پیکربندی الکترونیکی یک اتمفرمولی است که آرایش الکترون ها را در یک اتم بر اساس سطوح و زیرسطح ها نشان می دهد. پس از مطالعه مقاله، می آموزید که الکترون ها کجا و چگونه قرار دارند، با اعداد کوانتومی آشنا می شوید و می توانید پیکربندی الکترونیکی یک اتم را با شماره آن بسازید، در انتهای مقاله جدولی از عناصر وجود دارد.
چرا پیکربندی الکترونیکی عناصر را مطالعه می کنیم؟
اتم ها مانند یک مجموعه ساختمانی هستند: تعداد معینی از قطعات وجود دارد، آنها با یکدیگر متفاوت هستند، اما دو قسمت از یک نوع کاملاً یکسان هستند. اما این مجموعه ساخت و ساز بسیار جالب تر از پلاستیکی است و در اینجا دلیل آن است. بسته به اینکه چه کسی در این نزدیکی است، پیکربندی تغییر می کند. مثلاً اکسیژن در کنار هیدروژن شایدتبدیل به آب می شود، وقتی نزدیک سدیم باشد به گاز تبدیل می شود و وقتی نزدیک به آهن است کاملاً به زنگ تبدیل می شود. برای پاسخ به این سوال که چرا این اتفاق می افتد و پیش بینی رفتار یک اتم در کنار اتم دیگر، بررسی پیکربندی الکترونیکی آن ضروری است که در ادامه به آن پرداخته خواهد شد.
چند الکترون در یک اتم وجود دارد؟
یک اتم شامل یک هسته و الکترون هایی است که به دور آن می چرخند. در حالت خنثی، تعداد الکترون های هر اتم برابر با تعداد پروتون های هسته خود است. تعداد پروتون ها مشخص شده است شماره سریالعنصر، به عنوان مثال، گوگرد، دارای 16 پروتون است - عنصر شانزدهم جدول تناوبی. طلا ۷۹ پروتون دارد که هفتاد و نهمین عنصر جدول تناوبی است. بر این اساس گوگرد دارای 16 الکترون در حالت خنثی و طلا دارای 79 الکترون است.
کجا به دنبال الکترون بگردیم؟
با مشاهده رفتار الکترون، الگوهای خاصی به دست آمد که آنها با اعداد کوانتومی توصیف می شوند، در کل چهار الگو وجود دارد:
- عدد کوانتومی اصلی
- عدد کوانتومی مداری
- عدد کوانتومی مغناطیسی
- عدد کوانتومی را بچرخانید
مداری
به‌علاوه، به‌جای کلمه «اوربیتال» از واژه «اوربیتال» استفاده خواهیم کرد.
N - سطح
L - پوسته
M l - عدد مداری
M s - الکترون اول یا دوم در اوربیتال
عدد کوانتومی مداری l
در نتیجه مطالعه ابر الکترونی مشخص شد که بسته به سطح انرژی، ابر چهار شکل اساسی دارد: یک توپ، یک دمبل و دو شکل پیچیده دیگر. به ترتیب افزایش انرژی، به این اشکال پوسته s-، p-، d- و f می گویند. هر یک از این پوسته ها می توانند 1 (روی s)، 3 (روی p)، 5 (روی d) و 7 (روی f) اوربیتال داشته باشند. عدد کوانتومی مداری پوسته ای است که اوربیتال ها در آن قرار دارند. عدد کوانتومی مداری برای اوربیتال های s، p، d و f به ترتیب مقادیر 0،1،2 یا 3 را می گیرد.
یک اوربیتال روی پوسته s وجود دارد (L=0) - دو الکترون
سه اوربیتال روی پوسته p وجود دارد (L=1) - شش الکترون
پنج اوربیتال روی پوسته d وجود دارد (L=2) - ده الکترون
هفت اوربیتال روی پوسته f وجود دارد (L=3) - چهارده الکترون
عدد کوانتومی مغناطیسی m l
روی پوسته p سه اوربیتال وجود دارد که با اعداد -L تا +L مشخص می شوند، یعنی برای پوسته p (L=1) اوربیتال های "-1"، "0" و "1" وجود دارد. . عدد کوانتومی مغناطیسی با حرف m l نشان داده می شود.
در داخل پوسته، قرار گرفتن الکترون ها در اوربیتال های مختلف آسان تر است، بنابراین اولین الکترون ها در هر اوربیتال یکی را پر می کنند و سپس یک جفت الکترون به هر یک اضافه می شود.
d-shell را در نظر بگیرید:
پوسته d مربوط به مقدار L=2 است، یعنی پنج اوربیتال (-2،-1،0،1 و 2)، پنج الکترون اول پوسته را با مقادیر Ml =-2، M پر می کنند. l =-1، M l = 0، M l = 1، M l = 2.
عدد کوانتومی m s را بچرخانید
اسپین جهت چرخش یک الکترون حول محور خود است، دو جهت دارد، بنابراین عدد کوانتومی اسپین دو مقدار دارد: 1/2+ و 1/2-. یک زیرسطح انرژی فقط می تواند حاوی دو الکترون با اسپین مخالف باشد. عدد کوانتومی اسپین را m s نشان می دهند
عدد کوانتومی اصلی n
عدد کوانتومی اصلی سطح انرژی در است این لحظههفت سطح انرژی شناخته شده است که هر کدام با یک عدد عربی نشان داده شده است: 1،2،3،...7. تعداد پوسته ها در هر سطح برابر با تعداد سطح است: سطح اول دارای یک پوسته، سطح دوم دارای دو و غیره است.
عدد الکترون
بنابراین، هر الکترونی را می توان با چهار عدد کوانتومی توصیف کرد، ترکیب این اعداد برای هر موقعیت الکترون منحصر به فرد است، بیایید اولین الکترون، کمترین را در نظر بگیریم. سطح انرژیاین N=1 است، در سطح اول یک پوسته وجود دارد، اولین پوسته در هر سطحی شکل یک توپ (s-shell) دارد، یعنی. L=0، عدد کوانتومی مغناطیسی می تواند فقط یک مقدار بگیرد، M l = 0 و اسپین برابر با 1/2 + خواهد بود. اگر الکترون پنجم را (در هر اتمی که باشد) بگیریم، اعداد کوانتومی اصلی برای آن عبارتند از: N=2، L=1، M=-1، اسپین 1/2.
فیزیکدان سوئیسی W. Pauli در سال 1925 ثابت کرد که در یک اتم در یک اوربیتال بیش از دو الکترون با اسپین مخالف (ضد موازی) (از انگلیسی به عنوان "اسپیندل" ترجمه شده است) وجود ندارد، یعنی دارای چنین ویژگی هایی است که می تواند به طور متعارف باشد. خود را مانند چرخش یک الکترون به دور محور فرضی خود تصور می کرد: در جهت عقربه های ساعت یا خلاف جهت عقربه های ساعت. این اصل را اصل پائولی می نامند.
اگر یک الکترون در اوربیتال وجود داشته باشد، اگر دو الکترون باشد، آن را جفت نشده می گویند، آنگاه این الکترون های جفتی هستند، یعنی الکترون هایی با اسپین های مخالف.
شکل 5 نموداری از تقسیم سطوح انرژی به سطوح فرعی را نشان می دهد.
همانطور که می دانید S-Orbital شکل کروی دارد. الکترون اتم هیدروژن (s = 1) در این اوربیتال قرار دارد و جفت نشده است. بنابراین فرمول الکترونیکی یا پیکربندی الکترونیکی آن به صورت زیر نوشته می شود: 1s 1. در فرمول های الکترونیکی، عدد سطح انرژی با عدد قبل از حرف (1 ...) نشان داده می شود. حرف لاتینیک سطح فرعی (نوع اوربیتال) را نشان می دهد و عددی که در سمت راست بالای حرف نوشته شده است (به عنوان یک توان) تعداد الکترون های سطح فرعی را نشان می دهد.
برای اتم هلیوم He که دارای دو الکترون جفت در یک اوربیتال s است، این فرمول این است: 1s 2.
لایه الکترونی اتم هلیوم کامل و بسیار پایدار است. هلیم یک گاز نجیب است.
در سطح انرژی دوم (n = 2) چهار اوربیتال وجود دارد: یک s و سه p. الکترونهای اوربیتال s سطح دوم (اوربیتالهای 2) انرژی بالاتری دارند، زیرا در فاصله بیشتری از هسته نسبت به الکترونهای اوربیتال 1s (n = 2) قرار دارند.
به طور کلی، برای هر مقدار n یک اوربیتال s وجود دارد، اما با عرضه متناظر انرژی الکترون روی آن و بنابراین با قطر متناظر، با افزایش مقدار n رشد می کند.
R-Orbital به شکل یک دمبل یا یک شکل سه بعدی هشت است. هر سه اوربیتال p در اتم به طور متقابل عمود بر روی مختصات فضایی کشیده شده از طریق هسته اتم قرار دارند. لازم به ذکر است که هر سطح انرژی (لایه الکترونیکی) که از n=2 شروع می شود دارای سه اوربیتال p است. با افزایش n، الکترون ها به سمت اوربیتال های p قرار می گیرند مسافت های طولانیاز هسته و در امتداد محورهای x، y، z هدایت می شود.
برای عناصر دوره دوم (n = 2)، ابتدا یک اوربیتال b و سپس سه اوربیتال p پر می شود. فرمول الکترونیکی 1l: 1s 2 2s 1. الکترون به طور سست‌تری به هسته اتم متصل است، بنابراین اتم لیتیوم می‌تواند به راحتی آن را رها کند (همانطور که به یاد دارید، این فرآیند اکسیداسیون نامیده می‌شود) و به یون Li+ تبدیل می‌شود.
در اتم بریلیم Be 0، الکترون چهارم نیز در مدار 2s قرار دارد: 1s 2 2s 2. دو الکترون بیرونی اتم بریلیم به راحتی از هم جدا می شوند - Be 0 به کاتیون Be 2+ اکسید می شود.
در اتم بور، الکترون پنجم اوربیتال 2p را اشغال می کند: 1s 2 2s 2 2p 1. در مرحله بعد، اتم های C، N، O، E با اوربیتال های 2p پر می شوند که به نئون گاز نجیب ختم می شود: 1s 2 2s 2 2p 6.
برای عناصر دوره سوم، اوربیتال های Sv و Sr به ترتیب پر می شوند. پنج اوربیتال d از سطح سوم آزاد می مانند:
گاهی اوقات در نمودارهایی که توزیع الکترون ها در اتم ها را نشان می دهند، فقط تعداد الکترون ها در هر سطح انرژی نشان داده می شود، یعنی بر خلاف فرمول های الکترونیکی کامل ارائه شده در بالا، فرمول های الکترونیکی مختصر اتم های عناصر شیمیایی نوشته می شود.
برای عناصر دوره های بزرگ (چهارم و پنجم)، دو الکترون اول به ترتیب اوربیتال های 4 و 5 را اشغال می کنند: 19 K 2، 8، 8، 1. 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. با شروع از عنصر سوم هر دوره اصلی، ده الکترون بعدی به ترتیب وارد اوربیتال های 3d و 4d قبلی می شوند (برای عناصر زیر گروه های جانبی): 23 V 2, 8, 11، 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2، 8، 18، 13، 2. به عنوان یک قاعده، هنگامی که زیرسطح قبلی d پر می شود، زیرسطح بیرونی (به ترتیب 4p- و 5p) شروع به پر شدن می کند.
برای عناصر دوره های بزرگ - ششمین و هفتمین ناقص - سطوح و سطوح فرعی الکترونیکی معمولاً با الکترون ها پر می شوند: دو الکترون اول به زیرسطح b بیرونی می روند: 56 Va 2، 8، 18، 18، 8، 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; الکترون بعدی (برای Na و Ac) به الکترون قبلی (p-زیرسطح: 57 La 2، 8، 18، 18، 9، 2 و 89 Ac 2، 8، 18، 32، 18، 9، 2.
سپس 14 الکترون بعدی به ترتیب وارد سومین سطح انرژی بیرونی در اوربیتالهای 4f و 5f لانتانیدها و اکتینیدها خواهند شد.
سپس دومین سطح انرژی خارجی (d-sublevel) دوباره شروع به ایجاد می کند: برای عناصر زیر گروه های جانبی: 73 Ta 2، 8.18، 32.11، 2. 104 Rf 2، 8.18، 32، 32.10، 2، - و در نهایت، تنها پس از پر شدن کامل سطح فعلی با ده الکترون، زیرسطح p بیرونی دوباره پر می شود:
86 Rn 2، 8، 18، 32، 18، 8.
اغلب، ساختار پوسته های الکترونیکی اتم ها با استفاده از سلول های انرژی یا کوانتومی به تصویر کشیده می شود - به اصطلاح فرمول های الکترونیکی گرافیکی نوشته شده است. برای این علامت گذاری، از نماد زیر استفاده می شود: هر سلول کوانتومی توسط سلولی مشخص می شود که مربوط به یک مدار است. هر الکترون با یک فلش مربوط به جهت اسپین نشان داده می شود. هنگام نوشتن یک فرمول الکترونیکی گرافیکی، باید دو قانون را به خاطر بسپارید: اصل پائولی، که طبق آن در یک سلول (اوربیتال) بیش از دو الکترون نمی تواند وجود داشته باشد، اما با اسپین های ضد موازی، و قانون F. Hund که بر اساس آن الکترون ها سلول‌های آزاد (اوربیتال‌ها) را اشغال می‌کنند و در آن قرار دارند.
در پایان، یک بار دیگر نقشه برداری را در نظر بگیرید تنظیمات الکترونیکیاتم های عناصر با توجه به دوره های سیستم D.I. مندلیف. طرح ساختار الکترونیکیاتم ها توزیع الکترون ها را در سراسر لایه های الکترونیکی (سطوح انرژی) نشان می دهند. 
در یک اتم هلیوم، اولین لایه الکترونی کامل است - دارای 2 الکترون است.
هیدروژن و هلیوم عناصر s هستند.
عناصر دوره دوم
برای تمام عناصر دوره دوم، اولین لایه الکترونی پر شده و الکترون ها اوربیتال های e- و p لایه الکترونی دوم را مطابق با اصل کمترین انرژی (اول s- و سپس p) و پائولی و p پر می کنند. قوانین هوند (جدول 2).
در اتم نئون، لایه الکترونی دوم کامل است - 8 الکترون دارد.
جدول 2 ساختار پوسته های الکترونیکی اتم های عناصر دوره دوم
انتهای جدول 2 
Li، Be عناصر b هستند.
B، C، N، O، F، Ne عناصر p هستند.
عناصر دوره سوم
برای اتم های عناصر دوره سوم، لایه های الکترونیکی اول و دوم تکمیل می شوند، بنابراین لایه الکترونیکی سوم پر می شود که در آن الکترون ها می توانند سطوح فرعی 3s، 3p و 3d را اشغال کنند (جدول 3).
جدول 3 ساختار پوسته های الکترونیکی اتم های عناصر دوره سوم
اتم منیزیم مدار الکترونی 3s خود را کامل می کند. Na و Mg عناصر s هستند. 
یک اتم آرگون دارای 8 الکترون در لایه بیرونی خود (لایه الکترونی سوم) است. به عنوان یک لایه بیرونی، کامل است، اما در مجموع در لایه سوم الکترونی، همانطور که می دانید، می تواند 18 الکترون وجود داشته باشد، به این معنی که عناصر دوره سوم دارای اوربیتال های 3 بعدی پر نشده هستند.
همه عناصر از Al تا Ar عناصر p هستند. عناصر s و p زیر گروه های اصلی جدول تناوبی را تشکیل می دهند.
چهارمین لایه الکترونی در اتمهای پتاسیم و کلسیم ظاهر می‌شود و زیرسطح 4s پر می‌شود (جدول 4)، زیرا انرژی کمتری نسبت به سطح فرعی 3d دارد. برای ساده کردن فرمول های الکترونیکی گرافیکی اتم های عناصر دوره چهارم: 1) اجازه دهید فرمول الکترونیکی گرافیکی معمولی آرگون را به صورت زیر نشان دهیم:
Ar;
2) ما سطوح فرعی را که در این اتم ها پر نشده اند به تصویر نخواهیم کشید.
جدول 4 ساختار پوسته های الکترونیکی اتم های عناصر دوره چهارم
عناصر K، Ca - s موجود در زیر گروه های اصلی. در اتم های Sc تا Zn، سومین سطح فرعی پر از الکترون است. این عناصر Zy هستند. آنها در زیر گروه های ثانویه قرار می گیرند، بیرونی ترین لایه الکترونیکی آنها پر شده است و به عنوان عناصر انتقال طبقه بندی می شوند.
به ساختار پوسته های الکترونیکی اتم های کروم و مس توجه کنید. در آنها "شکست" یک الکترون از سطح فرعی 4 تا 3 وجود دارد که با پایداری انرژی بیشتر پیکربندی های الکترونیکی حاصل Zd 5 و Zd 10 توضیح داده می شود: 
در اتم روی، لایه سوم الکترونی کامل است - تمام سطوح فرعی 3s، 3p و 3d در آن پر شده است، در مجموع 18 الکترون.
در عناصر بعد از روی، لایه چهارم الکترونی، زیرسطح 4p، همچنان پر می شود: عناصر از Ga تا Kr، عناصر p هستند. 
اتم کریپتون دارای یک لایه بیرونی (چهارم) است که کامل است و دارای 8 الکترون است. اما در مجموع در لایه چهارم الکترون، همانطور که می دانید، می تواند 32 الکترون وجود داشته باشد. اتم کریپتون هنوز دارای سطوح فرعی 4d و 4f پر نشده است.
برای عناصر دوره پنجم، سطوح فرعی به ترتیب زیر پر می شوند: 5s-> 4d -> 5p. و همچنین استثناهایی در ارتباط با "شکست" الکترون ها در 41 Nb، 42 MO و غیره وجود دارد.
در دوره‌های ششم و هفتم، عناصر ظاهر می‌شوند، یعنی عناصری که به ترتیب زیرسطحهای 4f و 5f سومین لایه الکترونیکی بیرونی پر می‌شوند.
عناصر 4f لانتانید نامیده می شوند.
عناصر 5f اکتینید نامیده می شوند.
ترتیب پر کردن سطوح فرعی الکترونیکی در اتم های عناصر دوره ششم: 55 Сs و 56 عنصر Ва - 6s.
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d element; عناصر 58 Ce - 71 Lu - 4f; عناصر 72 Hf - 80 Hg - 5d. 81 Tl— 86 Rn—6p عناصر. اما در اینجا نیز عناصری وجود دارد که در آنها ترتیب پر کردن اوربیتال های الکترونی "نقض" می شود، که برای مثال، با پایداری انرژی بیشتر سطوح فرعی f نیمه و کاملاً پر شده، یعنی nf 7 و nf 14 همراه است. .
بسته به اینکه آخرین سطح اتم با الکترون ها پر شده باشد، همه عناصر، همانطور که قبلاً فهمیدید، به چهار خانواده یا بلوک الکترونیکی تقسیم می شوند (شکل 7).
1) s-Elements; زیرسطح b سطح بیرونی اتم با الکترون پر شده است. عناصر s شامل هیدروژن، هلیوم و عناصر زیر گروه های اصلی گروه های I و II هستند.
2) عناصر p. زیرسطح p سطح بیرونی اتم با الکترون پر شده است. عناصر p شامل عناصر زیر گروه های اصلی گروه های III-VIII است.
3) عناصر d. زیرسطح d سطح ماقبل خارجی اتم با الکترون پر شده است. عناصر d شامل عناصر زیرگروه‌های ثانویه گروه‌های I-VIII، یعنی عناصر پلاگین دهه‌های دوره‌های بزرگی هستند که بین عناصر s و p قرار دارند. به آنها عناصر انتقالی نیز گفته می شود.
4) عناصر f، زیرسطح f سومین سطح بیرونی اتم با الکترون پر شده است. اینها شامل لانتانیدها و اکتینیدها هستند.
1. اگر اصل پائولی رعایت نمی شد چه اتفاقی می افتاد؟
2. اگر قانون هوند رعایت نمی شد چه اتفاقی می افتاد؟
3. نمودارهای ساختار الکترونیکی، فرمول های الکترونیکی و فرمول های الکترونیکی گرافیکی اتم های عناصر شیمیایی زیر را تهیه کنید: Ca، Fe، Zr، Sn، Nb، Hf، Pa.
4. فرمول الکترونیکی عنصر #110 را با استفاده از نماد گاز نجیب مناسب بنویسید.
5. شیب الکترون چیست؟ مثال هایی از عناصری که این پدیده در آنها مشاهده می شود را ذکر کنید، فرمول های الکترونیکی آنها را بنویسید.
6. وابستگی چگونه تعیین می شود؟ عنصر شیمیاییبه این یا آن خانواده الکترونیکی؟
7. فرمول الکترونیکی و گرافیکی الکترونیکی اتم گوگرد را با هم مقایسه کنید. کدام اطلاعات تکمیلیآخرین فرمول شامل؟
>> شیمی: تنظیمات الکترونیکی اتم های عناصر شیمیایی
فیزیکدان سوئیسی W. Pauli در سال 1925 ثابت کرد که در یک اتم در یک اوربیتال بیش از دو الکترون با اسپین مخالف (ضد موازی) (از انگلیسی به عنوان "اسپیندل" ترجمه شده است) وجود ندارد، یعنی دارای چنین ویژگی هایی است که می تواند به طور متعارف باشد. خود را مانند چرخش یک الکترون به دور محور فرضی خود تصور می کرد: در جهت عقربه های ساعت یا خلاف جهت عقربه های ساعت. این اصل را اصل پائولی می نامند.
اگر یک الکترون در اوربیتال وجود داشته باشد، اگر دو الکترون باشد، آن را جفت نشده می گویند، آنگاه این الکترون های جفتی هستند، یعنی الکترون هایی با اسپین های مخالف.
شکل 5 نموداری از تقسیم سطوح انرژی به سطوح فرعی را نشان می دهد.
همانطور که می دانید اوربیتال s شکل کروی دارد. الکترون اتم هیدروژن (s = 1) در این اوربیتال قرار دارد و جفت نشده است. بنابراین فرمول الکترونیکی یا پیکربندی الکترونیکی آن به صورت زیر نوشته می شود: 1s 1. در فرمول‌های الکترونیکی، تعداد سطح انرژی با عدد قبل از حرف (1 ...)، حرف لاتین نشان‌دهنده سطح فرعی (نوع مدار) و عددی است که در سمت راست بالا نوشته می‌شود. حرف (به عنوان یک توان)، تعداد الکترون ها را در سطح فرعی نشان می دهد.
برای اتم هلیوم He که دارای دو الکترون جفت در یک اوربیتال s است، این فرمول این است: 1s 2.
لایه الکترونی اتم هلیوم کامل و بسیار پایدار است. هلیم یک گاز نجیب است.
در سطح انرژی دوم (n = 2) چهار اوربیتال وجود دارد: یک s و سه p. الکترونهای اوربیتال s سطح دوم (اوربیتالهای 2) انرژی بالاتری دارند، زیرا در فاصله بیشتری از هسته نسبت به الکترونهای اوربیتال 1s (n = 2) قرار دارند.
به طور کلی، برای هر مقدار n یک اوربیتال s وجود دارد، اما با عرضه متناظر انرژی الکترون روی آن و بنابراین با قطر متناظر، با افزایش مقدار n رشد می کند.
P-Orbital به شکل یک دمبل یا یک شکل سه بعدی هشت است. هر سه اوربیتال p در اتم به طور متقابل عمود بر روی مختصات فضایی کشیده شده از طریق هسته اتم قرار دارند. باید بار دیگر تاکید کرد که هر سطح انرژی (لایه الکترونیکی) که از n=2 شروع می شود، دارای سه اوربیتال p است. با افزایش مقدار n، الکترون ها اوربیتال های p را اشغال می کنند که در فواصل زیادی از هسته قرار دارند و در امتداد محورهای x، y، z هدایت می شوند.
برای عناصر دوره دوم (n = 2)، ابتدا یک اوربیتال b و سپس سه اوربیتال p پر می شود. فرمول الکترونیکی 1l: 1s 2 2s 1. الکترون به طور سست‌تری به هسته اتم متصل است، بنابراین اتم لیتیوم می‌تواند به راحتی آن را رها کند (همانطور که به یاد دارید، این فرآیند اکسیداسیون نامیده می‌شود) و به یون Li+ تبدیل می‌شود.
در اتم بریلیم Be 0، الکترون چهارم نیز در مدار 2s قرار دارد: 1s 2 2s 2. دو الکترون بیرونی اتم بریلیم به راحتی جدا می شوند - Be 0 به کاتیون Be 2+ اکسید می شود.
در اتم بور، الکترون پنجم اوربیتال 2p را اشغال می کند: 1s 2 2s 2 2p 1. در مرحله بعد، اتم های C، N، O، E با اوربیتال های 2p پر می شوند که به نئون گاز نجیب ختم می شود: 1s 2 2s 2 2p 6.
برای عناصر دوره سوم، اوربیتال های Sv و Sr به ترتیب پر می شوند. پنج اوربیتال d از سطح سوم آزاد می مانند:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Ёр^Зр6.
گاهی اوقات در نمودارهایی که توزیع الکترون ها در اتم ها را نشان می دهند، فقط تعداد الکترون ها در هر سطح انرژی نشان داده می شود، یعنی بر خلاف فرمول های الکترونیکی کامل ارائه شده در بالا، فرمول های الکترونیکی مختصر اتم های عناصر شیمیایی نوشته می شود.
برای عناصر دوره های بزرگ (چهارم و پنجم)، دو الکترون اول به ترتیب اوربیتال های 4 و 5 را اشغال می کنند: 19 K 2، 8، 8، 1. 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. با شروع از عنصر سوم هر دوره اصلی، ده الکترون بعدی به ترتیب وارد اوربیتال های 3d و 4d قبلی می شوند (برای عناصر زیر گروه های جانبی): 23 V 2, 8, 11، 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2، 8، 18، 13، 2. به عنوان یک قاعده، هنگامی که زیرسطح قبلی d پر می شود، زیرسطح بیرونی (به ترتیب 4p- و 5p) شروع به پر شدن می کند.
برای عناصر دوره های بزرگ - ششمین و هفتمین ناقص - سطوح و سطوح فرعی الکترونیکی معمولاً با الکترون ها پر می شوند: دو الکترون اول به زیرسطح b بیرونی می روند: 56 Va 2، 8، 18، 18، 8، 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; الکترون بعدی (برای Na و Ac) به الکترون قبلی (p-زیرسطح: 57 La 2، 8، 18، 18، 9، 2 و 89 Ac 2، 8، 18، 32، 18، 9، 2.
سپس 14 الکترون بعدی به ترتیب وارد سومین سطح انرژی بیرونی در اوربیتالهای 4f و 5f لانتانیدها و اکتینیدها خواهند شد.
سپس دومین سطح انرژی خارجی (d-sublevel) دوباره شروع به ایجاد می کند: برای عناصر زیر گروه های جانبی: 73 Ta 2، 8.18، 32.11، 2. 104 Rf 2، 8.18، 32، 32.10، 2، - و در نهایت، تنها پس از پر شدن کامل سطح فعلی با ده الکترون، زیرسطح p بیرونی دوباره پر می شود:
86 Rn 2، 8، 18، 32، 18، 8.
اغلب، ساختار پوسته های الکترونیکی اتم ها با استفاده از سلول های انرژی یا کوانتومی به تصویر کشیده می شود - به اصطلاح فرمول های الکترونیکی گرافیکی نوشته شده است. برای این علامت گذاری، از نماد زیر استفاده می شود: هر سلول کوانتومی توسط سلولی مشخص می شود که مربوط به یک مدار است. هر الکترون با یک فلش مربوط به جهت اسپین نشان داده می شود. هنگام نوشتن یک فرمول الکترونیکی گرافیکی، باید دو قانون را به خاطر بسپارید: اصل پائولی، که طبق آن در یک سلول (اوربیتال) بیش از دو الکترون نمی تواند وجود داشته باشد، اما با اسپین های ضد موازی، و قانون F. Hund که بر اساس آن الکترون ها سلول‌های آزاد (اوربیتال‌ها) را اشغال می‌کنند و در آن قرار دارند.
در پایان، اجازه دهید یک بار دیگر نمایش پیکربندی های الکترونیکی اتم های عناصر را با توجه به دوره های سیستم مندلیف در نظر بگیریم. نمودارهای ساختار الکترونیکی اتم ها توزیع الکترون ها را در میان لایه های الکترونیکی (سطوح انرژی) نشان می دهد. 
در یک اتم هلیوم، اولین لایه الکترونی کامل است - دارای 2 الکترون است.
هیدروژن و هلیوم عناصر s هستند.
عناصر دوره دوم
برای تمام عناصر دوره دوم، اولین لایه الکترونی پر شده و الکترون ها اوربیتال های e- و p لایه الکترونی دوم را مطابق با اصل کمترین انرژی (اول s- و سپس p) و پائولی و p پر می کنند. قوانین هوند (جدول 2).
در اتم نئون، لایه الکترونی دوم کامل است - دارای 8 الکترون است.
جدول 2 ساختار پوسته های الکترونیکی اتم های عناصر دوره دوم
انتهای جدول 2 
Li، Be - عناصر b.
B، C، N، O، F، Ne عناصر p هستند.
عناصر دوره سوم
برای اتم های عناصر دوره سوم، لایه های الکترونیکی اول و دوم تکمیل می شوند، بنابراین لایه الکترونیکی سوم پر می شود که در آن الکترون ها می توانند سطوح فرعی 3s، 3p و 3d را اشغال کنند (جدول 3).
جدول 3 ساختار پوسته های الکترونیکی اتم های عناصر دوره سوم
اتم منیزیم مدار الکترونی 3s خود را کامل می کند. عناصر Na و Mg-s. 
یک اتم آرگون دارای 8 الکترون در لایه بیرونی خود (لایه الکترونی سوم) است. به عنوان یک لایه بیرونی، کامل است، اما در مجموع در لایه سوم الکترونی، همانطور که می دانید، می تواند 18 الکترون وجود داشته باشد، به این معنی که عناصر دوره سوم دارای اوربیتال های 3 بعدی پر نشده هستند.
همه عناصر از Al تا Ar عناصر p هستند. عناصر s و p زیر گروه های اصلی جدول تناوبی را تشکیل می دهند.
چهارمین لایه الکترونی در اتمهای پتاسیم و کلسیم ظاهر می‌شود و زیرسطح 4s پر می‌شود (جدول 4)، زیرا انرژی کمتری نسبت به سطح فرعی 3d دارد. برای ساده کردن فرمول های الکترونیکی گرافیکی اتم های عناصر دوره چهارم: 1) اجازه دهید فرمول الکترونیکی گرافیکی معمولی آرگون را به صورت زیر نشان دهیم:
Ar;
2) ما سطوح فرعی را که در این اتم ها پر نشده اند به تصویر نخواهیم کشید.
جدول 4 ساختار پوسته های الکترونیکی اتم های عناصر دوره چهارم
عناصر K، Ca - s موجود در زیر گروه های اصلی. در اتم های Sc تا Zn، سومین سطح فرعی پر از الکترون است. این عناصر Zy هستند. آنها در زیر گروه های ثانویه قرار می گیرند، بیرونی ترین لایه الکترونیکی آنها پر شده است و به عنوان عناصر انتقال طبقه بندی می شوند.
به ساختار پوسته های الکترونیکی اتم های کروم و مس توجه کنید. در آنها "شکست" یک الکترون از سطح فرعی 4 تا 3 وجود دارد که با پایداری انرژی بیشتر پیکربندی های الکترونیکی حاصل Zd 5 و Zd 10 توضیح داده می شود: 
در اتم روی، سومین لایه الکترونی کامل است - تمام سطوح فرعی 3s، 3p و 3d در آن پر شده اند، در مجموع 18 الکترون دارند.
در عناصر بعد از روی، چهارمین لایه الکترونی، زیرسطح 4p، همچنان پر می شود: عناصر از Ga تا Kr، عناصر p هستند. 
اتم کریپتون دارای یک لایه بیرونی (چهارم) است که کامل است و دارای 8 الکترون است. اما در مجموع در لایه چهارم الکترون، همانطور که می دانید، می تواند 32 الکترون وجود داشته باشد. اتم کریپتون هنوز دارای سطوح فرعی 4d و 4f پر نشده است.
برای عناصر دوره پنجم، سطوح فرعی به ترتیب زیر پر می شوند: 5s-> 4d -> 5p. و همچنین استثناهایی در ارتباط با "شکست" الکترون ها در 41 Nb، 42 MO و غیره وجود دارد.
در دوره‌های ششم و هفتم، عناصر ظاهر می‌شوند، یعنی عناصری که به ترتیب زیرسطحهای 4f و 5f سومین لایه الکترونیکی بیرونی پر می‌شوند.
عناصر 4f لانتانید نامیده می شوند.
عناصر 5f اکتینید نامیده می شوند.
ترتیب پر کردن سطوح فرعی الکترونیکی در اتم های عناصر دوره ششم: 55 Сs و 56 عنصر Ва - 6s.
57 La... 6s 2 5d 1 - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - عناصر 4f; 72 Hf - 80 Hg - عناصر 5d. 81 Tl- 86 Rn - 6p-عناصر. اما در اینجا نیز عناصری وجود دارد که در آنها ترتیب پر کردن اوربیتال های الکترونی "نقض" می شود، که برای مثال، با پایداری انرژی بیشتر سطوح فرعی f نیمه و کاملاً پر شده، یعنی nf 7 و nf 14 همراه است. .
بسته به اینکه آخرین سطح اتم با الکترون ها پر شده باشد، همه عناصر، همانطور که قبلاً فهمیدید، به چهار خانواده یا بلوک الکترونیکی تقسیم می شوند (شکل 7).
1) s-Elements; زیرسطح b سطح بیرونی اتم با الکترون پر شده است. عناصر s شامل هیدروژن، هلیوم و عناصر زیر گروه های اصلی گروه های I و II هستند.
2) عناصر p. زیرسطح p سطح بیرونی اتم با الکترون پر شده است. عناصر p شامل عناصر زیر گروه های اصلی گروه های III-VIII است.
3) عناصر d. زیرسطح d سطح ماقبل خارجی اتم با الکترون پر شده است. عناصر d شامل عناصر زیرگروه‌های ثانویه گروه‌های I-VIII، یعنی عناصر پلاگین دهه‌های دوره‌های بزرگی هستند که بین عناصر s و p قرار دارند. به آنها عناصر انتقالی نیز گفته می شود.
4) عناصر f، زیرسطح f سومین سطح بیرونی اتم با الکترون پر شده است. اینها شامل لانتانیدها و اکتینیدها هستند.
1. اگر اصل پائولی رعایت نمی شد چه اتفاقی می افتاد؟
2. اگر قانون هوند رعایت نمی شد چه اتفاقی می افتاد؟
3. نمودارهای ساختار الکترونیکی، فرمول های الکترونیکی و فرمول های الکترونیکی گرافیکی اتم های عناصر شیمیایی زیر را تهیه کنید: Ca، Fe، Zr، Sn، Nb، Hf، Pa.
4. فرمول الکترونیکی عنصر #110 را با استفاده از نماد گاز نجیب مناسب بنویسید.
محتوای درس یادداشت های درسیفن آوری های تعاملی روش های شتاب ارائه درس فریم پشتیبانی می کند تمرین کارها و تمرینات کارگاه های خودآزمایی، آموزش ها، موارد، کوئست ها سوالات بحث تکلیف سوالات بلاغی از دانش آموزان تصاویر صوتی، کلیپ های ویدئویی و چند رسانه ایعکس، عکس، گرافیک، جداول، نمودار، طنز، حکایت، جوک، کمیک، تمثیل، گفته ها، جدول کلمات متقاطع، نقل قول افزونه ها چکیده هاترفندهای مقاله برای گهواره های کنجکاو کتاب های درسی پایه و فرهنگ لغت اضافی اصطلاحات دیگر بهبود کتب درسی و دروستصحیح اشتباهات کتاب درسیبه روز رسانی یک قطعه در کتاب درسی، عناصر نوآوری در درس، جایگزینی دانش منسوخ شده با دانش جدید فقط برای معلمان درس های کامل طرح تقویمبرای یک سال دستورالعمل هابرنامه های بحث و گفتگو دروس تلفیقیمواد شیمیایی چیزی هستند که دنیای اطراف ما از آن ساخته شده است.
خواص هر ماده شیمیایی به دو نوع تقسیم می شود: شیمیایی، که مشخصه توانایی آن در تشکیل مواد دیگر است، و فیزیکی، که به طور عینی مشاهده می شوند و می توان آنها را جدا از تبدیلات شیمیایی در نظر گرفت. به عنوان مثال، خواص فیزیکی یک ماده عبارتند از: حالت تجمع آن (جامد، مایع یا گاز)، هدایت حرارتی، ظرفیت گرمایی، حلالیت در محیط های مختلف (آب، الکل و غیره)، چگالی، رنگ، طعم و غیره.
دگرگونی برخی مواد شیمیاییدر مواد دیگر پدیده های شیمیایی یا واکنش های شیمیایی نامیده می شوند. لازم به ذکر است که پدیده های فیزیکی نیز وجود دارد که آشکارا با تغییراتی در برخی همراه است مشخصات فیزیکیمواد بدون اینکه به مواد دیگر تبدیل شوند. به عنوان مثال، پدیده های فیزیکی شامل ذوب شدن یخ، انجماد یا تبخیر آب و غیره است.
اینکه یک پدیده شیمیایی در طی هر فرآیندی رخ می دهد را می توان با مشاهده نتیجه گرفت ویژگی های مشخصه واکنش های شیمیاییمانند تغییر رنگ، رسوب، تکامل گاز، گرما و/یا نور.
به عنوان مثال، با مشاهده موارد زیر می توان در مورد وقوع واکنش های شیمیایی نتیجه گیری کرد:
تشکیل رسوب هنگام جوشاندن آب که در زندگی روزمره رسوب نامیده می شود.
انتشار گرما و نور هنگام سوختن آتش؛
تغییر رنگ یک برش سیب تازه در هوا؛
ایجاد حباب های گاز در حین تخمیر خمیر و غیره.
کوچکترین ذرات یک ماده که در طی واکنشهای شیمیایی عملاً هیچ تغییری نمی کنند، بلکه فقط به روشی جدید با یکدیگر متصل می شوند، اتم نامیده می شوند.
خود ایده وجود چنین واحدهای ماده در ابتدا بوجود آمد یونان باستاندر ذهن فیلسوفان باستان، که در واقع منشأ اصطلاح "اتم" را توضیح می دهد، زیرا "اتوموس" به معنای واقعی کلمه از یونانی به معنای "تقسیم ناپذیر" ترجمه شده است.
با این حال، برخلاف تصور فیلسوفان یونان باستان، اتم ها حداقل مطلق ماده نیستند، یعنی. آنها خود ساختار پیچیده ای دارند.
هر اتم از ذرات به اصطلاح زیر اتمی - پروتون، نوترون و الکترون تشکیل شده است که به ترتیب با نمادهای p +، n o و e - مشخص می شوند. بالانویس در نماد استفاده شده نشان می دهد که پروتون دارای بار واحد مثبت، الکترون دارای بار واحد منفی و نوترون بدون بار است.
در مورد ساختار کیفی یک اتم، در هر اتم تمام پروتون ها و نوترون ها در هسته به اصطلاح متمرکز شده اند، که الکترون ها در اطراف آن یک پوسته الکترونی تشکیل می دهند.
جرم پروتون و نوترون تقریباً یکسان است. m p ≈ m n، و جرم یک الکترون تقریبا 2000 برابر کمتر از جرم هر یک از آنها است، یعنی. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.
از آنجایی که خاصیت اساسی یک اتم خنثی بودن الکتریکی آن است و بار یک الکترون برابر با بار یک پروتون است، از اینجا می‌توان نتیجه گرفت که تعداد الکترونهای هر اتم برابر با تعداد پروتون‌ها است.
به عنوان مثال، جدول زیر ترکیب احتمالی اتم ها را نشان می دهد:
نوع اتم هایی با بار هسته ای یکسان، یعنی. با همان تعداد پروتون در هسته آنها عنصر شیمیایی نامیده می شود. بنابراین، از جدول بالا می توان نتیجه گرفت که اتم 1 و اتم 2 به یک عنصر شیمیایی و اتم 3 و اتم 4 متعلق به یک عنصر شیمیایی دیگر هستند.
هر عنصر شیمیایی نام و نماد خاص خود را دارد که به روش خاصی خوانده می شود. بنابراین، به عنوان مثال، ساده ترین عنصر شیمیایی که اتم های آن تنها حاوی یک پروتون در هسته است، "هیدروژن" نامیده می شود و با نماد "H" که به عنوان "خاکستر" خوانده می شود، نشان داده می شود و یک عنصر شیمیایی با یک بار هسته ای +7 (یعنی حاوی 7 پروتون) - "نیتروژن" دارای نماد "N" است که به عنوان "en" خوانده می شود.
همانطور که از جدول بالا می بینید، اتم های یک عنصر شیمیایی می توانند در تعداد نوترون های هسته شان متفاوت باشند.
اتم هایی که متعلق به یک عنصر شیمیایی هستند، اما تعداد نوترون ها و در نتیجه جرم متفاوتی دارند، ایزوتوپ نامیده می شوند.
به عنوان مثال، عنصر شیمیایی هیدروژن دارای سه ایزوتوپ است - 1 H، 2 H و 3 H. شاخص های 1، 2 و 3 بالای نماد H به معنای تعداد کل نوترون ها و پروتون ها هستند. آن ها با دانستن اینکه هیدروژن یک عنصر شیمیایی است که با این واقعیت مشخص می شود که در هسته اتم های آن یک پروتون وجود دارد، می توانیم نتیجه بگیریم که در ایزوتوپ 1H اصلا نوترون وجود ندارد (1-1 = 0). ایزوتوپ 2H - 1 نوترون (2-1=1) و در ایزوتوپ 3H - دو نوترون (3-1=2). از آنجایی که همانطور که قبلا ذکر شد، نوترون و پروتون دارای جرم یکسانی هستند و جرم الکترون در مقایسه با آنها ناچیز است، به این معنی است که ایزوتوپ 2H تقریباً دو برابر سنگین تر از ایزوتوپ 1H است و ایزوتوپ 3 ایزوتوپ H حتی سه برابر سنگین تر است. به دلیل پراکندگی زیاد در توده های ایزوتوپ های هیدروژن، ایزوتوپ های 2 H و 3 H حتی نام ها و نمادهای جداگانه ای داشتند که برای هیچ عنصر شیمیایی دیگر معمول نیست. ایزوتوپ 2H دوتریوم نام گرفت و نماد D و ایزوتوپ 3H نام تریتیوم و نماد T داده شد.
اگر جرم پروتون و نوترون را یکی بگیریم و جرم الکترون را نادیده بگیریم، در واقع شاخص بالا سمت چپ، علاوه بر تعداد کل پروتون ها و نوترون های اتم، جرم آن را نیز می توان در نظر گرفت. این شاخص نامیده می شود عدد جرمیو با نماد A مشخص می شوند. از آنجایی که پروتون ها مسئول بار هسته هر اتمی هستند و بار هر پروتون به طور معمول برابر با 1+ در نظر گرفته می شود، تعداد پروتون های هسته را عدد بار (Z) می نامند. ). با نشان دادن تعداد نوترون های یک اتم به صورت N، رابطه بین عدد جرمی، تعداد بار و تعداد نوترون ها را می توان به صورت ریاضی بیان کرد:
بر اساس مفاهیم مدرن، الکترون ماهیت دوگانه (ذره-موج) دارد. هم خواص ذره و هم موج را دارد. مانند یک ذره، یک الکترون دارای جرم و بار است، اما در عین حال، جریان الکترون ها، مانند یک موج، با توانایی پراش مشخص می شود.
برای توصیف حالت الکترون در اتم از مفاهیم مکانیک کوانتومی استفاده می شود که بر اساس آن الکترون مسیر حرکت خاصی ندارد و می تواند در هر نقطه ای از فضا قرار گیرد اما با احتمالات مختلف.
ناحیه ای از فضای اطراف هسته که در آن احتمال یافتن الکترون بیشتر است، اوربیتال اتمی نامیده می شود.
یک اوربیتال اتمی می تواند داشته باشد اشکال مختلف، اندازه و جهت. به اوربیتال اتمی ابر الکترونی نیز گفته می شود.
از نظر گرافیکی، یک اوربیتال اتمی معمولاً به عنوان یک سلول مربع نشان داده می شود:
مکانیک کوانتومی دارای یک دستگاه ریاضی بسیار پیچیده است، بنابراین، در چارچوب یک درس شیمی مدرسه، تنها پیامدهای نظریه مکانیک کوانتومی در نظر گرفته می شود.
با توجه به این پیامدها، هر اوربیتال اتمی و الکترون واقع در آن کاملاً با 4 عدد کوانتومی مشخص می شود.
- عدد کوانتومی اصلی، n، انرژی کل یک الکترون را در یک اوربیتال معین تعیین می کند. محدوده مقادیر عدد کوانتومی اصلی - همه اعداد صحیح، یعنی n = 1،2،3،4، 5 و غیره
- عدد کوانتومی مداری - l - شکل اوربیتال اتمی را مشخص می کند و می تواند هر عدد صحیحی را از 0 تا n-1 بگیرد، جایی که n، یادآوری، عدد کوانتومی اصلی است.
اوربیتال هایی با l = 0 نامیده می شوند س-اوربیتال ها. s-اوربیتال ها کروی شکل هستند و هیچ جهتی در فضا ندارند:
اوربیتال هایی با l = 1 نامیده می شوند پ-اوربیتال ها. این اوربیتال ها به شکل یک شکل سه بعدی هشت هستند، یعنی. شکلی که با چرخاندن شکل هشت به دور یک محور تقارن به دست می آید و از نظر ظاهری شبیه یک دمبل است:
اوربیتال هایی با l = 2 نامیده می شوند د-اوربیتال ها، و با l = 3 - f-اوربیتال ها. ساختار آنها بسیار پیچیده تر است.
3) عدد کوانتومی مغناطیسی - m l - جهت گیری فضایی یک اوربیتال اتمی خاص را تعیین می کند و طرح ریزی تکانه زاویه ای مداری را بر روی جهت بیان می کند. میدان مغناطیسی. عدد کوانتومی مغناطیسی ml مربوط به جهت اوربیتال نسبت به جهت بردار قدرت میدان مغناطیسی خارجی است و می تواند هر مقدار صحیحی را از -l تا +l بگیرد، از جمله 0، به عنوان مثال. جمع مقادیر ممکنبرابر است (2l+1). بنابراین، برای مثال، برای l = 0 m l = 0 (یک مقدار)، برای l = 1 m l = -1، 0، +1 (سه مقدار)، برای l = 2 m l = -2، -1، 0، + 1، +2 (پنج مقدار عدد کوانتومی مغناطیسی) و غیره.
بنابراین، برای مثال، اوربیتال های p، i.e. اوربیتال هایی با عدد کوانتومی مداری l = 1، که به شکل "شکل سه بعدی هشت" هستند، با سه مقدار از عدد کوانتومی مغناطیسی (-1، 0، +1) مطابقت دارند که به نوبه خود با سه جهت عمود بر یکدیگر در فضا.
4) عدد کوانتومی اسپین (یا به سادگی اسپین) - m s - می تواند به طور معمول مسئول جهت چرخش الکترون در اتم در نظر گرفته شود. الکترون های با اسپین های مختلف با فلش های عمودی که در جهت های مختلف هدایت می شوند نشان داده می شوند: ↓ و .
مجموعه تمام اوربیتالهای یک اتم که عدد کوانتومی اصلی یکسانی دارند، سطح انرژی یا پوسته الکترونی نامیده می‌شوند. هر سطح انرژی دلخواه با مقداری n از n 2 اوربیتال تشکیل شده است.
مجموعه ای از اوربیتال ها با مقادیر یکسان عدد کوانتومی اصلی و عدد کوانتومی مداری یک سطح فرعی انرژی را نشان می دهد.
هر سطح انرژی که مربوط به عدد کوانتومی اصلی n است، حاوی n سطح فرعی است. به نوبه خود، هر زیرسطح انرژی با عدد کوانتومی مداری l از (2l+1) اوربیتال تشکیل شده است. بنابراین، سطح فرعی s از یک اوربیتال s، سطح فرعی p از سه اوربیتال p، زیرسطح d از پنج اوربیتال d و زیرسطح f از هفت اوربیتال f تشکیل شده است. همانطور که قبلاً ذکر شد، یک اوربیتال اتمی اغلب با یک سلول مربعی نشان داده می شود، زیرسطح های s-، p-، d- و f را می توان به صورت گرافیکی به صورت زیر نشان داد:
هر اوربیتال مربوط به یک مجموعه کاملاً تعریف شده از سه عدد کوانتومی n، l و m l است.
توزیع الکترون ها در بین اوربیتال ها پیکربندی الکترون نامیده می شود.
پر شدن اوربیتال های اتمی با الکترون مطابق با سه شرط انجام می شود:
- اصل حداقل انرژی: الکترون ها اوربیتال ها را از پایین ترین سطح انرژی پر می کنند. ترتیب سطوح فرعی به ترتیب افزایش انرژی آنها به شرح زیر است: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
برای سهولت به خاطر سپردن این توالی پر کردن سطوح فرعی الکترونیکی، تصویر گرافیکی زیر بسیار راحت است:
- اصل پائولی: هر اوربیتال نمی تواند بیش از دو الکترون داشته باشد.
اگر در یک اوربیتال یک الکترون وجود داشته باشد، آن را جفت نشده و اگر دو عدد باشد، جفت الکترون نامیده می شود.
- قانون هوند: پایدارترین حالت یک اتم حالتی است که در آن در یک سطح فرعی، اتم حداکثر تعداد ممکن الکترون های جفت نشده را داشته باشد. این پایدارترین حالت اتم، حالت پایه نامیده می شود.
در واقع، موارد فوق به این معنی است که برای مثال، قرار دادن الکترون های 1، 2، 3 و 4 در سه اوربیتال سطح فرعی p به صورت زیر انجام می شود:
پرکردن اوربیتال های اتمی از هیدروژن که دارای عدد بار 1 است تا کریپتون (Kr) با عدد بار 36 به صورت زیر انجام می شود:
چنین نمایشی از ترتیب پر شدن اوربیتال های اتمی، نمودار انرژی نامیده می شود. بر اساس نمودارهای الکترونیکی عناصر منفرد، می توان فرمول های الکترونیکی (پیکربندی) آنها را یادداشت کرد. بنابراین، برای مثال، عنصری با 15 پروتون و در نتیجه، 15 الکترون، یعنی. فسفر (P) دارای نمودار انرژی زیر است:
هنگامی که به فرمول الکترونیکی تبدیل می شود، اتم فسفر به شکل زیر در می آید:
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
اعداد اندازه نرمال در سمت چپ نماد تراز فرعی، عدد سطح انرژی را نشان می‌دهند، و اعداد بالای سمت راست نماد سطح فرعی، تعداد الکترون‌ها را در زیرسطح مربوطه نشان می‌دهند.
در زیر فرمول های الکترونیکی 36 عنصر اول جدول تناوبی توسط D.I. مندلیف.
| دوره زمانی | مورد شماره. | سمبل | نام | فرمول الکترونیکی |
| من | 1 | اچ | هیدروژن | 1s 1 |
| 2 | او | هلیوم | 1s 2 | |
| II | 3 | لی | لیتیوم | 1s 2 2s 1 |
| 4 | بودن | بریلیم | 1s 2 2s 2 | |
| 5 | ب | بور | 1s 2 2s 2 2p 1 | |
| 6 | سی | کربن | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | ن | نیتروژن | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | O | اکسیژن | 1s 2 2s 2 2p 4 | |
| 9 | اف | فلوئور | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Ne | نئون | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | Na | سدیم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | منیزیم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | ال | آلومینیوم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | سی | سیلیکون | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | پ | فسفر | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | اس | گوگرد | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | کلر | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | آر | آرگون | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | ک | پتاسیم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | حدود | کلسیم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | اسکاندیم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ti | تیتانیوم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | V | وانادیم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Cr | کروم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 در اینجا ما پرش یک الکترون را با سبر دزیرسطح | |
| 25 | منگنز | منگنز | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | اهن | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | شرکت | کبالت | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | نی | نیکل | 1s 2 2 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | مس | فلز مس | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 در اینجا ما پرش یک الکترون را با سبر دزیرسطح | |
| 30 | روی | فلز روی | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | GA | گالیوم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | GE | ژرمانیوم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | مانند | آرسنیک | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | ببینید | سلنیوم | 1s 2 2 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4 p 4 | |
| 35 | برادر | برم | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Kr | کریپتون | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
همانطور که قبلا ذکر شد، الکترون ها در اوربیتال های اتمی در حالت پایه خود بر اساس اصل حداقل انرژی قرار دارند. با این حال، در حضور اوربیتال های خالی p در حالت پایه اتم، اغلب با دادن انرژی اضافی به آن، اتم را می توان به حالت به اصطلاح برانگیخته منتقل کرد. به عنوان مثال، یک اتم بور در حالت پایه خود دارای یک پیکربندی الکترونیکی و یک نمودار انرژی به شکل زیر است:
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
و در حالت برانگیخته (*)، یعنی. هنگامی که مقداری انرژی به یک اتم بور داده می شود، پیکربندی الکترونی و نمودار انرژی آن به شکل زیر خواهد بود:
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
بسته به اینکه کدام سطح فرعی در اتم آخرین پر شده باشد، عناصر شیمیایی به s، p، d یا f تقسیم می شوند.
یافتن عناصر s، p، d و f در جدول D.I. مندلیف:
- عناصر s آخرین سطح فرعی s را دارند که باید پر شوند. این عناصر شامل عناصر زیرگروه اصلی (در سمت چپ سلول جدول) گروه های I و II هستند.
- برای عناصر p، زیرسطح p پر شده است. عناصر p شامل شش عنصر آخر هر دوره به جز اول و هفتم و همچنین عناصر زیرگروه اصلی گروه III-VIII است.
- عناصر d در دوره های بزرگ بین عناصر s و p قرار می گیرند.
- عناصر f لانتانیدها و اکتینیدها نامیده می شوند. آنها در پایین جدول D.I. مندلیف.
6.6. ویژگی های ساختار الکترونیکی اتم های کروم، مس و برخی عناصر دیگر
اگر به ضمیمه 4 با دقت نگاه کنید، احتمالا متوجه شده اید که برای اتم های برخی عناصر، توالی پر شدن اوربیتال ها با الکترون مختل شده است. گاهی اوقات این تخلفات "استثنا" نامیده می شود ، اما اینطور نیست - هیچ استثنایی در قوانین طبیعت وجود ندارد!
اولین عنصر مبتلا به این اختلال کروم است. بیایید نگاهی دقیق تر به ساختار الکترونیکی آن بیندازیم (شکل 6.16 آ). اتم کروم دارای 4 است س- آنطور که انتظار می رود دو سطح فرعی وجود ندارد، بلکه فقط یک الکترون وجود دارد. اما در 3 د-سطح فرعی دارای پنج الکترون است اما این سطح فرعی بعد از 4 پر می شود س-sublevel (نگاه کنید به شکل 6.4). برای درک اینکه چرا این اتفاق می افتد، بیایید ببینیم که ابرهای الکترونی 3 هستند دزیرسطح این اتم
هر کدام از پنج 3 د-ابرها در این حالت توسط یک الکترون تشکیل می شوند. همانطور که قبلاً از بند 4 این فصل می دانید، کل ابر الکترونی این پنج الکترون دارای شکل کروی، یا، به قول آنها، کروی متقارن است. با توجه به ماهیت توزیع چگالی الکترون در جهات مختلف، مشابه 1 است س-EO. انرژی سطح فرعی که الکترونهای آن چنین ابری را تشکیل می‌دهند کمتر از یک ابر کم‌متقارن است. در این حالت انرژی مداری 3 است د-سطح فرعی برابر با انرژی 4 است س-اوربیتال ها وقتی تقارن شکسته می شود، مثلاً وقتی الکترون ششم ظاهر می شود، انرژی اوربیتال ها 3 است. د-سطح فرعی دوباره از انرژی 4 بزرگتر می شود س-اوربیتال ها بنابراین، اتم منگنز دوباره دارای الکترون دوم در 4 است س-AO.
ابر کلی هر سطح فرعی، پر از الکترون به صورت نیمه یا کامل، دارای تقارن کروی است. کاهش انرژی در این موارد ماهیتی کلی دارد و به نیمی یا کامل بودن هر یک از سطوح فرعی با الکترون ها بستگی ندارد. و اگر چنین است، پس باید به دنبال نقض بعدی در اتمی باشیم که نهمین در لایه الکترونی آن آخرین "می رسد" د-الکترون در واقع اتم مس 3 دارد د-سطح فرعی دارای 10 الکترون و 4 س- فقط یک سطح فرعی (شکل 6.16 ب).
کاهش انرژی اوربیتال های یک سطح فرعی کاملاً یا نیمه پر باعث ایجاد تعدادی پدیده شیمیایی مهم می شود که با برخی از آنها آشنا خواهید شد.
6.7. الکترون ها، اوربیتال ها و سطوح فرعی بیرونی و ظرفیتی
در شیمی، به عنوان یک قاعده، خواص اتم های جدا شده مورد مطالعه قرار نمی گیرد، زیرا تقریباً همه اتم ها، هنگامی که بخشی از مواد مختلف هستند، پیوندهای شیمیایی تشکیل می دهند. پیوندهای شیمیایی از برهمکنش لایه های الکترونی اتم ها تشکیل می شوند. برای همه اتم ها (به جز هیدروژن)، همه الکترون ها در تشکیل پیوندهای شیمیایی شرکت نمی کنند: بور دارای سه الکترون از پنج الکترون، کربن دارای چهار الکترون از شش، و، برای مثال، باریم دارای دو الکترون از پنجاه و شش است. این الکترون های "فعال" نامیده می شوند الکترون های ظرفیت.
الکترون های ظرفیت گاهی اوقات با خارجیالکترون ها، اما این یک چیز نیست.
ابرهای الکترونیکی الکترونهای بیرونی دارای حداکثر شعاع (و حداکثر مقدار عدد کوانتومی اصلی) هستند.
این الکترون های بیرونی هستند که در وهله اول در تشکیل پیوندها شرکت می کنند، البته فقط به این دلیل که وقتی اتم ها به یکدیگر نزدیک می شوند، ابرهای الکترونی تشکیل شده توسط این الکترون ها اول از همه با هم تماس پیدا می کنند. اما همراه با آنها، برخی از الکترون ها نیز می توانند در تشکیل یک پیوند شرکت کنند. پیش خارجیلایه (ماقبل آخر)، اما فقط در صورتی که انرژی آنها خیلی متفاوت از انرژی الکترون های بیرونی نباشد. هر دو الکترون یک اتم الکترون های ظرفیتی هستند. (در لانتانیدها و اکتینیدها، حتی برخی از الکترون های بیرونی ظرفیتی دارند)
انرژی الکترون های ظرفیتی بسیار بیشتر از انرژی سایر الکترون های اتم است و الکترون های ظرفیت به طور قابل توجهی از نظر انرژی با یکدیگر تفاوت دارند.
الکترونهای بیرونی همیشه الکترونهای ظرفیتی هستند فقط در صورتی که اتم اصلاً بتواند پیوندهای شیمیایی تشکیل دهد. بنابراین، هر دو الکترون اتم هلیوم خارجی هستند، اما نمی توان آنها را ظرفیت نامید، زیرا اتم هلیوم به هیچ وجه پیوند شیمیایی تشکیل نمی دهد.
الکترون های ظرفیت اشغال می کنند اوربیتال های ظرفیتی، که به نوبه خود شکل می گیرند زیرسطوح ظرفیت.
به عنوان مثال، یک اتم آهن را در نظر بگیرید که پیکربندی الکترونیکی آن در شکل نشان داده شده است. 6.17. از الکترون های یک اتم آهن، حداکثر عدد کوانتومی اصلی ( n= 4) فقط دو عدد 4 دارند س-الکترون در نتیجه، آنها الکترون های بیرونی این اتم هستند. اوربیتال های بیرونی اتم آهن همه اوربیتال های با n= 4، و سطوح فرعی بیرونی همه سطوح فرعی هستند که توسط این اوربیتال ها تشکیل شده اند، یعنی 4 س-,
4پ-, 4د- و 4 f-EPU
الکترون های بیرونی همیشه الکترون های ظرفیتی هستند، بنابراین 4 س-الکترون های اتم آهن الکترون های ظرفیتی هستند. و اگر چنین است، پس 3 د-الکترون هایی با انرژی کمی بالاتر نیز الکترون های ظرفیتی خواهند بود. در سطح خارجی اتم آهن، علاوه بر 4 پر شده است س-AO هنوز 4 رایگان وجود دارد پ-, 4د- و 4 f-AO. همه آنها خارجی هستند، اما تنها 4 مورد از آنها ظرفیت هستند آر-AO، از آنجایی که انرژی اوربیتال های باقی مانده بسیار بیشتر است و ظهور الکترون ها در این اوربیتال ها برای اتم آهن مفید نیست.
بنابراین، اتم آهن
سطح الکترونیکی خارجی - چهارم،
سطوح فرعی خارجی - 4 س-, 4پ-, 4د- و 4 f-EPU،
اوربیتال های بیرونی - 4 س-, 4پ-, 4د- و 4 f-AO،
الکترون بیرونی - دو 4 س-الکترون (4 س 2),
لایه الکترونیکی بیرونی - چهارم،
ابر الکترونی خارجی - 4 س-EO
سطوح فرعی ظرفیت - 4 س-, 4پ-، و 3 د-EPU،
اوربیتال های ظرفیتی - 4 س-, 4پ-، و 3 د-AO،
الکترون ظرفیت - دو 4 س-الکترون (4 س 2) و شش 3 د-الکترون ها (3 د 6).
سطوح فرعی ظرفیت می توانند به طور جزئی یا کامل با الکترون پر شوند، یا می توانند کاملا آزاد باقی بمانند. با افزایش بار هسته ای، مقادیر انرژی تمام سطوح فرعی کاهش می یابد، اما به دلیل برهمکنش الکترون ها با یکدیگر، انرژی سطوح فرعی مختلف در "سرعت های" مختلف کاهش می یابد. انرژی کاملا پر شده است د- و f-سطوح فرعی آنقدر کاهش می یابد که دیگر ظرفیتی نیستند.
به عنوان مثال، اتم های تیتانیوم و آرسنیک را در نظر بگیرید (شکل 6.18).
در مورد اتم تیتانیوم 3 د-EPU فقط تا حدی با الکترون پر شده است و انرژی آن بیشتر از انرژی 4 است س-EPU و 3 د-الکترون ها ظرفیت هستند. اتم آرسنیک 3 دارد د-EPU به طور کامل با الکترون پر شده است و انرژی آن به طور قابل توجهی کمتر از انرژی 4 است س-EPU، و بنابراین 3 د-الکترون ها ظرفیت نیستند.
در مثال های ارائه شده، تحلیل کردیم پیکربندی الکترون ظرفیتاتم های تیتانیوم و آرسنیک
پیکربندی الکترونیکی ظرفیت یک اتم به صورت تصویر شده است فرمول الکترون ظرفیتی، یا به شکل نمودار انرژی سطوح فرعی ظرفیت.
الکترونهای والانس، الکترونهای خارجی، والانس EPU، والنس AO، پیکربندی الکترون ظرفیت یک اتم، فرمول الکترون ظرفیت، نمودار زیرسطحهای والانس.
1. در نمودارهای انرژی که تهیه کرده اید و در فرمول های الکترونیکی کامل اتم های Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar الکترون های بیرونی و ظرفیتی را نشان دهید. فرمول های الکترونیکی ظرفیت این اتم ها را بنویسید. در نمودارهای انرژی، قسمت های مربوط به نمودار انرژی سطوح فرعی ظرفیت را برجسته کنید.
2. تنظیمات الکترونیکی اتم ها چه مشترکاتی دارند: الف) Li و Na، B و Al، O و S، Ne و Ar. ب) Zn و Mg، Sc و Al، Cr و S، Ti و Si. ج) H و He، Li و O، K و Kr، Sc و Ga. چه تفاوت هایی با هم دارند
3. چند سطح فرعی ظرفیت در لایه الکترونی اتم هر عنصر وجود دارد: الف) هیدروژن، هلیوم و لیتیوم، ب) نیتروژن، سدیم و گوگرد، ج) پتاسیم، کبالت و ژرمانیوم.
4. الف) بور، ب) فلوئور، ج) اتم سدیم چند اوربیتال ظرفیتی به طور کامل پر شده است؟
5. یک اتم دارای چند اوربیتال با الکترون جفت نشده است: الف) بور، ب) فلوئور، ج) آهن.
6. اتم منگنز چند اوربیتال بیرونی آزاد دارد؟ چند ظرفیت آزاد؟
7. برای درس بعدی، یک نوار کاغذ به عرض 20 میلی متر آماده کنید، آن را به سلول هایی (20 × 20 میلی متر) تقسیم کنید و یک سری عناصر طبیعی (از هیدروژن تا میتنریوم) را روی این نوار اعمال کنید.
8. همانطور که در شکل نشان داده شده است، در هر سلول، نماد عنصر، عدد اتمی و فرمول الکترون ظرفیت آن را قرار دهید. 6.19 (از پیوست 4 استفاده کنید).
6.8. سیستم سازی اتم ها بر اساس ساختار لایه های الکترونی آنها
سیستم سازی عناصر شیمیایی بر اساس سری طبیعی عناصر است
و اصل شباهت لایه های الکترونیاتم های آنها
شما قبلاً با سری طبیعی عناصر شیمیایی آشنا هستید. حال بیایید با اصل شباهت پوسته های الکترونیکی آشنا شویم.
با توجه به فرمول های الکترونیکی ظرفیت اتم ها در ERE، به راحتی می توان کشف کرد که برای برخی اتم ها فقط در مقادیر عدد کوانتومی اصلی تفاوت دارند. به عنوان مثال، 1 س 1 برای هیدروژن، 2 س 1 برای لیتیوم، 3 س 1 برای سدیم و غیره یا 2 س 2 2پ 5 برای فلوئور، 3 س 2 3پ 5 برای کلر، 4 س 2 4پ 5 برای برم و غیره. این بدان معنی است که نواحی بیرونی ابرهای الکترونهای ظرفیتی چنین اتمهایی از نظر شکل بسیار شبیه هستند و فقط از نظر اندازه (و البته چگالی الکترون) متفاوت هستند. و اگر چنین است، می توان ابرهای الکترونی چنین اتمی و پیکربندی ظرفیت مربوطه را نامید. مشابه. برای اتم های عناصر مختلف با پیکربندی های الکترونیکی مشابه می توانیم بنویسیم فرمول های الکترونیکی ظرفیت عمومی: ns 1 در مورد اول و ns 2 n.p. 5 در دوم. همانطور که در میان سری طبیعی عناصر حرکت می کنید، می توانید گروه های دیگری از اتم ها را با پیکربندی ظرفیت مشابه پیدا کنید.
بدین ترتیب، اتم هایی با پیکربندی الکترون ظرفیت مشابه به طور منظم در سری طبیعی عناصر یافت می شوند.
این اصل شباهت پوسته های الکترونیکی است.
بیایید سعی کنیم نوع این نظم را شناسایی کنیم. برای این کار از سری طبیعی عناصری که شما ساخته اید استفاده می کنیم.
ERE با هیدروژن شروع می شود که فرمول الکترونیکی ظرفیت آن 1 است س 1 . در جستجوی پیکربندی‌های ظرفیت مشابه، سری طبیعی عناصر را در مقابل عناصر با یک فرمول الکترونیکی ظرفیت مشترک برش دادیم. ns 1 (یعنی قبل از لیتیوم، قبل از سدیم و غیره). ما به اصطلاح "دوره های" عناصر را دریافت کردیم. بیایید «دوره‌های» حاصل را اضافه کنیم تا به ردیف‌های جدول تبدیل شوند (شکل 6.20 را ببینید). در نتیجه، تنها اتمهای دو ستون اول جدول دارای تنظیمات الکترونیکی مشابه خواهند بود.
بیایید سعی کنیم به شباهت پیکربندی های الکترونیکی ظرفیت در سایر ستون های جدول دست یابیم. برای انجام این کار، عناصر دوره های 6 و 7 را با اعداد 58 - 71 و 90 -103 برش می دهیم (آنها 4 را پر می کنند. f- و 5 f-sublevels) و آنها را زیر میز قرار دهید. همانطور که در شکل نشان داده شده است نمادهای عناصر باقی مانده را به صورت افقی حرکت می دهیم. پس از این، اتم های عناصر واقع در همان ستون جدول دارای تنظیمات ظرفیت مشابهی خواهند بود که می تواند با فرمول های الکترونیکی ظرفیت عمومی بیان شود: ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)د 1 , ns 2 (n–1)د 2 و به همین ترتیب تا ns 2 n.p. 6. تمام انحرافات از فرمول های ظرفیت کلی با همان دلایلی که در مورد کروم و مس توضیح داده می شود (به بند 6.6 مراجعه کنید).
همانطور که مشاهده می کنید، با استفاده از ERE و به کارگیری اصل شباهت لایه های الکترونی، توانستیم عناصر شیمیایی را سیستماتیک کنیم. چنین سیستمی از عناصر شیمیایی نامیده می شود طبیعی، زیرا منحصراً بر اساس قوانین طبیعت است. جدولی که ما دریافت کردیم (شکل 6.21) یکی از روش های ترسیم گرافیکی یک سیستم طبیعی از عناصر است و نامیده می شود. جدول دوره های طولانی عناصر شیمیایی
اصل تشابه پوسته های الکترونی، سیستم طبیعی عناصر شیمیایی (سیستم "پریودیک")، جدول عناصر شیمیایی.
6.9. جدول دوره طولانی عناصر شیمیایی
بیایید نگاهی دقیق تر به ساختار جدول دوره طولانی عناصر شیمیایی بیندازیم.
سطرهای این جدول، همانطور که می دانید، "دوره های" عناصر نامیده می شوند. نقطه ها با اعداد عربی از 1 تا 7 شماره گذاری می شوند. نقطه اول فقط دو عنصر دارد. دوره دوم و سوم که هر کدام شامل هشت عنصر است نامیده می شود کوتاهدوره ها دوره چهارم و پنجم که هر کدام شامل 18 عنصر است، نامیده می شود طولانیدوره ها دوره ششم و هفتم که هر کدام شامل 32 عنصر است نامیده می شوند طولانیدوره ها
ستون های این جدول نامیده می شوند گروه هاعناصر. اعداد گروه با اعداد رومی با حروف لاتین A یا B نشان داده می شوند.
عناصر برخی از گروه‌ها نام‌های مشترک (گروهی) خود را دارند: عناصر گروه IA (Li، Na، K، Rb، Cs، Fr) - عناصر قلیایی(یا عناصر فلزی قلیایی) عناصر گروه IIA (Ca، Sr، Ba و Ra) - عناصر قلیایی خاکی(یا عناصر فلزی خاکی قلیایی)(نام "فلزات قلیایی" و فلزات قلیایی خاکی" به مواد ساده ای اطلاق می شود که توسط عناصر مربوطه تشکیل شده اند و نباید به عنوان نام گروهی از عناصر استفاده شوند؛ عناصر گروه VIA (O, S, Se, Te, Po) - کالکوژن ها، عناصر گروه VIIA (F، Cl، Br، I، At) - هالوژن هاعناصر گروه هشتم (He، Ne، Ar، Kr، Xe، Rn) – عناصر گاز نجیب.(نام سنتی "گازهای نجیب" نیز به مواد ساده اطلاق می شود)
عناصر با شماره سریال 58 - 71 (Ce - Lu) که معمولاً در انتهای جدول قرار می گیرند نامیده می شوند. لانتانیدها("به دنبال لانتانیم")، و عناصر با شماره سریال 90 - 103 (Th - Lr) - اکتینیدها("به دنبال شقایق دریایی"). نسخه ای از جدول دوره طولانی وجود دارد که در آن لانتانیدها و اکتینیدها از ERE بریده نمی شوند، اما در دوره های بسیار طولانی در جای خود باقی می مانند. این جدول گاهی اوقات نامیده می شود دوره فوق العاده طولانی.
جدول دوره طولانی به چهار تقسیم می شود مسدود کردن(یا بخش ها).
s-Blockشامل عناصر گروه های IA و IIA با فرمول های الکترونیکی ظرفیت مشترک است ns 1 و ns 2
(عناصر s).
r-Blockشامل عناصری از گروه IIIA تا VIIIA با فرمول های الکترونیکی ظرفیت رایج از ns 2 n.p. 1 به ns 2 n.p. 6 (عناصر p).
d-Blockشامل عناصری از گروه IIIB تا IIB با فرمول های الکترونیکی ظرفیت رایج از ns 2 (n–1)د 1 به ns 2 (n–1)د 10 (عناصر d).
f-Blockشامل لانتانیدها و اکتینیدها ( عناصر f).
عناصر س- و پبلوک ها گروه های A و عناصر را تشکیل می دهند دبلوک - B-گروه سیستم عناصر شیمیایی. همه f- عناصر به طور رسمی در گروه IIIB گنجانده شده اند.
عناصر دوره اول - هیدروژن و هلیوم - هستند س- عناصر را می توان در گروه های IA و IIA قرار داد. اما هلیم بیشتر در گروه VIIIA به عنوان عنصری که دوره با آن به پایان می رسد قرار می گیرد که کاملاً با خواص آن مطابقت دارد (هلیوم مانند سایر مواد ساده تشکیل شده توسط عناصر این گروه یک گاز نجیب است). هیدروژن اغلب در گروه VIIA قرار می گیرد، زیرا خواص آن به هالوژن ها بسیار نزدیکتر از عناصر قلیایی است.
هر یک از دوره های سیستم با عنصری شروع می شود که دارای پیکربندی ظرفیت اتم ها است ns 1، زیرا از این اتم ها است که تشکیل لایه الکترونیکی بعدی آغاز می شود و با عنصری با پیکربندی ظرفیت اتم ها به پایان می رسد. ns 2 n.p. 6 (به جز دوره اول). این باعث می شود که در نمودار انرژی گروه های زیرسطح پر از الکترون در اتم های هر دوره شناسایی شوند (شکل 6.22). این کار را با تمام سطوح فرعی نشان داده شده در کپی که از شکل 6.4 ساخته اید، انجام دهید. سطوح فرعی مشخص شده در شکل 6.22 (به جز سطوح کاملاً پر شده است د- و fسطوح فرعی) ظرفیتی برای اتم های همه عناصر یک دوره معین است.
ظهور در دوره ها س-, پ-, د- یا fعناصر به طور کامل با دنباله پر کردن مطابقت دارد س-, پ-, د- یا f-سطوح فرعی با الکترون این ویژگی از سیستم عناصر اجازه می دهد تا با دانستن دوره و گروهی که یک عنصر معین به آن تعلق دارد، فورا فرمول الکترونیکی ظرفیت آن را بنویسید.
جدول دوره ای بلند عناصر شیمیایی، بلوک ها، دوره ها، گروه ها، عناصر قلیایی، عناصر قلیایی زمین، کالکوژن ها، هالوژن ها، عناصر گاز نجیب، لانتانوئیدها، اکتینوئیدها.
فرمول های الکترونیکی ظرفیت کلی اتم های عناصر الف) گروه های IVA و IVB، ب) گروه های IIIA و VIIB را بنویسید؟
2. تنظیمات الکترونیکی اتم های عناصر گروه A و B چه وجه مشترکی دارند؟ اونها چجوری متفاوت هستن؟
3. چند گروه از عناصر در الف) گنجانده شده است. سبلوک، ب) آربلوک، ج) د-مسدود کردن؟
4. شکل 30 را در جهت افزایش انرژی سطوح فرعی ادامه دهید و گروه های زیرسطح پر از الکترون را در دوره های 4، 5 و 6 برجسته کنید.
5. سطوح فرعی ظرفیت الف) کلسیم، ب) فسفر، ج) تیتانیوم، د) کلر، ه) اتم های سدیم را فهرست کنید. 6. تفاوت عناصر s-, p- و d را با یکدیگر بیان کنید.
7. توضیح دهید که چرا عضویت یک اتم در هر عنصر با تعداد پروتون های هسته تعیین می شود و نه با جرم این اتم.
8. برای اتم های لیتیوم، آلومینیوم، استرانسیم، سلنیوم، آهن و سرب، ظرفیت، فرمول های الکترونیکی کامل و مختصر را بنویسید و نمودار انرژی سطوح فرعی ظرفیت را رسم کنید. 9. اتم های کدام عنصر با فرمول های الکترونیکی ظرفیت زیر مطابقت دارند: 3 س 1 , 4س 1 3د 1، 2s 2 2 پ 6 , 5س 2 5پ 2 , 5س 2 4د 2 ?
6.10. انواع فرمول های الکترونیکی اتم الگوریتم تدوین آنها
برای اهداف مختلف، ما باید پیکربندی کل یا ظرفیت یک اتم را بدانیم. هر یک از این پیکربندی های الکترونی را می توان با فرمول یا نمودار انرژی نشان داد. به این معنا که، پیکربندی کامل الکترونی یک اتمبیان می شود فرمول کامل الکترونیکی یک اتم، یا نمودار انرژی کامل یک اتم. در نوبتش، پیکربندی الکترون ظرفیت یک اتمبیان می شود ظرفیت(یا همانطور که اغلب نامیده می شود، " کوتاه") فرمول الکترونیکی اتم، یا نمودار سطوح فرعی ظرفیت یک اتم(شکل 6.23).
قبلاً با استفاده از اعداد اتمی عناصر، فرمول های الکترونیکی اتم ها را می ساختیم. در همان زمان، توالی پر کردن سطوح فرعی با الکترون را مطابق نمودار انرژی تعیین کردیم: 1 س, 2س,
2پ, 3س, 3پ, 4س, 3د, 4پ, 5س, 4د, 5پ,
6س, 4f, 5د, 6پ, 7سو غیره و تنها با نوشتن فرمول کامل الکترونیکی می‌توانیم فرمول ظرفیت را یادداشت کنیم.
نوشتن فرمول الکترونیکی ظرفیت یک اتم، که بیشتر مورد استفاده قرار می گیرد، بر اساس موقعیت عنصر در سیستم عناصر شیمیایی، با استفاده از مختصات گروه دوره، راحت تر است.
بیایید نگاهی دقیق تر به نحوه انجام این کار برای عناصر بیندازیم س-, پ- و د-بلوک ها
برای عناصر سفرمول الکترونیکی ظرفیت بلوکی یک اتم از سه نماد تشکیل شده است. به طور کلی می توان آن را به صورت زیر نوشت:
در وهله اول (به جای سلول بزرگ) عدد دوره (برابر عدد کوانتومی اصلی اینها) قرار می گیرد. س-الکترون ها) و در سومین (در بالانویس) - شماره گروه (برابر تعداد الکترون های ظرفیت). با در نظر گرفتن اتم منیزیم (دوره سوم، گروه IIA) به عنوان مثال، به دست می آوریم:
برای عناصر پفرمول الکترونیکی ظرفیت بلوکی یک اتم از شش نماد تشکیل شده است:
در اینجا، به جای سلول های بزرگ، عدد دوره نیز قرار می گیرد (برابر عدد کوانتومی اصلی آنها س- و پ-الکترون ها) و عدد گروه (برابر تعداد الکترون های ظرفیت) برابر با مجموع نویسندگان است. برای اتم اکسیژن (دوره دوم، گروه VIA) دریافت می کنیم:
2س 2 2پ 4 .
فرمول الکترونیکی ظرفیت اکثر عناصر د-block را می توان به صورت زیر نوشت:
مانند موارد قبلی، در اینجا به جای سلول اول، عدد دوره قرار داده شده است (برابر عدد کوانتومی اصلی این س-الکترون ها). عدد در سلول دوم یک عدد کمتر است، زیرا عدد کوانتومی اصلی آنهاست د-الکترون ها تعداد گروه در اینجا نیز برابر است با مجموع شاخص ها. مثال – فرمول الکترونیکی ظرفیت تیتانیوم (دوره چهارم، گروه IVB): 4 س 2 3د 2 .
تعداد گروه برابر با مجموع شاخص های عناصر گروه VIB است، اما، همانطور که به یاد دارید، در ظرفیت آنها س-سطح فرعی فقط یک الکترون دارد و فرمول الکترونیکی ظرفیت کلی آن است ns 1 (n–1)د 5 . بنابراین، فرمول الکترونیکی ظرفیت، به عنوان مثال، مولیبدن (دوره پنجم) 5 است س 1 4د 5 .
همچنین به راحتی می توان فرمول الکترونیکی ظرفیت هر عنصر از گروه IB، به عنوان مثال، طلا (دوره ششم)>–>6 را ایجاد کرد. س 1 5د 10، اما در این مورد باید آن را به خاطر بسپارید د- الکترون های اتم های عناصر این گروه همچنان ظرفیتی باقی می مانند و برخی از آنها می توانند در تشکیل پیوندهای شیمیایی شرکت کنند.
فرمول الکترونیکی ظرفیت کلی اتم های عناصر گروه IIB است ns 2 (n – 1)د 10 . بنابراین، فرمول الکترونیکی ظرفیت، به عنوان مثال، یک اتم روی 4 است س 2 3د 10 .
فرمول های الکترونیکی ظرفیت عناصر سه گانه اول (Fe، Co و Ni) نیز از قوانین کلی پیروی می کنند. آهن، عنصری از گروه VIIB، دارای فرمول الکترونیکی ظرفیت 4 است س 2 3د 6. اتم کبالت یکی دارد د-الکترون بیشتر (4 س 2 3د 7) و برای اتم نیکل - دو (4 س 2 3د 8).
تنها با استفاده از این قوانین برای نوشتن فرمول های الکترونیکی ظرفیت، نمی توان فرمول های الکترونیکی را برای اتم های برخی از آنها ایجاد کرد. د- عناصر (Nb، Ru، Rh، Pd، Ir، Pt)، زیرا در آنها، به دلیل تمایل به پوسته های الکترونی بسیار متقارن، پر کردن سطوح فرعی ظرفیت با الکترون ها دارای ویژگی های اضافی است.
با دانستن فرمول الکترونیکی ظرفیت، می توانید فرمول الکترونیکی کامل اتم را یادداشت کنید (به زیر مراجعه کنید).
اغلب، به جای فرمول های الکترونیکی دست و پا گیر، می نویسند فرمول های الکترونیکی مختصراتم ها برای جمع آوری آنها در فرمول الکترونیکی، تمام الکترون های اتم به جز الکترون های ظرفیتی جدا می شوند، نمادهای آنها در کروشه قرار می گیرند و بخشی از فرمول الکترونیکی مربوط به فرمول الکترونیکی اتم آخرین عنصر اتم است. دوره قبلی (عنصر تشکیل دهنده گاز نجیب) با نماد این اتم جایگزین شده است.
نمونه هایی از فرمول های الکترونیکی از انواع مختلف در جدول 14 آورده شده است.
جدول 14. نمونه هایی از فرمول های الکترونیکی اتم ها
فرمول های الکترونیکی |
|||
به اختصار |
ظرفیت |
||
1س 2 2س 2 2پ 3 |
2س 2 2پ 3 |
2س 2 2پ 3 |
|
1س 2 2س 2 2پ 6 3س 2 3پ 5 |
3س 2 3پ 5 |
3س 2 3پ 5 |
|
1س 2 2س 2 2پ 6 3س 2 3پ 6 4س 2 3د 5 |
4س 2 3د 5 |
4س 2 3د 5 |
|
1س 2 2س 2 2پ 6 3س 2 3پ 6 3د 10 4س 2 4پ 3 |
4س 2 4پ 3 |
4س 2 4پ 3 |
|
1س 2 2س 2 2پ 6 3س 2 3پ 6 3د 10 4س 2 4پ 6 |
4س 2 4پ 6 |
4س 2 4پ 6 |
|
الگوریتم تدوین فرمول های الکترونیکی اتم ها (با استفاده از مثال اتم ید)
№ |
عمل |
نتیجه |
|
مختصات اتم را در جدول عناصر مشخص کنید. |
دوره 5، گروه VIIA |
||
فرمول الکترون ظرفیت را بنویسید. |
5س 2 5پ 5 |
||
نمادهای الکترون های داخلی را به ترتیبی که سطوح فرعی را پر می کنند کامل کنید. |
1س 2 2س 2 2پ 6 3س 2 3پ 6 4س 2 3د 10 4پ 6 5س 2 4د 10 5پ 5 |
||
با توجه به کاهش انرژی کاملاً پر شده د- و f-سطوح فرعی، فرمول الکترونیکی کامل را یادداشت کنید. |
|
||
الکترون های ظرفیت را برچسب گذاری کنید. |
1س 2 2س 2 2پ 6 3س 2 3پ 6 3د 10 4س 2 4پ 6 4د 10 5س 2 5پ 5 |
||
پیکربندی الکترونی اتم گاز نجیب قبلی را شناسایی کنید. |
|||
فرمول الکترونیکی اختصاری را با ترکیب همه چیز در پرانتز بنویسید غیر ظرفیتیالکترون ها |
5س 2 5پ 5 |
یادداشت
1. برای عناصر دوره 2 و 3، عملیات سوم (بدون چهارم) بلافاصله به فرمول کامل الکترونیکی منتهی می شود.
2. (n – 1)د 10-الکترون ها روی اتم های عناصر گروه IB ظرفیتی باقی می مانند.
فرمول الکترونیکی کامل، فرمول الکترونیکی ظرفیت، فرمول الکترونیکی کوتاه شده، الگوریتم کامپایل فرمول های الکترونیکی اتم ها.
1. فرمول الکترونیکی ظرفیت یک اتم عنصر را بسازید: الف) دوره دوم از سومین گروه A، ب) دوره سوم از گروه A دوم، ج) دوره چهارم از چهارمین گروه A.
2. فرمول های الکترونیکی مختصر برای اتم های منیزیم، فسفر، پتاسیم، آهن، برم و آرگون بسازید.
6.11. جدول دوره کوتاه عناصر شیمیایی
در طول بیش از 100 سالی که از کشف سیستم طبیعی عناصر می گذرد، صدها جدول مختلف ارائه شده است که به صورت گرافیکی این سیستم را منعکس می کند. از این میان، علاوه بر جدول دوره طولانی، گسترده ترین جدول عناصر به اصطلاح دوره کوتاه توسط D. I. Mendeleev است. اگر دوره های 4، 5، 6 و 7 جلوی عناصر گروه IB بریده شوند، از هم جدا شوند و ردیف های به دست آمده به همان شکلی که قبلاً انجام دادیم تا شوند، یک جدول دوره کوتاه از یک جدول دوره طولانی به دست می آید. دوره ها را تا کرد. نتیجه در شکل 6.24 نشان داده شده است.
لانتانیدها و اکتینیدها نیز در زیر جدول اصلی در اینجا قرار می گیرند.
که در گروه هااین جدول حاوی عناصری است که اتم های آنها تعداد الکترون های ظرفیت یکسانصرف نظر از اینکه این الکترون ها در چه اوربیتالی قرار دارند. بنابراین، عناصر کلر (یک عنصر معمولی که یک غیرفلز را تشکیل می دهد؛ 3 س 2 3پ 5) و منگنز (عنصر تشکیل دهنده فلز؛ 4 س 2 3د 5) بدون داشتن پوسته های الکترونی مشابه، در اینجا در همان گروه هفتم قرار می گیرند. نیاز به تمایز چنین عناصری ما را وادار می کند که آنها را به صورت گروهی تشخیص دهیم زیر گروه ها: اصلی- آنالوگ های گروه های A جدول دوره طولانی و سمت- آنالوگ های گروه B. در شکل 34، نمادهای عناصر زیرگروه های اصلی به سمت چپ و نمادهای عناصر زیرگروه های فرعی به سمت راست منتقل شده اند.
درست است، این ترتیب عناصر در جدول مزایای خود را نیز دارد، زیرا این تعداد الکترون های ظرفیت است که در درجه اول قابلیت های ظرفیت یک اتم را تعیین می کند.
جدول دوره های طولانی قوانین ساختار الکترونیکی اتم ها، شباهت ها و الگوهای تغییرات در خواص مواد و ترکیبات ساده در گروه های عناصر، تغییرات منظم در تعدادی از کمیت های فیزیکی مشخص کننده اتم ها، مواد ساده و ترکیبات را منعکس می کند. در کل سیستم عناصر، و خیلی بیشتر. جدول دوره کوتاه از این نظر راحت تر است.
جدول دوره کوتاه، زیر گروه های اصلی، زیر گروه های جانبی.
1. جدول دوره طولانی را که از یک سری عناصر طبیعی ساخته اید به جدول دوره کوتاه تبدیل کنید. تبدیل معکوس را انجام دهید.
2. آیا می توان یک فرمول الکترونیکی ظرفیت کلی برای اتم های عناصر یک گروه از جدول دوره کوتاه تهیه کرد؟ چرا؟
6.12. اندازه های اتمی شعاع مداری
.اتم هیچ مرز مشخصی ندارد. اندازه یک اتم جدا شده چقدر در نظر گرفته می شود؟ هسته اتم توسط یک پوسته الکترونی احاطه شده است و پوسته از ابرهای الکترونی تشکیل شده است. اندازه EO با یک شعاع مشخص می شود r eo تمام ابرهای لایه بیرونی تقریباً شعاع یکسانی دارند. بنابراین، اندازه یک اتم را می توان با این شعاع مشخص کرد. نامیده می شود شعاع مداری اتم(r 0).
مقادیر شعاع مداری اتم ها در پیوست 5 آورده شده است.
شعاع EO به بار هسته و اوربیتالی که الکترون تشکیل دهنده این ابر در آن قرار دارد بستگی دارد. در نتیجه، شعاع مداری یک اتم به همین ویژگی ها بستگی دارد.
بیایید پوسته های الکترونیکی اتم های هیدروژن و هلیوم را در نظر بگیریم. هم در اتم هیدروژن و هم در اتم هلیوم، الکترون ها در 1 قرار دارند س-AO، و اگر بارهای هسته این اتم ها یکسان بود، ابرهای آنها یک اندازه خواهند داشت. اما بار روی هسته اتم هلیوم دو برابر بار هسته اتم هیدروژن است. طبق قانون کولن، نیروی جاذبه ای که بر هر الکترون اتم هلیوم وارد می شود، دو برابر نیروی جاذبه الکترون به هسته اتم هیدروژن است. بنابراین شعاع اتم هلیوم باید بسیار کوچکتر از شعاع اتم هیدروژن باشد. درست است: r 0 (او) / r 0 (H) = 0.291 E / 0.529 E 0.55.
اتم لیتیوم دارای یک الکترون بیرونی در 2 است س-AO، یعنی ابری از لایه دوم را تشکیل می دهد. طبیعتا شعاع آن باید بزرگتر باشد. واقعا: r 0 (Li) = 1.586 E.
اتمهای عناصر باقیمانده دوره دوم دارای الکترونهای بیرونی هستند (و 2 س، و 2 پ) در همان لایه الکترونی دوم قرار دارند و بار هسته ای این اتم ها با افزایش عدد اتمی افزایش می یابد. الکترون ها با شدت بیشتری به سمت هسته جذب می شوند و به طور طبیعی شعاع اتم ها کاهش می یابد. ما می‌توانیم این استدلال‌ها را برای اتمهای عناصر دوره‌های دیگر تکرار کنیم، اما با یک توضیح: شعاع مداری به‌طور یکنواخت تنها زمانی کاهش می‌یابد که هر یک از سطوح فرعی پر شود.
اما اگر از جزئیات صرف نظر کنیم، ماهیت کلی تغییر اندازه اتم ها در یک سیستم از عناصر به این صورت است: با افزایش عدد ترتیبی در یک دوره، شعاع مداری اتم ها کاهش می یابد و در یک گروه آنها را کاهش می دهد. افزایش دادن. بزرگترین اتم اتم سزیم و کوچکترین اتم هلیوم است، اما از اتمهای عناصر تشکیل دهنده ترکیبات شیمیایی (هلیوم و نئون آنها را تشکیل نمی دهند) کوچکترین اتم فلوئور است.
بیشتر اتمهای عناصر موجود در سری طبیعی بعد از لانتانیدها دارای شعاع مداری هستند که تا حدودی کوچکتر از آن چیزی است که بر اساس قوانین کلی انتظار می‌رود. این به این دلیل است که بین لانتانیم و هافنیوم در سیستم عناصر 14 لانتانید وجود دارد و بنابراین بار هسته اتم هافنیوم 14 است. هبیشتر از لانتانیم بنابراین، الکترونهای بیرونی این اتمها نسبت به غیاب لانتانیدها قوی‌تر به سمت هسته جذب می‌شوند (این اثر اغلب «انقباض لانتانید» نامیده می‌شود).
لطفاً توجه داشته باشید که هنگام حرکت از اتم های عناصر گروه VIIIA به اتم های عناصر گروه IA، شعاع مداری به طور ناگهانی افزایش می یابد. در نتیجه، انتخاب ما از اولین عناصر هر دوره (نگاه کنید به بند 7) درست بود.
شعاع مداری یک اتم، تغییر آن در سیستم عناصر.
1. با توجه به داده های ارائه شده در ضمیمه 5، نموداری از وابستگی شعاع مداری اتم به عدد اتمی عنصر را روی کاغذ نمودار رسم کنید. زاز 1 تا 40. طول محور افقی 200 میلی متر، طول محور عمودی 100 میلی متر است.
2. چگونه می توانید ظاهر خط شکسته حاصل را مشخص کنید؟
6.13. انرژی یونیزاسیون اتمی
اگر به یک الکترون در یک اتم انرژی اضافی بدهید (در دوره فیزیک یاد خواهید گرفت که چگونه می توان این کار را انجام داد)، آنگاه الکترون می تواند به AO دیگری حرکت کند، یعنی اتم در نهایت به حالت هیجانی. این حالت ناپایدار است و الکترون تقریباً بلافاصله به حالت اولیه خود باز می گردد و انرژی اضافی آزاد می شود. اما اگر انرژی داده شده به الکترون به اندازه کافی بزرگ باشد، الکترون می تواند به طور کامل از اتم جدا شود، در حالی که اتم یونیزه شدهیعنی تبدیل به یک یون با بار مثبت می شود ( کاتیون). انرژی مورد نیاز برای این کار نامیده می شود انرژی یونیزاسیون اتمی(Eو).
حذف یک الکترون از یک اتم و اندازه گیری انرژی مورد نیاز برای این کار بسیار دشوار است، بنابراین عملاً تعیین و استفاده می شود. انرژی یونیزاسیون مولی(E و m).
انرژی یونیزاسیون مولی نشان می دهد که حداقل انرژی لازم برای حذف 1 مول الکترون از 1 مول اتم (یک الکترون از هر اتم) چقدر است. این مقدار معمولاً بر حسب کیلوژول در هر مول اندازه گیری می شود. مقادیر انرژی یونیزاسیون مولی الکترون اول برای اکثر عناصر در پیوست 6 آورده شده است.
انرژی یونیزاسیون یک اتم چگونه به موقعیت عنصر در سیستم عناصر بستگی دارد، یعنی در گروه و دوره چگونه تغییر می کند؟
در معنای فیزیکی، انرژی یونیزاسیون برابر با کاری است که باید برای غلبه بر نیروی جاذبه بین یک الکترون و یک اتم در هنگام حرکت یک الکترون از یک اتم به یک فاصله نامحدود از آن صرف شود.
جایی که q- بار الکترون، سبار کاتیون باقی مانده پس از حذف یک الکترون است، و r o شعاع مداری اتم است.
و q، و س- کمیت ها ثابت هستند و می توان نتیجه گرفت که کار حذف یک الکترون است آو با آن انرژی یونیزاسیون Eو با شعاع مداری اتم نسبت معکوس دارند.
با تجزیه و تحلیل مقادیر شعاع مداری اتم های عناصر مختلف و مقادیر انرژی یونیزاسیون مربوطه در ضمیمه های 5 و 6، می توانید مطمئن شوید که رابطه بین این مقادیر نزدیک به تناسب است، اما تا حدودی با آن متفاوت است. . دلیل اینکه نتیجه گیری ما با داده های تجربی موافق نیست این است که از یک مدل بسیار خام استفاده کردیم که بسیاری از عوامل مهم را در نظر نگرفت. اما حتی این مدل تقریبی به ما این امکان را داد که نتیجه درستی بگیریم که با افزایش شعاع مداری، انرژی یونیزاسیون اتم کاهش می‌یابد و برعکس، با کاهش شعاع افزایش می‌یابد.
از آنجایی که در دوره ای با افزایش عدد اتمی شعاع مداری اتم ها کاهش می یابد، انرژی یونیزاسیون افزایش می یابد. در یک گروه، با افزایش عدد اتمی، شعاع مداری اتم ها، به عنوان یک قاعده، افزایش می یابد و انرژی یونیزاسیون کاهش می یابد. بیشترین انرژی یونیزاسیون مولی در کوچکترین اتم ها، اتم های هلیوم (2372 کیلوژول بر مول)، و از اتم هایی که قادر به تشکیل پیوندهای شیمیایی هستند، اتم های فلوئور (1681 کیلوژول بر مول) یافت می شود. کوچکترین برای بزرگترین اتمها، اتمهای سزیم (376 کیلوژول بر مول) است. در یک سیستم از عناصر، جهت افزایش انرژی یونیزاسیون را می توان به صورت شماتیک به صورت زیر نشان داد: 
در شیمی، مهم است که انرژی یونیزاسیون تمایل یک اتم برای رها کردن الکترونهای خود را مشخص کند: هر چه انرژی یونیزاسیون بیشتر باشد، اتم تمایل کمتری به رها کردن الکترون‌ها دارد و بالعکس.
حالت برانگیخته، یونیزاسیون، کاتیون، انرژی یونیزاسیون، انرژی یونیزاسیون مولی، تغییر در انرژی یونیزاسیون در سیستمی از عناصر.
1. با استفاده از داده های ارائه شده در پیوست 6، تعیین کنید که برای حذف یک الکترون از تمام اتم های سدیم با جرم کل 1 گرم، چه مقدار انرژی باید صرف شود.
2. با استفاده از داده های ارائه شده در ضمیمه 6، تعیین کنید که برای حذف یک الکترون از تمام اتم های سدیم با وزن 3 گرم چند برابر انرژی بیشتری نسبت به تمام اتم های پتاسیم با همان جرم نیاز است. چرا این نسبت با نسبت انرژی های یونیزاسیون مولی همان اتم ها متفاوت است؟
3. با توجه به داده های ارائه شده در پیوست 6، وابستگی انرژی یونیزاسیون مولی را به عدد اتمی برای عناصر دارای رسم کنید. زاز 1 تا 40. ابعاد نمودار مانند انتساب به پاراگراف قبل است. بررسی کنید که آیا این نمودار با انتخاب "دوره های" سیستم عناصر مطابقت دارد یا خیر.
6.14. انرژی میل ترکیبی الکترون
.دومین ویژگی مهم انرژی یک اتم است انرژی میل ترکیبی الکترون(Eبا).
در عمل، مانند انرژی یونیزاسیون، معمولاً از مقدار مولی مربوطه استفاده می شود - انرژی میل ترکیبی الکترون مولی().
انرژی میل ترکیبی الکترون مولی، انرژی آزاد شده را با افزودن یک مول الکترون به یک مول از اتم های خنثی (یک الکترون برای هر اتم) نشان می دهد. مانند انرژی یونیزاسیون مولی، این مقدار نیز بر حسب کیلوژول در هر مول اندازه گیری می شود.
در نگاه اول ممکن است به نظر برسد که در این مورد نباید انرژی آزاد شود، زیرا یک اتم یک ذره خنثی است و هیچ نیروی جاذبه الکترواستاتیکی بین یک اتم خنثی و یک الکترون با بار منفی وجود ندارد. برعکس، به نظر می رسد با نزدیک شدن به یک اتم، یک الکترون باید توسط همان الکترون های دارای بار منفی که پوسته الکترونی را تشکیل می دهند دفع شود. در واقع، این صحیح نیست. به یاد داشته باشید که آیا تا به حال مجبور شده اید با کلر اتمی سروکار داشته باشید. البته که نه. از این گذشته، فقط در دمای بسیار بالا وجود دارد. حتی کلر مولکولی پایدارتر عملاً در صورت لزوم در طبیعت وجود ندارد، باید با استفاده از واکنش های شیمیایی به دست آید. و باید مدام با کلرید سدیم (نمک خوراکی) سر و کار داشته باشید. به هر حال، نمک سفره هر روز توسط انسان همراه با غذا مصرف می شود. و در طبیعت اغلب اتفاق می افتد. اما نمک خوراکی حاوی یون‌های کلرید است، یعنی اتمهای کلری که یک الکترون اضافی اضافه کرده‌اند. یکی از دلایل رایج بودن یون های کلر این است که اتم های کلر تمایل به گرفتن الکترون دارند، یعنی وقتی یون های کلر از اتم ها و الکترون های کلر تشکیل می شوند، انرژی آزاد می شود.
یکی از دلایل آزاد شدن انرژی قبلاً برای شما شناخته شده است - با افزایش تقارن پوسته الکترونی اتم کلر در طول انتقال به تک بار همراه است. آنیون. در عین حال همانطور که به یاد دارید انرژی 3 پ-سطح فرعی کاهش می یابد. دلایل پیچیده تر دیگری نیز وجود دارد.
با توجه به اینکه مقدار انرژی میل ترکیبی الکترون تحت تأثیر عوامل متعددی قرار می گیرد، ماهیت تغییر در این کمیت در یک سیستم از عناصر بسیار پیچیده تر از ماهیت تغییر در انرژی یونیزاسیون است. با تجزیه و تحلیل جدول ارائه شده در ضمیمه 7 می توانید به این موضوع متقاعد شوید. اما از آنجایی که مقدار این کمیت، اول از همه، با همان برهمکنش الکترواستاتیکی با مقادیر انرژی یونیزاسیون تعیین می شود، سپس تغییر آن در سیستم عناصر (حداقل در گروه های A) به طور کلی شبیه به تغییر انرژی یونیزاسیون است، یعنی انرژی میل الکترون در یک گروه کاهش می یابد و در یک دوره افزایش می یابد. حداکثر برای اتم های فلوئور (328 کیلوژول بر مول) و کلر (349 کیلوژول بر مول) است. ماهیت تغییر انرژی میل ترکیبی الکترون در یک سیستم از عناصر شبیه به ماهیت تغییر انرژی یونیزاسیون است، یعنی جهت افزایش انرژی میل الکترون را می توان به صورت شماتیک به صورت زیر نشان داد:
2. در همان مقیاس در امتداد محور افقی مانند کارهای قبلی، نموداری از وابستگی انرژی مولی میل الکترون به عدد اتمی برای اتم های عناصر با زاز 1 تا 40 با استفاده از برنامه 7.
3. مقادیر انرژی میل الکترون منفی چه معنای فیزیکی دارند؟
4. چرا از تمام اتم های عناصر دوره دوم، فقط بریلیم، نیتروژن و نئون دارای مقادیر منفی انرژی مولی میل الکترون هستند؟
6.15. تمایل اتم ها به از دست دادن و به دست آوردن الکترون
قبلاً می دانید که تمایل یک اتم به رها کردن الکترون های خود و اضافه کردن الکترون های دیگران به ویژگی های انرژی آن (انرژی یونیزاسیون و انرژی میل الکترون) بستگی دارد. کدام اتم ها تمایل بیشتری به رها کردن الکترون های خود دارند و کدام اتم ها تمایل بیشتری به پذیرش اتم های دیگر دارند؟
برای پاسخ به این سوال، اجازه دهید در جدول 15 همه آنچه را که در مورد تغییر این تمایلات در سیستم عناصر می دانیم، خلاصه کنیم.
جدول 15. تغییرات در تمایل اتم ها برای رها کردن الکترون های خود و به دست آوردن الکترون های خارجی
