ่งแสดงการกระจายของอิเล็กตรอนในระดับพลังงานและระดับย่อย จำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อยจะแสดงด้วยตัวเลข ซึ่งเขียนไว้ที่ด้านขวาบนของตัวอักษรเพื่อระบุระดับย่อย ตัวอย่างเช่น อะตอมของไฮโดรเจนมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัว ซึ่งอยู่ที่ระดับย่อย s ของระดับพลังงานที่ 1: 1s 1 สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของฮีเลียมที่มีอิเล็กตรอนสองตัวเขียนได้ดังนี้ 1 วินาที 2

สำหรับธาตุในช่วงที่ 2 อิเล็กตรอนจะเติมในระดับพลังงานที่ 2 ซึ่งสามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 8 ตัว ขั้นแรก อิเล็กตรอนจะเติมระดับย่อย s จากนั้นจึงเติมระดับย่อย p ตัวอย่างเช่น:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

ความสัมพันธ์ของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมกับตำแหน่งของธาตุในระบบธาตุ

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบถูกกำหนดโดยตำแหน่งของมันในระบบธาตุของ D.I. เมนเดเลเยฟ. ดังนั้นจำนวนคาบที่สอดคล้องกับองค์ประกอบของคาบที่ 2 อิเล็กตรอนจะเติมในระดับพลังงานที่ 2 ซึ่งสามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 8 ตัว ขั้นแรก อิเล็กตรอนจะเติมในองค์ประกอบของคาบที่สอง อิเล็กตรอนจะเติมในระดับพลังงานที่ 2 ซึ่งสามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 8 ตัว ขั้นแรก อิเล็กตรอนจะเติมระดับย่อย s จากนั้นจึงเติมระดับย่อย p ตัวอย่างเช่น:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

สำหรับอะตอมของธาตุบางชนิดจะสังเกตเห็นปรากฏการณ์ "การรั่วไหล" ของอิเล็กตรอนจากระดับพลังงานภายนอกไปยังระดับสุดท้าย การหลุดของอิเล็กตรอนเกิดขึ้นในอะตอมของทองแดง โครเมียม แพลเลเดียม และธาตุอื่นๆ ตัวอย่างเช่น:

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

ระดับพลังงานที่มีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 8 ตัว ขั้นแรก อิเล็กตรอนจะเติมระดับย่อย s จากนั้นจึงเติมระดับย่อย p ตัวอย่างเช่น:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

หมายเลขกลุ่มสำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานภายนอก อิเล็กตรอนดังกล่าวเรียกว่าวาเลนซ์อิเล็กตรอน (พวกมันมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมี) เวเลนซ์อิเล็กตรอนขององค์ประกอบของกลุ่มย่อยด้านข้างสามารถเป็นอิเล็กตรอนของระดับพลังงานภายนอกและระดับ d-sub ของระดับสุดท้าย จำนวนกลุ่มขององค์ประกอบของกลุ่มย่อยด้านข้างของกลุ่ม III-VII เช่นเดียวกับ Fe, Ru, Os นั้นสอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในระดับ s-sub ของระดับพลังงานภายนอกและระดับ d-sub ของ ระดับสุดท้าย

งาน:

วาดสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของฟอสฟอรัส รูบิเดียม และเซอร์โคเนียม แสดงรายการเวเลนซ์อิเล็กตรอน

ตอบ:

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

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

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

อิเล็กตรอน

แนวคิดของอะตอมเกิดขึ้นในโลกยุคโบราณเพื่อแสดงถึงอนุภาคของสสาร ในภาษากรีก อะตอม แปลว่า "แบ่งแยกไม่ได้"

นักฟิสิกส์ชาวไอริช Stoney จากการทดลองได้ข้อสรุปว่ากระแสไฟฟ้าถูกนำพาโดยอนุภาคที่เล็กที่สุดที่มีอยู่ในอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีทั้งหมด ในปี พ.ศ. 2434 สโตนีย์เสนอให้เรียกอนุภาคเหล่านี้ว่าอิเล็กตรอน ซึ่งในภาษากรีกแปลว่า "อำพัน" ไม่กี่ปีหลังจากที่อิเล็กตรอนได้ชื่อ โจเซฟ ทอมสัน นักฟิสิกส์ชาวอังกฤษ และฌอง แปร์ริน นักฟิสิกส์ชาวฝรั่งเศส ได้พิสูจน์ว่าอิเล็กตรอนมีประจุลบ 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 การซ้อนภาพจำนวนนับไม่ถ้วนจะทำให้ได้ภาพของเมฆอิเล็กตรอนที่มีความหนาแน่นสูงสุด ซึ่งจะมีจุดเหล่านี้อยู่มากที่สุด

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

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

เป็นเรื่องปกติที่จะกำหนดระดับย่อยในตัวอักษรละตินรวมถึงรูปร่างของวงโคจรซึ่งประกอบด้วย: s, p, d, f

โปรตอนและนิวตรอน

อะตอมขององค์ประกอบทางเคมีใด ๆ เปรียบได้กับระบบสุริยะขนาดเล็ก ดังนั้นจึงเรียกแบบจำลองอะตอมที่เสนอโดยอี. รัทเทอร์ฟอร์ด ดาวเคราะห์.

นิวเคลียสของอะตอมซึ่งมวลทั้งหมดของอะตอมมีความเข้มข้นประกอบด้วยอนุภาคสองประเภท - โปรตอนและนิวตรอน.

โปรตอนมีประจุเท่ากับประจุของอิเล็กตรอน แต่ตรงกันข้ามในเครื่องหมาย (+1) และมีมวลเท่ากับมวลของอะตอมไฮโดรเจน (เป็นที่ยอมรับในทางเคมีว่าเป็นหน่วย) นิวตรอนไม่มีประจุ พวกมันเป็นกลางและมีมวลเท่ากับโปรตอน

โปรตอนและนิวตรอนเรียกรวมกันว่านิวคลีออน (จากภาษาละติน นิวเคลียส - นิวเคลียส) ผลรวมของจำนวนโปรตอนและนิวตรอนในอะตอมเรียกว่า เลขมวล. ตัวอย่างเช่น เลขมวลของอะตอมอะลูมิเนียม:

13 + 14 = 27

จำนวนโปรตอน 13 จำนวนนิวตรอน 14 เลขมวล 27

เนื่องจากมวลของอิเล็กตรอนซึ่งมีเพียงเล็กน้อยสามารถถูกละเลยได้ จึงเห็นได้ชัดว่ามวลทั้งหมดของอะตอมนั้นกระจุกตัวอยู่ในนิวเคลียส อิเล็กตรอนเป็นตัวแทนของ e -

เพราะว่าอะตอม เป็นกลางทางไฟฟ้าเห็นได้ชัดว่าจำนวนโปรตอนและอิเล็กตรอนในอะตอมเท่ากัน มันเท่ากับหมายเลขซีเรียลขององค์ประกอบทางเคมีที่กำหนดให้กับระบบธาตุ มวลของอะตอมประกอบด้วยมวลของโปรตอนและนิวตรอน เมื่อทราบเลขลำดับของธาตุ (Z) เช่น จำนวนโปรตอนและเลขมวล (A) เท่ากับผลรวมของจำนวนโปรตอนและนิวตรอน คุณสามารถหาจำนวนนิวตรอน (N) ได้โดยใช้ สูตร:

N=A-Z

ตัวอย่างเช่น จำนวนนิวตรอนในอะตอมของเหล็กคือ:

56 — 26 = 30

ไอโซโทป

เรียกอะตอมของธาตุชนิดเดียวกันซึ่งมีประจุนิวเคลียร์เท่ากันแต่เลขมวลต่างกัน ไอโซโทป. องค์ประกอบทางเคมีที่พบในธรรมชาติเป็นส่วนผสมของไอโซโทป ดังนั้น คาร์บอนจึงมีสามไอโซโทปที่มีมวล 12, 13, 14; ออกซิเจน - สามไอโซโทปที่มีมวล 16, 17, 18 เป็นต้น มวลอะตอมสัมพัทธ์ขององค์ประกอบทางเคมีที่มักจะกำหนดในระบบธาตุคือค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของส่วนผสมตามธรรมชาติของไอโซโทปของธาตุที่กำหนด คำนึงถึงเนื้อหาที่เกี่ยวข้องในธรรมชาติ คุณสมบัติทางเคมีของไอโซโทปขององค์ประกอบทางเคมีส่วนใหญ่นั้นเหมือนกันทุกประการ 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 ทั้งหมดถูกเติมลงไปทั้งหมดมีอิเล็กตรอนทั้งหมด 18 ตัว ในธาตุที่ต่อจากสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ยังคงถูกเติมเต็ม ซึ่งเป็นชั้นย่อย 4p

องค์ประกอบจาก Ga ถึง Kr เป็นองค์ประกอบ p

ชั้นนอก (ที่สี่) ของอะตอมคริปทอนมีอิเล็กตรอนครบ 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 ของเลเยอร์อิเล็กทรอนิกส์ภายนอกที่สามตามลำดับ

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 "ละเมิด" ซึ่งตัวอย่างเช่นเกี่ยวข้องกับความเสถียรของพลังงานที่มากขึ้นของระดับย่อย 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- กฎของเคมีควอนตัมซึ่งกำหนดลำดับของการเติมวงโคจรของชั้นย่อยหนึ่ง ๆ และมีการกำหนดดังนี้: ค่ารวมของจำนวนอิเล็กตรอนของสปินควอนตัมของชั้นย่อยนี้ควรมีค่าสูงสุด คิดค้นโดยฟรีดริช ฮันต์ ในปี 1925

ซึ่งหมายความว่าในแต่ละออร์บิทัลของชั้นย่อย อิเล็กตรอนหนึ่งตัวจะถูกเติมก่อน และหลังจากที่ออร์บิทัลที่ไม่ได้รับการเติมหมดลง อิเล็กตรอนตัวที่สองจะถูกเพิ่มเข้าไปในออร์บิทัลนี้ ในกรณีนี้ มีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีการหมุนจำนวนเต็มครึ่งหนึ่งของเครื่องหมายตรงกันข้ามในหนึ่งออร์บิทัล ซึ่งจับคู่กัน (ก่อตัวเป็นเมฆสองอิเล็กตรอน) และเป็นผลให้การหมุนทั้งหมดของออร์บิทัลกลายเป็นศูนย์

ถ้อยคำอื่น: ด้านล่างของพลังงานคือพจน์ของอะตอมซึ่งเป็นไปตามเงื่อนไขสองประการ

1. หลายหลากเป็นสูงสุด
2. เมื่อการคูณตรงกัน โมเมนตัมการโคจรทั้งหมด L จะสูงสุด

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

สารเคมีเป็นสิ่งที่ทำให้โลกรอบตัวเรา

คุณสมบัติของสารเคมีแต่ละชนิดแบ่งออกเป็นสองประเภท: สิ่งเหล่านี้เป็นสารเคมีซึ่งแสดงลักษณะความสามารถในการสร้างสารอื่น ๆ และทางกายภาพซึ่งสังเกตได้อย่างเป็นกลางและสามารถแยกออกจากการเปลี่ยนแปลงทางเคมีได้ ตัวอย่างเช่น คุณสมบัติทางกายภาพของสารคือสถานะของการรวมตัว (ของแข็ง ของเหลว หรือก๊าซ) การนำความร้อน ความจุความร้อน ความสามารถในการละลายในตัวกลางต่างๆ (น้ำ แอลกอฮอล์ ฯลฯ) ความหนาแน่น สี รสชาติ ฯลฯ .

การเปลี่ยนแปลงของสารเคมีบางชนิดเป็นสารอื่นเรียกว่าปรากฏการณ์ทางเคมีหรือปฏิกิริยาเคมี ควรสังเกตว่ายังมีปรากฏการณ์ทางกายภาพซึ่งเห็นได้ชัดว่ามาพร้อมกับการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติทางกายภาพของสารโดยไม่เปลี่ยนเป็นสารอื่น ปรากฏการณ์ทางกายภาพ เช่น การละลายของน้ำแข็ง การแช่แข็งหรือการระเหยของน้ำ เป็นต้น

ความจริงที่ว่าในระหว่างกระบวนการใด ๆ ปรากฏการณ์ทางเคมีเกิดขึ้นสามารถสรุปได้โดยการสังเกตลักษณะสัญญาณของปฏิกิริยาเคมี เช่น การเปลี่ยนสี การตกตะกอน การวิวัฒนาการของก๊าซ ความร้อนและ / หรือวิวัฒนาการของแสง

ตัวอย่างเช่น ข้อสรุปเกี่ยวกับปฏิกิริยาเคมีสามารถทำได้โดยการสังเกต:

การเกิดตะกอนเมื่อน้ำเดือด เรียกว่า ตะกรันในชีวิตประจำวัน

การปล่อยความร้อนและแสงระหว่างการเผาไหม้ของไฟ

การเปลี่ยนสีของแอปเปิ้ลสดในอากาศ

การเกิดฟองแก๊สระหว่างการหมักแป้ง เป็นต้น

อนุภาคที่เล็กที่สุดของสสารซึ่งในกระบวนการของปฏิกิริยาเคมีแทบไม่ได้รับการเปลี่ยนแปลง แต่เชื่อมต่อกันในรูปแบบใหม่เท่านั้นเรียกว่าอะตอม

ความคิดเกี่ยวกับการดำรงอยู่ของหน่วยสสารดังกล่าวเกิดขึ้นในสมัยกรีกโบราณในความคิดของนักปรัชญาโบราณซึ่งอธิบายที่มาของคำว่า "อะตอม" เนื่องจาก "อะตอม" แปลตามตัวอักษรจากภาษากรีกแปลว่า "แบ่งแยกไม่ได้"

อย่างไรก็ตาม ตรงกันข้ามกับแนวคิดของนักปรัชญาชาวกรีกโบราณ อะตอมไม่ใช่สสารขั้นต่ำสุดแน่นอน นั่นคือ ตัวเองมีโครงสร้างที่ซับซ้อน

แต่ละอะตอมประกอบด้วยสิ่งที่เรียกว่าอนุภาคของอะตอม - โปรตอน นิวตรอน และอิเล็กตรอน ซึ่งแสดงตามลำดับด้วยสัญลักษณ์ p + , n o และ e - . ตัวยกในสัญกรณ์ที่ใช้ระบุว่าโปรตอนมีหน่วยประจุบวก อิเล็กตรอนมีหน่วยประจุลบ และนิวตรอนไม่มีประจุ

สำหรับโครงสร้างเชิงคุณภาพของอะตอม แต่ละอะตอมมีโปรตอนและนิวตรอนทั้งหมดกระจุกตัวอยู่ในนิวเคลียสที่เรียกว่า ซึ่งอิเล็กตรอนเหล่านั้นก่อตัวเป็นเปลือกอิเล็กตรอน

โปรตอนและนิวตรอนมีมวลเท่ากัน กล่าวคือ m p ≈ m n และมวลอิเล็กตรอนนั้นน้อยกว่ามวลของแต่ละพวกมันเกือบ 2,000 เท่านั่นคือ m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000

เนื่องจากคุณสมบัติพื้นฐานของอะตอมคือความเป็นกลางทางไฟฟ้า และประจุของอิเล็กตรอน 1 ตัวเท่ากับประจุของโปรตอน 1 ตัว จึงสรุปได้ว่าจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมใดๆ เท่ากับจำนวนโปรตอน

ตัวอย่างเช่น ตารางด้านล่างแสดงองค์ประกอบที่เป็นไปได้ของอะตอม:

ประเภทของอะตอมที่มีประจุนิวเคลียร์เท่ากัน เช่น ที่มีจำนวนโปรตอนเท่ากันในนิวเคลียส เรียกว่า ธาตุเคมี จากตารางด้านบน เราสามารถสรุปได้ว่าอะตอม 1 และอะตอม 2 เป็นองค์ประกอบทางเคมีหนึ่ง และอะตอม 3 และอะตอม 4 เป็นองค์ประกอบทางเคมีอื่น

องค์ประกอบทางเคมีแต่ละชนิดมีชื่อและสัญลักษณ์เฉพาะของตนเอง ซึ่งอ่านได้ในลักษณะที่แน่นอน ตัวอย่างเช่น องค์ประกอบทางเคมีที่ง่ายที่สุด อะตอมซึ่งมีโปรตอนเพียงตัวเดียวในนิวเคลียส มีชื่อว่า "ไฮโดรเจน" และแสดงด้วยสัญลักษณ์ "H" ซึ่งอ่านว่า "เถ้า" และองค์ประกอบทางเคมี ด้วยประจุนิวเคลียร์ +7 (เช่น มี 7 โปรตอน) - "ไนโตรเจน" มีสัญลักษณ์ "N" ซึ่งอ่านว่า "en"

ดังที่คุณเห็นจากตารางด้านบน อะตอมขององค์ประกอบทางเคมีหนึ่งสามารถแตกต่างกันในจำนวนนิวตรอนในนิวเคลียส

อะตอมที่เป็นขององค์ประกอบทางเคมีเดียวกัน แต่มีจำนวนนิวตรอนต่างกัน และเป็นผลให้มวลถูกเรียกว่า ไอโซโทป

ตัวอย่างเช่น องค์ประกอบทางเคมีไฮโดรเจนมีสามไอโซโทป - 1 H, 2 H และ 3 H ดัชนี 1, 2 และ 3 เหนือสัญลักษณ์ H หมายถึงจำนวนนิวตรอนและโปรตอนทั้งหมด เหล่านั้น. เมื่อรู้ว่าไฮโดรเจนเป็นองค์ประกอบทางเคมีซึ่งมีลักษณะเด่นคือมีโปรตอนหนึ่งตัวในนิวเคลียสของอะตอม เราสามารถสรุปได้ว่าไม่มีนิวตรอนเลยในไอโซโทป 1 H (1-1 = 0) ใน ไอโซโทป 2 H - 1 นิวตรอน (2-1=1) และในไอโซโทป 3 H - 2 นิวตรอน (3-1=2) เนื่องจากดังที่กล่าวไปแล้ว นิวตรอนและโปรตอนมีมวลเท่ากัน และมวลของอิเล็กตรอนนั้นถือว่าน้อยมากเมื่อเทียบกับพวกมัน นั่นหมายความว่าไอโซโทป 2 H นั้นหนักเกือบสองเท่าของไอโซโทป 1 H และ 3 H ไอโซโทปหนักเป็นสามเท่า . ในการเชื่อมโยงกับการแพร่กระจายจำนวนมากในมวลของไอโซโทปไฮโดรเจน ไอโซโทป 2 H และ 3 H ถูกกำหนดแม้กระทั่งชื่อและสัญลักษณ์แยกต่างหาก ซึ่งไม่ปกติสำหรับองค์ประกอบทางเคมีอื่นใด ไอโซโทป 2 H มีชื่อว่าดิวทีเรียมและให้สัญลักษณ์ D และไอโซโทป 3 H มีชื่อว่าไอโซโทปและให้สัญลักษณ์ T

หากเราถือว่ามวลของโปรตอนและนิวตรอนเป็นเอกภาพ และละเลยมวลของอิเล็กตรอน ที่จริงแล้ว ดัชนีด้านซ้ายบน นอกเหนือจากจำนวนโปรตอนและนิวตรอนทั้งหมดในอะตอม สามารถพิจารณามวลของมันได้ และ ดังนั้นดัชนีนี้จึงเรียกว่าเลขมวลและแสดงด้วยสัญลักษณ์ A เนื่องจากประจุของนิวเคลียสของโปรตอนใด ๆ สอดคล้องกับอะตอมและประจุของโปรตอนแต่ละตัวจะถือว่ามีเงื่อนไขเท่ากับ +1 จำนวนโปรตอนในนิวเคลียส เรียกว่า เลขประจุ (Z) แสดงจำนวนนิวตรอนในอะตอมด้วยตัวอักษร N ในทางคณิตศาสตร์ ความสัมพันธ์ระหว่างเลขมวล เลขประจุ และจำนวนนิวตรอนแสดงได้ดังนี้

ตามแนวคิดสมัยใหม่ อิเล็กตรอนมีลักษณะเป็นคลื่นคู่ (อนุภาค-คลื่น) มีคุณสมบัติเป็นทั้งอนุภาคและคลื่น เช่นเดียวกับอนุภาค อิเล็กตรอนมีมวลและประจุไฟฟ้า แต่ในขณะเดียวกัน การไหลของอิเล็กตรอนก็เหมือนกับคลื่น มีลักษณะเด่นคือความสามารถในการเลี้ยวเบน

เพื่ออธิบายสถานะของอิเล็กตรอนในอะตอม แนวคิดของกลศาสตร์ควอนตัมถูกนำมาใช้ตามที่อิเล็กตรอนไม่มีวิถีการเคลื่อนที่เฉพาะและสามารถอยู่ที่จุดใดก็ได้ในอวกาศ แต่มีความน่าจะเป็นต่างกัน

พื้นที่ของอวกาศรอบนิวเคลียสที่มีโอกาสพบอิเล็กตรอนได้มากที่สุดเรียกว่าออร์บิทัลของอะตอม

ออร์บิทัลของอะตอมสามารถมีรูปร่าง ขนาด และทิศทางที่แตกต่างกันได้ ออร์บิทัลของอะตอมเรียกอีกอย่างว่าเมฆอิเล็กตรอน

ในทางกราฟิก หนึ่งออร์บิทัลของอะตอมมักจะแสดงเป็นเซลล์สี่เหลี่ยม:

กลศาสตร์ควอนตัมมีเครื่องมือทางคณิตศาสตร์ที่ซับซ้อนมาก ดังนั้นภายใต้กรอบของหลักสูตรเคมีของโรงเรียน จะพิจารณาเฉพาะผลที่ตามมาจากทฤษฎีกลศาสตร์ควอนตัมเท่านั้น

จากผลที่ตามมาเหล่านี้ ออร์บิทัลของอะตอมและอิเล็กตรอนที่อยู่บนนั้นจะมีลักษณะสมบูรณ์ด้วยเลขควอนตัม 4 ตัว

• หมายเลขควอนตัมหลัก - n - กำหนดพลังงานทั้งหมดของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่กำหนด ช่วงของค่าของเลขควอนตัมหลักคือจำนวนธรรมชาติทั้งหมด เช่น n = 1,2,3,4, 5 เป็นต้น
• หมายเลขควอนตัมวงโคจร - l - แสดงลักษณะรูปร่างของวงโคจรของอะตอมและสามารถใช้ค่าจำนวนเต็มใด ๆ จาก 0 ถึง n-1 โดยที่ n เรียกคืนเป็นหมายเลขควอนตัมหลัก

วงโคจรที่มีค่า l = 0 เรียกว่า ส-วงโคจร. s-orbitals เป็นทรงกลมและไม่มีทิศทางในอวกาศ:

วงโคจรที่มีค่า l = 1 เรียกว่า หน้า-วงโคจร. ออร์บิทัลเหล่านี้มีรูปร่างเป็นเลขแปดสามมิติ นั่นคือ รูปร่างที่ได้จากการหมุนแปดรอบแกนสมมาตรและภายนอกคล้ายกับดัมเบล:

วงโคจรที่มีค่า l = 2 เรียกว่า ง-วงโคจร, และด้วย ล. = 3 – ฉ-วงโคจร. โครงสร้างของพวกเขาซับซ้อนกว่ามาก

3) หมายเลขควอนตัมแม่เหล็ก - ม.ล. - กำหนดทิศทางเชิงพื้นที่ของวงโคจรของอะตอมเฉพาะและแสดงการฉายภาพของโมเมนตัมเชิงมุมของวงโคจรในทิศทางของสนามแม่เหล็ก หมายเลขควอนตัมแม่เหล็ก m l สอดคล้องกับทิศทางของวงโคจรที่สัมพันธ์กับทิศทางของเวกเตอร์ความแรงของสนามแม่เหล็กภายนอก และสามารถรับค่าจำนวนเต็มใดๆ จาก –l ถึง +l รวมถึง 0 เช่น จำนวนค่าที่เป็นไปได้ทั้งหมดคือ (2l+1) ตัวอย่างเช่น ด้วย l = 0 m l = 0 (หนึ่งค่า) โดย l = 1 m l = -1, 0, +1 (สามค่า) โดย l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (ห้าค่าของเลขควอนตัมแม่เหล็ก) เป็นต้น

ตัวอย่างเช่น p-orbitals เช่น วงโคจรที่มีหมายเลขควอนตัมวงโคจร l = 1 ซึ่งมีรูปร่างเป็น "แปดสามมิติ" สอดคล้องกับค่าสามค่าของหมายเลขควอนตัมแม่เหล็ก (-1, 0, +1) ซึ่งจะสอดคล้องกัน ถึงสามทิศทางในอวกาศที่ตั้งฉากกัน

4) หมายเลขควอนตัมสปิน (หรือเพียงแค่หมุน) - m s - สามารถพิจารณาอย่างมีเงื่อนไขว่ารับผิดชอบทิศทางการหมุนของอิเล็กตรอนในอะตอม มันสามารถรับค่าได้ อิเล็กตรอนที่มีสปินต่างกันจะแสดงด้วยลูกศรแนวตั้งที่ชี้ไปในทิศทางต่างๆ: ↓ และ

ชุดของออร์บิทัลทั้งหมดในอะตอมที่มีค่าเลขควอนตัมหลักเท่ากันเรียกว่าระดับพลังงานหรือเปลือกอิเล็กตรอน ระดับพลังงานใดๆ ที่มีจำนวน n จำนวนหนึ่งประกอบด้วยออร์บิทัล n 2 อัน

ชุดของออร์บิทัลที่มีค่าเท่ากันของเลขควอนตัมหลักและเลขควอนตัมของออร์บิทัลคือระดับพลังงานย่อย

ระดับพลังงานแต่ละระดับ ซึ่งสอดคล้องกับเลขควอนตัมหลัก n มีระดับย่อย n ระดับ ในทางกลับกัน แต่ละระดับย่อยของพลังงานที่มีเลขควอนตัมของวงโคจร l จะประกอบด้วยวงโคจร (2l+1) ดังนั้น s-sublayer ประกอบด้วย s-orbital หนึ่งอัน, p-sublayer - สาม p-orbitals, d-sublayer - ห้า d-orbitals และ f-sublayer - เจ็ด f-orbitals เนื่องจากดังที่กล่าวไปแล้ว หนึ่งออร์บิทัลของอะตอมมักแสดงแทนด้วยเซลล์สี่เหลี่ยมหนึ่งเซลล์ ระดับย่อย s-, p-, d- และ f สามารถแสดงเป็นภาพกราฟิกได้ดังนี้:

แต่ละออร์บิทัลสอดคล้องกับชุดตัวเลขควอนตัมสามตัวที่กำหนดไว้อย่างเคร่งครัด n, l และ ml

การกระจายของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลเรียกว่าการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์

การเติมออร์บิทัลของอะตอมด้วยอิเล็กตรอนเกิดขึ้นตามเงื่อนไขสามประการ:

• หลักการของพลังงานขั้นต่ำ: อิเล็กตรอนจะเติมออร์บิทัลโดยเริ่มจากระดับพลังงานย่อยที่ต่ำที่สุด ลำดับของระดับย่อยตามลำดับของพลังงานที่เพิ่มขึ้นมีดังนี้: 1 วินาที<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

เพื่อให้ง่ายต่อการจดจำลำดับของการกรอกระดับย่อยทางอิเล็กทรอนิกส์ ภาพประกอบกราฟิกต่อไปนี้สะดวกมาก:

• หลักการของเพาลี: แต่ละออร์บิทัลสามารถมีอิเล็กตรอนได้สูงสุดสองตัว

หากมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัวในออร์บิทัล จะเรียกว่าไม่มีการจับคู่ และหากมีอิเล็กตรอนสองตัวจะเรียกว่าคู่อิเล็กตรอน

• กฎของ Hund: สถานะที่เสถียรที่สุดของอะตอมคือสถานะที่ภายในหนึ่งระดับย่อย อะตอมมีจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่เข้าคู่มากที่สุดเท่าที่จะเป็นไปได้ สถานะที่เสถียรที่สุดของอะตอมนี้เรียกว่าสถานะพื้น

ในความเป็นจริง ข้างต้นหมายความว่า ตัวอย่างเช่น การจัดวางอิเล็กตรอนตัวที่ 1, 2, 3 และ 4 บนออร์บิทัลสามวงของ p-sublevel จะดำเนินการดังนี้:

การเติมออร์บิทัลของอะตอมจากไฮโดรเจนซึ่งมีจำนวนประจุ 1 เป็นคริปทอน (Kr) ด้วยจำนวนประจุ 36 จะดำเนินการดังนี้:

การแสดงลำดับการเติมออร์บิทัลของอะตอมที่คล้ายกันเรียกว่าแผนภาพพลังงาน คุณสามารถเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์ที่เรียกว่า (การกำหนดค่า) ตามไดอะแกรมอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบแต่ละรายการ ตัวอย่างเช่น ธาตุที่มีโปรตอน 15 ตัว และเป็นผลให้อิเล็กตรอน 15 ตัว เช่น ฟอสฟอรัส (P) จะมีแผนภาพพลังงานดังนี้

เมื่อแปลเป็นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ อะตอมของฟอสฟอรัสจะอยู่ในรูปแบบ:

15 จุด = 1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 3

ตัวเลขขนาดปกติทางด้านซ้ายของสัญลักษณ์ระดับย่อยจะแสดงจำนวนของระดับพลังงาน และตัวยกทางด้านขวาของสัญลักษณ์ระดับย่อยจะแสดงจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อยที่เกี่ยวข้อง

ด้านล่างนี้เป็นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบ 36 รายการแรกของ D.I. เมนเดเลเยฟ.

ระยะเวลา	รายการเลขที่	เครื่องหมาย	ชื่อ	สูตรอิเล็กทรอนิกส์
ฉัน	1	ชม	ไฮโดรเจน	1 วินาที 1
	2	เขา	ฮีเลียม	1s2
ครั้งที่สอง	3	หลี่	ลิเธียม	1s2 2s1
	4	เป็น	เบริลเลียม	1s2 2s2
	5	ข	โบรอน	1s 2 2s 2 2p 1
	6	ค	คาร์บอน	1s 2 2s 2 2p 2
	7	เอ็น	ไนโตรเจน	1s 2 2s 2 2p 3
	8	อ	ออกซิเจน	1s 2 2s 2 2p 4
	9	ฉ	ฟลูออรีน	1s 2 2s 2 2p 5
	10	เน่	นีออน	1s 2 2s 2 2p 6
สาม	11	นา	โซเดียม	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 1
	12	มก	แมกนีเซียม	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2
	13	อัล	อลูมิเนียม	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 1
	14	ศรี	ซิลิคอน	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 2
	15	พี	ฟอสฟอรัส	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 3
	16	ส	กำมะถัน	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 4
	17	ค	คลอรีน	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 5
	18	อาร์	อาร์กอน	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6
IV	19	เค	โพแทสเซียม	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 1
	20	แคลิฟอร์เนีย	แคลเซียม	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2
	21	วท	สแกนเดียม	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2 3d 1
	22	Ti	ไทเทเนียม	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2 3d 2
	23	วี	วานาเดียม	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2 3d 3
	24	Cr	โครเมียม	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 1 3d 5 สบน งระดับย่อย
	25	ล้าน	แมงกานีส	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2 3d 5
	26	เฟ	เหล็ก	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2 3d 6
	27	ร่วม	โคบอลต์	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2 3d 7
	28	พรรณี	นิกเกิล	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2 3d 8
	29	ลูกบาศ์ก	ทองแดง	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 1 3d 10 สบน งระดับย่อย
	30	สังกะสี	สังกะสี	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2 3d 10
	31	กา	แกลเลียม	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2 3d 10 4 จุด 1
	32	จ	เจอร์เมเนียม	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2 3d 10 4 จุด 2
	33	เนื่องจาก	สารหนู	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2 3d 10 4 จุด 3
	34	เซ	ซีลีเนียม	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2 3d 10 4 จุด 4
	35	บร	โบรมีน	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2 3d 10 4 จุด 5
	36	kr	คริปทอน	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2 3d 10 4 จุด 6

ดังที่ได้กล่าวไปแล้ว ในสถานะพื้น อิเล็กตรอนในออร์บิทัลของอะตอมจะถูกจัดเรียงตามหลักการของพลังงานน้อยที่สุด อย่างไรก็ตาม เมื่อมี p-orbitals ที่ว่างเปล่าในสถานะพื้นของอะตอม บ่อยครั้ง เมื่อมีการให้พลังงานส่วนเกินแก่มัน อะตอมสามารถถ่ายโอนไปยังสถานะที่เรียกว่ากระตุ้นได้ ตัวอย่างเช่น อะตอมของโบรอนในสถานะพื้นมีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์และแผนภาพพลังงานในรูปแบบต่อไปนี้:

5 B = 1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 1

และอยู่ในสถานะตื่นเต้น (*) เช่น เมื่อให้พลังงานแก่อะตอมโบรอน การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์และแผนภาพพลังงานจะมีลักษณะดังนี้:

5 B* = 1 วินาที 2 2 วินาที 1 2 จุด 2

องค์ประกอบทางเคมีแบ่งออกเป็น s, p, d หรือ f ขึ้นอยู่กับระดับย่อยในอะตอม

การหาองค์ประกอบ s, p, d และ f ในตาราง D.I. เมนเดเลเยฟ:

• องค์ประกอบ s มี s-sublevel สุดท้ายที่จะเติม องค์ประกอบเหล่านี้รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลัก (ด้านซ้ายในเซลล์ตาราง) ของกลุ่ม I และ II
• สำหรับองค์ประกอบ p ระดับย่อย p จะถูกเติม องค์ประกอบ p รวมถึงหกองค์ประกอบสุดท้ายของแต่ละช่วงเวลา ยกเว้นองค์ประกอบที่หนึ่งและเจ็ด เช่นเดียวกับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม III-VIII
• องค์ประกอบ d อยู่ระหว่างองค์ประกอบ s และ p ในคาบขนาดใหญ่
• องค์ประกอบ f เรียกว่าแลนทาไนด์และแอกทิไนด์ พวกเขาวางไว้ที่ด้านล่างของตารางโดย D.I. เมนเดเลเยฟ.

อย่างที่คุณทราบ ทุกสิ่งในจักรวาลประกอบด้วยอะตอม อะตอมเป็นหน่วยที่เล็กที่สุดของสสารที่มีคุณสมบัติ ในทางกลับกัน โครงสร้างของอะตอมประกอบขึ้นจากอนุภาคขนาดเล็กสามอย่างที่มหัศจรรย์ ได้แก่ โปรตอน นิวตรอน และอิเล็กตรอน

นอกจากนี้ อนุภาคขนาดเล็กแต่ละอนุภาคยังเป็นสากล นั่นคือคุณไม่สามารถหาโปรตอน นิวตรอน หรืออิเล็กตรอนที่แตกต่างกันสองตัวในโลกได้ พวกเขาทั้งหมดมีความคล้ายคลึงกันอย่างแน่นอน และคุณสมบัติของอะตอมจะขึ้นอยู่กับองค์ประกอบเชิงปริมาณของอนุภาคขนาดเล็กเหล่านี้ในโครงสร้างทั่วไปของอะตอมเท่านั้น

ตัวอย่างเช่น โครงสร้างของอะตอมไฮโดรเจนประกอบด้วยโปรตอนหนึ่งตัวและอิเล็กตรอนหนึ่งตัว ถัดไปในความซับซ้อน อะตอมของฮีเลียมประกอบด้วยโปรตอนสองตัว นิวตรอนสองตัว และอิเล็กตรอนสองตัว อะตอมของลิเธียมประกอบด้วยโปรตอนสามตัว นิวตรอนสี่ตัว และอิเล็กตรอนสามตัว เป็นต้น

โครงสร้างของอะตอม (จากซ้ายไปขวา): ไฮโดรเจน ฮีเลียม ลิเธียม

อะตอมรวมกันเป็นโมเลกุล และโมเลกุลรวมกันเป็นสาร แร่ธาตุ และสิ่งมีชีวิต โมเลกุล DNA ซึ่งเป็นพื้นฐานของทุกชีวิต เป็นโครงสร้างที่ประกอบขึ้นจากกลุ่มอาคารมหัศจรรย์สามแห่งของจักรวาลเดียวกันกับหินที่วางอยู่บนถนน แม้ว่าโครงสร้างนี้จะซับซ้อนกว่ามาก

ข้อเท็จจริงที่น่าอัศจรรย์ยิ่งถูกเปิดเผยเมื่อเราพยายามพิจารณาสัดส่วนและโครงสร้างของระบบอะตอมให้ละเอียดยิ่งขึ้น เป็นที่ทราบกันดีว่าอะตอมประกอบด้วยนิวเคลียสและอิเล็กตรอนซึ่งเคลื่อนที่ไปรอบๆ ตามวิถีโคจรที่อธิบายถึงทรงกลม นั่นคือมันไม่สามารถเรียกได้ว่าเป็นการเคลื่อนไหวในความหมายปกติของคำ อิเล็กตรอนค่อนข้างจะอยู่ทุกที่และทันทีภายในทรงกลมนี้ สร้างเมฆอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสและก่อตัวเป็นสนามแม่เหล็กไฟฟ้า

แผนผังแสดงโครงสร้างของอะตอม

นิวเคลียสของอะตอมประกอบด้วยโปรตอนและนิวตรอน และมวลเกือบทั้งหมดของระบบมีความเข้มข้นอยู่ในนั้น แต่ในเวลาเดียวกันนิวเคลียสมีขนาดเล็กมากจนถ้าคุณเพิ่มรัศมีเป็น 1 ซม. รัศมีของโครงสร้างทั้งหมดของอะตอมจะสูงถึงหลายร้อยเมตร ดังนั้น ทุกสิ่งที่เรารับรู้ว่าเป็นสสารหนาแน่นประกอบด้วยพันธะพลังงานมากกว่า 99% ระหว่างอนุภาคทางกายภาพเพียงอย่างเดียวและน้อยกว่า 1% ของรูปแบบทางกายภาพ

แต่รูปแบบทางกายภาพเหล่านี้คืออะไร? พวกเขาทำมาจากอะไรและเป็นวัสดุอย่างไร? เพื่อตอบคำถามเหล่านี้ เรามาดูโครงสร้างของโปรตอน นิวตรอน และอิเล็กตรอนให้ละเอียดยิ่งขึ้น ดังนั้นเราจึงลงลึกไปอีกขั้นสู่ความลึกของพิภพเล็ก - สู่ระดับของอนุภาคย่อยของอะตอม

อิเล็กตรอนทำมาจากอะไร?

อนุภาคที่เล็กที่สุดของอะตอมคืออิเล็กตรอน อิเล็กตรอนมีมวลแต่ไม่มีปริมาตร ในมุมมองทางวิทยาศาสตร์ อิเล็กตรอนไม่ได้ประกอบด้วยสิ่งใด แต่เป็นจุดที่ไม่มีโครงสร้าง

ไม่สามารถมองเห็นอิเล็กตรอนได้ด้วยกล้องจุลทรรศน์ สังเกตได้เฉพาะในรูปของเมฆอิเล็กตรอน ซึ่งดูเหมือนทรงกลมคลุมเครือรอบนิวเคลียสของอะตอม ในขณะเดียวกันก็เป็นไปไม่ได้ที่จะพูดอย่างแม่นยำว่าอิเล็กตรอนอยู่ที่ไหนในช่วงเวลาใดเวลาหนึ่ง อุปกรณ์ไม่สามารถจับตัวอนุภาคได้ แต่จับได้เฉพาะร่องรอยพลังงานเท่านั้น สาระสำคัญของอิเล็กตรอนไม่ได้ฝังอยู่ในแนวคิดของสสาร มันค่อนข้างเหมือนกับรูปแบบที่ว่างเปล่าซึ่งมีอยู่ในและผ่านการเคลื่อนไหวเท่านั้น

ยังไม่พบโครงสร้างของอิเล็กตรอน มันเป็นอนุภาคจุดเดียวกับควอนตัมของพลังงาน ในความเป็นจริง อิเล็กตรอนเป็นพลังงาน อย่างไรก็ตาม นี่เป็นรูปแบบที่เสถียรกว่ารูปแบบที่แทนด้วยโฟตอนของแสง

ในขณะนี้ถือว่าอิเล็กตรอนไม่สามารถแบ่งแยกได้ นี่เป็นสิ่งที่เข้าใจได้เพราะเป็นไปไม่ได้ที่จะแบ่งสิ่งที่ไม่มีปริมาตร อย่างไรก็ตามมีการพัฒนาทฤษฎีแล้วซึ่งองค์ประกอบของอิเล็กตรอนประกอบด้วยไตรลักษณ์ของ quasiparticles เช่น:

• วงโคจร - มีข้อมูลเกี่ยวกับตำแหน่งวงโคจรของอิเล็กตรอน
• Spinon - รับผิดชอบการหมุนหรือแรงบิด
• Holon - นำข้อมูลเกี่ยวกับประจุของอิเล็กตรอน

อย่างไรก็ตาม อย่างที่เราเห็น อนุภาคเสมือนไม่มีอะไรที่เหมือนกันทุกประการกับสสาร และมีเพียงข้อมูลเท่านั้น

ภาพถ่ายอะตอมของสารต่าง ๆ ด้วยกล้องจุลทรรศน์อิเล็กตรอน

น่าสนใจ อิเล็กตรอนสามารถดูดซับปริมาณพลังงาน เช่น แสงหรือความร้อน ในกรณีนี้ อะตอมจะเคลื่อนไปสู่ระดับพลังงานใหม่ และขอบเขตของเมฆอิเล็กตรอนจะขยายออก นอกจากนี้ยังเกิดขึ้นว่าพลังงานที่อิเล็กตรอนดูดกลืนนั้นยิ่งใหญ่มากจนสามารถกระโดดออกจากระบบอะตอมและเคลื่อนที่ต่อไปในฐานะอนุภาคอิสระ ในขณะเดียวกันมันก็ทำตัวเหมือนโฟตอนของแสง นั่นคือดูเหมือนว่าจะหยุดเป็นอนุภาคและเริ่มแสดงคุณสมบัติของคลื่น สิ่งนี้ได้รับการพิสูจน์แล้วในการทดลอง

การทดลองของหนุ่ม

ในระหว่างการทดลอง กระแสของอิเล็กตรอนถูกส่งไปยังหน้าจอที่มีรอยกรีดสองช่อง เมื่อผ่านช่องเหล่านี้ อิเล็กตรอนจะชนกับพื้นผิวของจอฉายภาพอื่น ทิ้งรอยไว้บนนั้น ผลจาก "การทิ้งระเบิด" ของอิเล็กตรอน รูปแบบการแทรกสอดจึงปรากฏบนจอฉาย คล้ายกับที่จะเกิดขึ้นหากคลื่น แต่ไม่ใช่อนุภาค ทะลุผ่านรอยแยกสองช่อง

รูปแบบดังกล่าวเกิดขึ้นเนื่องจากคลื่นที่ผ่านระหว่างสองช่องแบ่งออกเป็นสองคลื่น ผลจากการเคลื่อนที่ต่อไป คลื่นจะทับซ้อนกัน และในบางพื้นที่คลื่นจะหักล้างกัน เป็นผลให้เราได้แถบหลายเส้นบนหน้าจอการฉายภาพ แทนที่จะเป็นแถบเดียว ราวกับว่าอิเล็กตรอนมีพฤติกรรมเหมือนอนุภาค

โครงสร้างของนิวเคลียสของอะตอม: โปรตอนและนิวตรอน

โปรตอนและนิวตรอนประกอบกันเป็นนิวเคลียสของอะตอม และแม้ว่าในปริมาตรรวมแกนจะมีน้อยกว่า 1% แต่ก็อยู่ในโครงสร้างนี้ที่มวลเกือบทั้งหมดของระบบมีความเข้มข้น แต่ด้วยค่าใช้จ่ายของโครงสร้างของโปรตอนและนิวตรอนนักฟิสิกส์มีความคิดเห็นที่แตกต่างกันและในขณะนี้มีสองทฤษฎีพร้อมกัน

• ทฤษฎี #1 - มาตรฐาน

แบบจำลองมาตรฐานกล่าวว่าโปรตอนและนิวตรอนประกอบด้วยควาร์กสามตัวที่เชื่อมต่อกันด้วยกลุ่มกลูออน ควาร์กเป็นอนุภาคแบบจุด เช่นเดียวกับควอนตั้มและอิเล็กตรอน และกลูออนเป็นอนุภาคเสมือนที่ช่วยให้มั่นใจได้ถึงปฏิสัมพันธ์ของควาร์ก อย่างไรก็ตาม ไม่พบทั้งควาร์กและกลูออนในธรรมชาติ ดังนั้นแบบจำลองนี้จึงถูกวิจารณ์อย่างรุนแรง

• ทฤษฎี #2 - ทางเลือก

แต่ตามทฤษฎีสนามเอกภาพทางเลือกที่พัฒนาโดยไอน์สไตน์ โปรตอน เช่นเดียวกับนิวตรอน เช่นเดียวกับอนุภาคอื่นๆ ของโลกทางกายภาพ คือสนามแม่เหล็กไฟฟ้าที่หมุนด้วยความเร็วแสง

สนามแม่เหล็กไฟฟ้าของมนุษย์และโลก

หลักการของโครงสร้างของอะตอมคืออะไร?

ทุกสิ่งในโลก - บอบบางและหนาแน่น ของเหลว ของแข็งและก๊าซ - เป็นเพียงสถานะพลังงานของสนามนับไม่ถ้วนที่แทรกซึมอยู่ในอวกาศของจักรวาล ยิ่งระดับพลังงานในสนามสูงเท่าไรก็ยิ่งบางลงและมองเห็นได้น้อยลงเท่านั้น ระดับพลังงานยิ่งต่ำก็ยิ่งมีความเสถียรและจับต้องได้มากขึ้น ในโครงสร้างของอะตอมเช่นเดียวกับในโครงสร้างของหน่วยอื่น ๆ ของจักรวาล ปฏิสัมพันธ์ของสนามดังกล่าวอยู่ - ความหนาแน่นพลังงานต่างกัน ปรากฎว่าสสารเป็นเพียงภาพลวงตาของจิตใจ