Атомын электрон тохиргоонь атом дахь электронуудын байрлалыг түвшин болон дэд түвшнээр харуулсан томъёо юм. Өгүүллийг судалсны дараа та электронууд хаана, хэрхэн байрлаж байгааг мэдэж, квант тоотой танилцаж, атомын электрон тохиргоог тоогоор нь бүтээх боломжтой болно; өгүүллийн төгсгөлд элементүүдийн хүснэгт байна.
Элементүүдийн цахим тохиргоог яагаад судлах хэрэгтэй вэ?
Атомууд нь барилгын багцтай адил: тодорхой тооны хэсгүүд байдаг, тэдгээр нь бие биенээсээ ялгаатай боловч нэг төрлийн хоёр хэсэг нь туйлын ижил байдаг. Гэхдээ энэ барилгын багц нь хуванцараас хамаагүй илүү сонирхолтой бөгөөд яагаад гэдгийг эндээс харж болно. Ойролцоох хүмүүсээс хамаарч тохиргоо өөрчлөгддөг. Жишээлбэл, устөрөгчийн дэргэд хүчилтөрөгч Магадгүйус болон хувирч, натритай ойролцоо байвал хий болж, төмрийн дэргэд бүрэн зэв болж хувирдаг. Яагаад ийм зүйл болдог вэ гэсэн асуултад хариулж, атомын хажууд байгаа үйлдлийг урьдчилан таамаглахын тулд электрон тохиргоог судлах шаардлагатай бөгөөд үүнийг доор авч үзэх болно.
Атомд хэдэн электрон байдаг вэ?
Атом нь цөм ба түүний эргэн тойронд эргэлддэг электронуудаас бүрддэг бол цөм нь протон ба нейтроноос бүрдэнэ. Төвийг сахисан төлөвт атом бүр өөрийн цөм дэх протоны тоотой тэнцүү тооны электронтой байна. Протоны тоог зааж өгсөн болно серийн дугаарэлемент, жишээлбэл хүхэр нь 16 протонтой - үелэх системийн 16-р элемент. Алт нь 79 протонтой - үелэх системийн 79-р элемент. Үүний дагуу хүхэр нь саармаг төлөвт 16 электронтой, алт нь 79 электронтой.
Электроныг хаанаас хайх вэ?
Электроны зан төлөвийг ажигласнаар тодорхой хэв маягийг гаргаж авсан бөгөөд тэдгээрийг квант тоогоор дүрсэлсэн бөгөөд нийт дөрвөн байна.
- Үндсэн квант тоо
- Орбитын квант тоо
- Соронзон квант тоо
- Спин квант тоо
Орбитал
Цаашилбал, тойрог гэдэг үгийн оронд бид "орбитал" гэсэн нэр томъёог ашиглах болно; тойрог зам нь электроны долгионы функц юм; ойролцоогоор энэ нь электрон цаг хугацааныхаа 90% -ийг зарцуулдаг бүс юм.
N - түвшин
L - бүрхүүл
M l - тойрог замын тоо
M s - тойрог замын эхний эсвэл хоёр дахь электрон
Орбитын квант тоо l
электрон үүлийг судалсны үр дүнд хамааралтай болох нь тогтоогдсон эрчим хүчний түвшин, үүл нь бөмбөг, дамббелл болон өөр хоёр илүү төвөгтэй гэсэн дөрвөн үндсэн хэлбэрийг авдаг. Эрчим хүчийг нэмэгдүүлэхийн тулд эдгээр хэлбэрийг s-, p-, d- болон f-бүрхүүл гэж нэрлэдэг. Эдгээр бүрхүүл бүр нь 1 (on s), 3 (p дээр), 5 (d) ба 7 (f дээр) тойрог замтай байж болно. Орбитын квант тоо нь тойрог замууд байрладаг бүрхүүл юм. s,p,d ба f орбиталуудын тойрог замын квант тоо нь тус тус 0,1,2 эсвэл 3 утгыг авна.
s-бүрхүүл дээр нэг тойрог зам (L=0) - хоёр электрон байна
p-бүрхүүл (L=1) дээр гурван орбитал байдаг - зургаан электрон
d-бүрхүүл дээр таван орбитал байдаг (L=2) - арван электрон
f-бүрхүүл (L=3) дээр долоон орбитал байдаг - арван дөрвөн электрон
Соронзон квант тоо m l
P-бүрхүүл дээр гурван тойрог зам байдаг бөгөөд тэдгээр нь -L-ээс +L хүртэлх тоогоор тодорхойлогддог, өөрөөр хэлбэл p-бүрхүүл (L=1)-ийн хувьд "-1", "0" ба "1" орбиталууд байдаг. . Соронзон квант тоог m l үсгээр тэмдэглэнэ.
Бүрхүүлийн дотор электронууд өөр өөр тойрог замд байрлах нь илүү хялбар байдаг тул эхний электронууд орбитал бүрт нэгийг дүүргэж, дараа нь тус бүрт хос электрон нэмэгддэг.
d-бүрхүүлийг авч үзье:
d-бүрхүүл нь L=2 утгатай тохирч байна, өөрөөр хэлбэл таван орбиталь (-2,-1,0,1 ба 2), эхний таван электрон нь M l =-2, M утгыг авч бүрхүүлийг дүүргэдэг. l =-1, M l =0 , M l =1,M l =2.
Спин квант тоо m s
Спин гэдэг нь электроныг тэнхлэгээ тойрон эргэх чиглэл, хоёр чиглэлтэй тул спин квант тоо нь +1/2 ба -1/2 гэсэн хоёр утгатай байна. Нэг энергийн дэд түвшин нь эсрэгээр эргэлддэг хоёр электроныг агуулж болно. Спин квант тоог m s гэж тэмдэглэнэ
Үндсэн квант тоо n
Гол квант тоо нь энергийн түвшин юм Энэ мөчДолоон энергийн түвшин мэдэгдэж байгаа бөгөөд тус бүр нь араб тоогоор тэмдэглэгдсэн байдаг: 1,2,3,...7. Түвшин тус бүрийн бүрхүүлийн тоо нь түвшний тоотой тэнцүү байна: эхний түвшинд нэг бүрхүүл, хоёр дахь нь хоёр гэх мэт.
Электрон тоо
Тэгэхээр ямар ч электроныг дөрвөн квант тоогоор дүрсэлж болно, эдгээр тоонуудын хослол нь электроны байрлал бүрт өвөрмөц байдаг тул эхний электроныг авч үзье, хамгийн бага эрчим хүчний түвшинэнэ нь N=1, эхний түвшинд нэг бүрхүүл байдаг, аль ч түвшний эхний бүрхүүл нь бөмбөг хэлбэртэй (s-shell), өөрөөр хэлбэл. L=0, соронзон квант тоо нь зөвхөн нэг утгыг авах боломжтой, M l =0, эргэх нь +1/2-тэй тэнцүү байх болно. Хэрэв бид тав дахь электроныг (ямар ч атомд) авбал түүний үндсэн квант тоонууд нь: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2 байх болно.
Швейцарийн физикч В.Паули 1925 онд нэг тойрог замд атомын эсрэг (антипараллель) спинтэй (англи хэлнээс "бул" гэж орчуулсан) хоёроос илүү электрон байж болохгүй, өөрөөр хэлбэл уламжлалт байдлаар байж болох шинж чанартай болохыг тогтоожээ. Өөрийгөө төсөөлж буй тэнхлэгийнхээ эргэн тойронд электрон эргэлдэж байна гэж төсөөлдөг: цагийн зүүний дагуу эсвэл цагийн зүүний эсрэг. Энэ зарчмыг Паули зарчим гэж нэрлэдэг.
Хэрэв тойрог замд нэг электрон байвал үүнийг хосгүй гэж нэрлэдэг; хэрэв хоёр байвал эдгээр нь хосолсон электронууд, өөрөөр хэлбэл эсрэг эргэлттэй электронууд юм.
Зураг 5-д энергийн түвшинг дэд түвшинд хуваах диаграммыг үзүүлэв.
S-Orbital нь бөмбөрцөг хэлбэртэй байдаг. Устөрөгчийн атомын электрон (s = 1) энэ тойрог замд байрладаг бөгөөд хосгүй байна. Тиймээс түүний цахим томьёо буюу цахим тохиргоог дараах байдлаар бичнэ: 1s 1. Цахим томъёонд энергийн түвшний тоог үсгийн өмнөх тоогоор (1 ...) зааж өгдөг. Латин үсэгдэд түвшинг (орбиталын төрөл) илэрхийлэх ба үсгийн баруун дээд талд бичигдсэн тоо (экпонент хэлбэрээр) нь дэд түвшний электронуудын тоог харуулна.
Нэг s-орбиталд хоёр хос электронтой Гелийн He атомын хувьд энэ томъёо нь: 1s 2.
Гелийн атомын электрон бүрхүүл нь бүрэн бөгөөд маш тогтвортой байдаг. Гели бол үнэт хий юм.
Хоёр дахь энергийн түвшинд (n = 2) дөрвөн тойрог зам байдаг: нэг с ба гурван p. Хоёр дахь түвшний s-орбиталын электронууд (2s-орбиталь) нь 1s-орбитал (n = 2) электронуудаас цөмөөс хол зайд байрладаг тул илүү их энергитэй байдаг.
Ерөнхийдөө n-ийн утга бүрийн хувьд нэг s орбитал байдаг, гэхдээ үүн дээр электрон энергийн харгалзах нийлүүлэлттэй тул n-ийн утга нэмэгдэх тусам зохих диаметртэй байдаг.
R-Orbital нь дамббелл эсвэл гурван хэмжээст найман дүрстэй. Гурван p-орбитал нь атомын цөмөөр татсан орон зайн координатын дагуу харилцан перпендикуляр атомд байрладаг. n = 2-оос эхлэн энергийн түвшин (цахим давхарга) бүр гурван p-орбиталтай гэдгийг дахин онцлон тэмдэглэх нь зүйтэй. n ихсэх тусам электронууд дээр байрлах p-орбитал руу шилжинэ хол зайдцөмөөс болон x, y, z тэнхлэгийн дагуу чиглэсэн.
Хоёр дахь үеийн (n = 2) элементүүдийн хувьд эхлээд нэг b-орбитал, дараа нь гурван p-орбитал дүүрсэн байна. Цахим томьёо 1л: 1s 2 2s 1. Электрон нь атомын цөмтэй илүү чөлөөтэй холбогддог тул литийн атом үүнийг амархан орхиж (энэ процессыг исэлдэлт гэж нэрлэдэг) Li+ ион болж хувирдаг.
Бериллиний атом Be 0-д дөрөв дэх электрон нь мөн 2s тойрог замд байрладаг: 1s 2 2s 2. Бериллий атомын гаднах хоёр электрон амархан тусгаарлагддаг - Be 0 нь Be 2+ катион болж исэлддэг.
Борын атомд тав дахь электрон нь 2p тойрог замыг эзэлдэг: 1s 2 2s 2 2p 1. Дараа нь C, N, O, E атомууд нь 2p орбиталаар дүүрсэн бөгөөд энэ нь сайн хий неоноор төгсдөг: 1s 2 2s 2 2p 6.
Гурав дахь үеийн элементүүдийн хувьд Sv ба Sr орбиталууд тус тус дүүрдэг. Гурав дахь түвшний таван d-орбитал чөлөөтэй хэвээр байна:
Заримдаа атом дахь электронуудын тархалтыг харуулсан диаграммд зөвхөн энергийн түвшин тус бүрийн электронуудын тоог зааж өгсөн байдаг, өөрөөр хэлбэл дээр дурдсан бүрэн электрон томъёоноос ялгаатай нь химийн элементийн атомуудын товчилсон электрон томъёог бичдэг.
Том хугацааны (дөрөв ба тав дахь) элементүүдийн хувьд эхний хоёр электрон нь 4 ба 5-р орбиталуудыг эзэлдэг: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Гол үе бүрийн гурав дахь элементээс эхлэн дараагийн арван электрон өмнөх 3d ба 4d орбиталууд руу тус тус орно (хажуугийн дэд бүлгийн элементүүдийн хувьд): 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. Дүрмээр бол өмнөх d-дэд түвшнийг дүүргэх үед гаднах (4p- ба 5p-тус тус) p-дэд түвшнийг дүүргэж эхэлнэ.
Том хугацааны элементүүдийн хувьд - зургаа дахь ба бүрэн бус долоо дахь - электрон түвшин ба дэд түвшин нь дүрмээр бол электронуудаар дүүрдэг: эхний хоёр электрон нь гадаад b-дэд түвшинд очно: 56 Ва 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; дараагийн нэг электрон (Na ба Ac-ийн хувьд) өмнөх нэг (p-дэд түвшин: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 ба 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).
Дараа нь дараагийн 14 электрон нь лантанид ба актинидын 4f ба 5f орбитал дахь гурав дахь гадаад энергийн түвшинд орно.
Дараа нь хоёр дахь гадаад энергийн түвшин (d-дэд түвшин) дахин нэмэгдэж эхэлнэ: хажуугийн дэд бүлгийн элементүүдийн хувьд: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - ба эцэст нь гүйдлийн түвшин арван электроноор бүрэн дүүрсний дараа л гаднах p-дэд түвшний дахин дүүргэгдэнэ.
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Ихэнхдээ атомын электрон бүрхүүлийн бүтцийг эрчим хүч эсвэл квант эсүүдээр дүрсэлсэн байдаг - график электрон томъёо гэж нэрлэгддэг. Энэ тэмдэглэгээнд дараах тэмдэглэгээг ашиглана: квант эс бүрийг нэг тойрог замд тохирох нүдээр тэмдэглэнэ; Электрон бүрийг эргүүлэх чиглэлд харгалзах сумаар заана. График электрон томъёог бичихдээ хоёр дүрмийг санах хэрэгтэй: Паули зарчим, үүний дагуу нэг эсэд (орбиталь) хоёроос илүүгүй электрон байж болно, харин эсрэг параллель спинтэй, мөн Ф.Хундын дүрэм, электронууд. чөлөөт эсүүдийг (орбиталууд) эзэлдэг бөгөөд эхний ээлжинд тэдгээр нь нэг нэгээр нь байрладаг бөгөөд ижил эргэлтийн утгатай бөгөөд зөвхөн дараа нь хосолсон боловч Паули зарчмын дагуу эргэлтүүд эсрэгээр чиглэнэ.
Дүгнэж хэлэхэд, зураглалыг дахин нэг удаа бодож үзээрэй электрон тохиргооД.И.Менделеевийн системийн үеүүдийн дагуу элементүүдийн атомууд. Схем цахим бүтэцатомууд электрон давхаргад (энергийн түвшин) электронуудын тархалтыг харуулдаг. 
Гелийн атомд эхний электрон давхарга бүрэн хийгдсэн - энэ нь 2 электронтой.
Устөрөгч ба гели нь s-элементүүд бөгөөд эдгээр атомуудын s-орбитал нь электроноор дүүрсэн байдаг.
Хоёр дахь үеийн элементүүд
Хоёр дахь үеийн бүх элементүүдийн хувьд эхний электрон давхарга дүүрч, электронууд нь хамгийн бага энерги (эхний s-, дараа нь p) зарчмын дагуу хоёр дахь электрон давхаргын e- ба p-орбиталуудыг дүүргэж, Паули ба Зуун дүрэм (Хүснэгт 2).
Неон атомын хоёр дахь электрон давхарга бүрэн дууссан - энэ нь 8 электронтой.
Хүснэгт 2 Хоёр дахь үеийн элементүүдийн атомын электрон бүрхүүлийн бүтэц
Хүснэгтийн төгсгөл. 2 
Ли, Бе нь b-элементүүд юм.
B, C, N, O, F, Ne p-элементүүд бөгөөд эдгээр атомууд нь электроноор дүүрсэн p-орбиталтай байдаг.
Гурав дахь үеийн элементүүд
Гурав дахь үеийн элементүүдийн атомуудын хувьд эхний болон хоёр дахь электрон давхаргууд дууссан тул гурав дахь электрон давхарга дүүргэгдсэн бөгөөд үүнд электронууд 3s, 3p, 3d дэд түвшнийг эзэлж чаддаг (Хүснэгт 3).
Хүснэгт 3 Гурав дахь үеийн элементүүдийн атомын электрон бүрхүүлийн бүтэц
Магнийн атом нь 3s электрон тойрог замаа гүйцээнэ. Na ба Mg нь s-элементүүд юм. 
Аргон атомын гаднах давхаргад 8 электрон байдаг (гурав дахь электрон давхарга). Гаднах давхаргын хувьд энэ нь бүрэн гүйцэд боловч гурав дахь электрон давхаргад нийтдээ 18 электрон байж болох бөгөөд энэ нь гурав дахь үеийн элементүүд нь дүүргэгдээгүй 3d орбиталтай гэсэн үг юм.
Al-аас Ar хүртэлх бүх элементүүд нь p-элементүүд юм. s- ба p-элементүүд нь үечилсэн хүснэгтийн үндсэн дэд бүлгүүдийг бүрдүүлдэг.
Кали, кальцийн атомуудад дөрөв дэх электрон давхарга гарч ирэх ба 4s дэд түвшин дүүрсэн байна (Хүснэгт 4), учир нь энэ нь 3d дэд түвшнээс бага энергитэй байдаг. Дөрөв дэх үеийн элементийн атомын график электрон томъёог хялбарчлахын тулд: 1) аргоны ердийн график электрон томъёог дараах байдлаар тэмдэглэе.
Ар;
2) бид эдгээр атомуудаар дүүргэгдээгүй дэд түвшнийг дүрслэхгүй.
Хүснэгт 4 Дөрөв дэх үеийн элементүүдийн атомын электрон бүрхүүлийн бүтэц
K, Ca - үндсэн дэд бүлгүүдэд багтсан s-элементүүд. Sc-ээс Zn хүртэлх атомуудад 3-р дэд түвшин электроноор дүүрдэг. Эдгээр нь Zy элементүүд юм. Тэдгээр нь хоёрдогч дэд бүлгүүдэд багтдаг бөгөөд тэдгээрийн хамгийн гаднах электрон давхарга нь дүүрсэн бөгөөд тэдгээрийг шилжилтийн элементүүд гэж ангилдаг.
Хром ба зэсийн атомын электрон бүрхүүлийн бүтцэд анхаарлаа хандуулаарай. Тэдгээрийн дотор 4-өөс 3-р дэд түвшний нэг электрон "бүтэлгүйтэл" байдаг бөгөөд энэ нь Zd 5 ба Zd 10 электрон тохиргооны эрчим хүчний тогтвортой байдалтай холбоотой юм. 
Цайрын атомд гурав дахь электрон давхарга бүрэн хийгдсэн - бүх 3s, 3p, 3d дэд түвшнийг дүүргэж, нийт 18 электронтой.
Цайрын дараах элементүүдэд дөрөв дэх электрон давхарга буюу 4p дэд түвшин дүүргэгдсэн хэвээр байна: Ga-аас Kr хүртэлх элементүүд нь p-элементүүд юм. 
Криптон атом нь гаднах давхаргатай (дөрөвдүгээрт) бүрэн бөгөөд 8 электронтой. Гэхдээ дөрөв дэх электрон давхаргад нийтдээ 32 электрон байж болно; криптон атом нь дүүргэгдээгүй 4d ба 4f дэд түвшинтэй хэвээр байна.
Тав дахь үеийн элементүүдийн хувьд дэд түвшнийг дараах дарааллаар бөглөнө: 5s-> 4d -> 5p. Мөн 41 Nb, 42 MO гэх мэт электронуудын "алдаатай" холбоотой үл хамаарах зүйлүүд байдаг.
Зургаа ба долдугаар үеүүдэд элементүүд гарч ирдэг, өөрөөр хэлбэл гурав дахь гаднах электрон давхаргын 4f ба 5f дэд түвшнийг дүүргэж байгаа элементүүд гарч ирдэг.
4f элементүүдийг лантанид гэж нэрлэдэг.
5f-элементүүдийг актинид гэж нэрлэдэг.
Зургаа дахь үеийн элементүүдийн атом дахь электрон дэд түвшинг дүүргэх дараалал: 55 С ба 56 Ва - 6с элемент;
57 Ла... 6s 2 5d 1 - 5d элемент; 58 Ce - 71 Lu - 4f элементүүд; 72 Hf - 80 Hg - 5d элементүүд; 81 Tl— 86 Rn—6p элемент. Гэхдээ энд мөн электрон орбиталуудыг дүүргэх дарааллыг "зөрчилсөн" элементүүд байдаг бөгөөд энэ нь жишээлбэл, хагас ба бүрэн дүүргэсэн f дэд түвшний эрчим хүчний тогтвортой байдал, өөрөөр хэлбэл nf 7 ба nf 14-тэй холбоотой байдаг. .
Атомын аль дэд түвшинд хамгийн сүүлд электронууд дүүрч байгаагаас хамааран бүх элементүүдийг таны ойлгосноор дөрвөн электрон гэр бүл буюу блокт хуваадаг (Зураг 7).
1) s-элементүүд; атомын гаднах түвшний b дэд түвшин электроноор дүүрсэн; s-элементүүд нь устөрөгч, гелий, I ба II бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүд;
2) p-элементүүд; атомын гаднах түвшний p-дэд түвшин нь электроноор дүүрсэн; p элементүүд нь III-VIII бүлгийн үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүдийг агуулдаг;
3) d-элементүүд; атомын өмнөх гадаад түвшний d-дэд түвшин электроноор дүүрсэн; d-элементүүд нь I-VIII бүлгийн хоёрдогч дэд бүлгүүдийн элементүүд, өөрөөр хэлбэл s- ба p-элементүүдийн хооронд байрлах том хугацааны олон арван жилийн залгуурын элементүүд орно. Тэдгээрийг мөн шилжилтийн элементүүд гэж нэрлэдэг;
4) f-элементүүд, атомын гурав дахь гадаад түвшний f-дэд түвшин нь электроноор дүүрсэн; Эдгээрт лантанид ба актинид орно.
1. Паули зарчмыг баримтлаагүй бол юу болох вэ?
2. Хундын дүрмийг баримтлаагүй бол юу болох вэ?
3. Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa зэрэг химийн элементүүдийн атомын электрон бүтэц, электрон томьёо, график электрон томъёоны диаграммыг гарга.
4. 110-р элементийн электрон томьёог тохирох язгуур хийн тэмдгийг ашиглан бич.
5. Электрон “дип” гэж юу вэ? Энэ үзэгдэл ажиглагдаж буй элементүүдийн жишээг өгч, тэдгээрийн электрон томъёог бич.
6. Харъяаллыг хэрхэн тодорхойлдог вэ? химийн элементэнэ эсвэл тэр электрон гэр бүлд?
7. Хүхрийн атомын электрон болон график электрон томьёог харьцуул. Аль нь Нэмэлт мэдээлэлСүүлийн томъёонд агуулагдах уу?
>> Хими: Химийн элементийн атомын электрон тохиргоо
Швейцарийн физикч В.Паули 1925 онд нэг тойрог замд атомын эсрэг (антипараллель) спинтэй (англи хэлнээс "бул" гэж орчуулсан) хоёроос илүү электрон байж болохгүй, өөрөөр хэлбэл уламжлалт байдлаар байж болох шинж чанартай болохыг тогтоожээ. Өөрийгөө төсөөлж буй тэнхлэгийнхээ эргэн тойронд электрон эргэлдэж байна гэж төсөөлдөг: цагийн зүүний дагуу эсвэл цагийн зүүний эсрэг. Энэ зарчмыг Паули зарчим гэж нэрлэдэг.
Хэрэв тойрог замд нэг электрон байвал үүнийг хосгүй гэж нэрлэдэг; хэрэв хоёр байвал эдгээр нь хосолсон электронууд, өөрөөр хэлбэл эсрэг эргэлттэй электронууд юм.
Зураг 5-д энергийн түвшинг дэд түвшинд хуваах диаграммыг үзүүлэв.
Таны мэдэж байгаагаар s-орбитал нь бөмбөрцөг хэлбэртэй байдаг. Устөрөгчийн атомын электрон (s = 1) энэ тойрог замд байрладаг бөгөөд хосгүй байна. Тиймээс түүний цахим томьёо буюу цахим тохиргоог дараах байдлаар бичнэ: 1s 1. Цахим томъёонд энергийн түвшний тоог үсгийн өмнөх тоогоор (1 ...), латин үсэг нь дэд түвшнийг (орбиталын төрөл), баруун дээд талд бичсэн тоог заана. үсэг (экспонент хэлбэрээр) нь дэд түвшний электронуудын тоог харуулдаг.
Нэг s-орбиталд хоёр хос электронтой Гелийн He атомын хувьд энэ томъёо нь: 1s 2.
Гелийн атомын электрон бүрхүүл нь бүрэн бөгөөд маш тогтвортой байдаг. Гели бол үнэт хий юм.
Хоёр дахь энергийн түвшинд (n = 2) дөрвөн тойрог зам байдаг: нэг с ба гурван p. Хоёр дахь түвшний s-орбиталын электронууд (2s-орбиталь) нь 1s-орбитал (n = 2) электронуудаас цөмөөс хол зайд байрладаг тул илүү их энергитэй байдаг.
Ерөнхийдөө n-ийн утга бүрийн хувьд нэг s орбитал байдаг, гэхдээ үүн дээр электрон энергийн харгалзах нийлүүлэлттэй тул n-ийн утга нэмэгдэх тусам зохих диаметртэй байдаг.
p-Orbital нь дамббелл эсвэл гурван хэмжээст найм хэлбэртэй байдаг. Гурван p-орбитал нь атомын цөмөөр татсан орон зайн координатын дагуу харилцан перпендикуляр атомд байрладаг. n = 2-оос эхлэн энергийн түвшин (цахим давхарга) бүр гурван p-орбиталтай гэдгийг дахин онцлон тэмдэглэх нь зүйтэй. n-ийн утга өсөхөд электронууд цөмөөс хол зайд байрлах, x,y,z тэнхлэгийн дагуу чиглэсэн p-орбиталуудыг эзэлдэг.
Хоёр дахь үеийн (n = 2) элементүүдийн хувьд эхлээд нэг b-орбитал, дараа нь гурван p-орбитал дүүрсэн байна. Цахим томьёо 1л: 1s 2 2s 1. Электрон нь атомын цөмтэй илүү чөлөөтэй холбогддог тул литийн атом үүнийг амархан орхиж (энэ процессыг исэлдэлт гэж нэрлэдэг) Li+ ион болж хувирдаг.
Бериллиний атом Be 0-д дөрөв дэх электрон нь мөн 2s тойрог замд байрладаг: 1s 2 2s 2. Бериллий атомын гаднах хоёр электрон амархан салдаг - Be 0 нь Be 2+ катион болж исэлддэг.
Борын атомд тав дахь электрон нь 2p тойрог замыг эзэлдэг: 1s 2 2s 2 2p 1. Дараа нь C, N, O, E атомууд нь 2p орбиталаар дүүрсэн бөгөөд энэ нь сайн хий неоноор төгсдөг: 1s 2 2s 2 2p 6.
Гурав дахь үеийн элементүүдийн хувьд Sv ба Sr орбиталууд тус тус дүүрдэг. Гурав дахь түвшний таван d-орбитал чөлөөтэй хэвээр байна:
11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17С11в22822р63р5; 18Аг П^Ёр^Зр6.
Заримдаа атом дахь электронуудын тархалтыг харуулсан диаграммд зөвхөн энергийн түвшин тус бүрийн электронуудын тоог зааж өгсөн байдаг, өөрөөр хэлбэл дээр дурдсан бүрэн электрон томъёоноос ялгаатай нь химийн элементийн атомуудын товчилсон электрон томъёог бичдэг.
Том хугацааны (дөрөв ба тав дахь) элементүүдийн хувьд эхний хоёр электрон нь 4 ба 5-р орбиталуудыг эзэлдэг: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Гол үе бүрийн гурав дахь элементээс эхлэн дараагийн арван электрон өмнөх 3d ба 4d орбиталууд руу тус тус орно (хажуугийн дэд бүлгийн элементүүдийн хувьд): 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. Дүрмээр бол өмнөх d-дэд түвшнийг дүүргэх үед гаднах (4p- ба 5p-тус тус) p-дэд түвшнийг дүүргэж эхэлнэ.
Том хугацааны элементүүдийн хувьд - зургаа дахь ба бүрэн бус долоо дахь - электрон түвшин ба дэд түвшнийг электронуудаар дүүргэдэг, дүрмээр бол: эхний хоёр электрон нь гадаад b-дэд түвшинд очно: 56 Ва 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; дараагийн нэг электрон (Na ба Ac-ийн хувьд) өмнөх нэг (p-дэд түвшин: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 ба 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).
Дараа нь дараагийн 14 электрон нь лантанид ба актинидын 4f ба 5f орбитал дахь гурав дахь гадаад энергийн түвшинд орно.
Дараа нь хоёр дахь гадаад энергийн түвшин (d-дэд түвшин) дахин нэмэгдэж эхэлнэ: хажуугийн дэд бүлгийн элементүүдийн хувьд: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - ба эцэст нь гүйдлийн түвшин арван электроноор бүрэн дүүрсний дараа л гаднах p-дэд түвшний дахин дүүргэгдэнэ.
86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.
Ихэнхдээ атомын электрон бүрхүүлийн бүтцийг эрчим хүч эсвэл квант эсүүдээр дүрсэлсэн байдаг - график электрон томъёо гэж нэрлэгддэг. Энэ тэмдэглэгээнд дараах тэмдэглэгээг ашиглана: квант эс бүрийг нэг тойрог замд тохирох нүдээр тэмдэглэнэ; Электрон бүрийг эргүүлэх чиглэлд харгалзах сумаар заана. График электрон томъёог бичихдээ хоёр дүрмийг санах хэрэгтэй: Паули зарчим, үүний дагуу нэг эсэд (орбиталь) хоёроос илүүгүй электрон байж болно, харин эсрэг параллель спинтэй, мөн Ф.Хундын дүрэм, электронууд. чөлөөт эсүүдийг (орбиталууд) эзэлдэг бөгөөд эхний ээлжинд тэдгээр нь нэг нэгээр нь байрладаг бөгөөд ижил эргэлтийн утгатай бөгөөд зөвхөн дараа нь хосолсон боловч Паули зарчмын дагуу эргэлтүүд эсрэгээр чиглэнэ.
Эцэст нь хэлэхэд, Д.И.Менделеевийн системийн үеүүдийн дагуу элементийн атомуудын электрон тохиргоог дахин нэг удаа авч үзье. Атомын электрон бүтцийн диаграммууд нь электрон давхаргад (энергийн түвшин) электронуудын тархалтыг харуулдаг. 
Гелийн атомд эхний электрон давхарга бүрэн хийгдсэн - энэ нь 2 электронтой.
Устөрөгч ба гели нь s-элементүүд бөгөөд эдгээр атомуудын s-орбитал нь электроноор дүүрсэн байдаг.
Хоёр дахь үеийн элементүүд
Хоёр дахь үеийн бүх элементүүдийн хувьд эхний электрон давхарга дүүрч, электронууд нь хамгийн бага энерги (эхний s-, дараа нь p) зарчмын дагуу хоёр дахь электрон давхаргын e- ба p-орбиталуудыг дүүргэж, Паули ба Зуун дүрэм (Хүснэгт 2).
Неон атомын хоёр дахь электрон давхарга бүрэн дууссан - энэ нь 8 электронтой.
Хүснэгт 2 Хоёр дахь үеийн элементүүдийн атомын электрон бүрхүүлийн бүтэц
Хүснэгтийн төгсгөл. 2 
Li, Be - b-элементүүд.
B, C, N, O, F, Ne p-элементүүд бөгөөд эдгээр атомууд нь электроноор дүүрсэн p-орбиталтай байдаг.
Гурав дахь үеийн элементүүд
Гурав дахь үеийн элементүүдийн атомуудын хувьд эхний болон хоёр дахь электрон давхаргууд дууссан тул гурав дахь электрон давхарга дүүргэгдсэн бөгөөд үүнд электронууд 3s, 3p, 3d дэд түвшнийг эзэлж чаддаг (Хүснэгт 3).
Хүснэгт 3 Гурав дахь үеийн элементүүдийн атомын электрон бүрхүүлийн бүтэц
Магнийн атом нь 3s электрон тойрог замаа гүйцээнэ. Na ба Mg-s-элементүүд. 
Аргон атомын гаднах давхаргад 8 электрон байдаг (гурав дахь электрон давхарга). Гаднах давхаргын хувьд энэ нь бүрэн гүйцэд боловч гурав дахь электрон давхаргад нийтдээ 18 электрон байж болох бөгөөд энэ нь гурав дахь үеийн элементүүд нь дүүргэгдээгүй 3d орбиталтай гэсэн үг юм.
Al-аас Ar хүртэлх бүх элементүүд нь p-элементүүд юм. s- ба p-элементүүд нь үечилсэн хүснэгтийн үндсэн дэд бүлгүүдийг бүрдүүлдэг.
Кали, кальцийн атомуудад дөрөв дэх электрон давхарга гарч ирэх ба 4s дэд түвшин дүүрсэн байна (Хүснэгт 4), учир нь энэ нь 3d дэд түвшнээс бага энергитэй байдаг. Дөрөв дэх үеийн элементийн атомын график электрон томъёог хялбарчлахын тулд: 1) аргоны ердийн график электрон томъёог дараах байдлаар тэмдэглэе.
Ар;
2) бид эдгээр атомуудаар дүүргэгдээгүй дэд түвшнийг дүрслэхгүй.
Хүснэгт 4 Дөрөв дэх үеийн элементүүдийн атомын электрон бүрхүүлийн бүтэц
K, Ca - үндсэн дэд бүлгүүдэд багтсан s-элементүүд. Sc-ээс Zn хүртэлх атомуудад 3-р дэд түвшин электроноор дүүрдэг. Эдгээр нь Zy элементүүд юм. Тэдгээр нь хоёрдогч дэд бүлгүүдэд багтдаг бөгөөд тэдгээрийн хамгийн гаднах электрон давхарга нь дүүрсэн бөгөөд тэдгээрийг шилжилтийн элементүүд гэж ангилдаг.
Хром ба зэсийн атомын электрон бүрхүүлийн бүтцэд анхаарлаа хандуулаарай. Тэдгээрийн дотор 4-өөс 3-р дэд түвшний нэг электрон "бүтэлгүйтэл" байдаг бөгөөд энэ нь Zd 5 ба Zd 10 электрон тохиргооны эрчим хүчний тогтвортой байдалтай холбоотой юм. 
Цайрын атомд гурав дахь электрон давхарга бүрэн хийгдсэн - бүх дэд түвшний 3s, 3p, 3d нь нийт 18 электронтой дүүргэгдсэн байдаг.
Цайрын дараах элементүүдэд дөрөв дэх электрон давхарга буюу 4p-дэд түвшнийг дүүргэсээр байна: Га-аас Kr хүртэлх элементүүд нь p-элементүүд юм. 
Криптон атом нь гаднах давхаргатай (дөрөвдүгээрт) бүрэн бөгөөд 8 электронтой. Гэхдээ дөрөв дэх электрон давхаргад нийтдээ 32 электрон байж болно; криптон атом нь дүүргэгдээгүй 4d ба 4f дэд түвшинтэй хэвээр байна.
Тав дахь үеийн элементүүдийн хувьд дэд түвшнийг дараах дарааллаар бөглөнө: 5s-> 4d -> 5p. Мөн 41 Nb, 42 MO гэх мэт электронуудын "алдаатай" холбоотой үл хамаарах зүйлүүд байдаг.
Зургаа ба долдугаар үеүүдэд элементүүд гарч ирдэг, өөрөөр хэлбэл гурав дахь гаднах электрон давхаргын 4f ба 5f дэд түвшнийг дүүргэж байгаа элементүүд гарч ирдэг.
4f элементүүдийг лантанид гэж нэрлэдэг.
5f-элементүүдийг актинид гэж нэрлэдэг.
Зургаа дахь үеийн элементүүдийн атом дахь электрон дэд түвшинг дүүргэх дараалал: 55 С ба 56 Ва - 6с элемент;
57 Ла... 6s 2 5d 1 - 5d элемент; 58 Ce - 71 Lu - 4f элементүүд; 72 Hf - 80 Hg - 5d элементүүд; 81 Tl- 86 Rn - 6p-элементүүд. Гэхдээ энд мөн электрон орбиталуудыг дүүргэх дарааллыг "зөрчсөн" элементүүд байдаг бөгөөд энэ нь жишээлбэл, nf 7 ба nf 14-ийн хагас ба бүрэн дүүргэсэн f дэд түвшний илүү эрчим хүчний тогтвортой байдалтай холбоотой юм. .
Атомын аль дэд түвшинд хамгийн сүүлд электронууд дүүрч байгаагаас хамааран бүх элементүүдийг таны ойлгосноор дөрвөн электрон гэр бүл буюу блокт хуваадаг (Зураг 7).
1) s-элементүүд; атомын гаднах түвшний b дэд түвшин электроноор дүүрсэн; s-элементүүд нь устөрөгч, гелий, I ба II бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүд;
2) p-элементүүд; атомын гаднах түвшний p-дэд түвшин нь электроноор дүүрсэн; p элементүүд нь III-VIII бүлгийн үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүдийг агуулдаг;
3) d-элементүүд; атомын өмнөх гадаад түвшний d-дэд түвшин электроноор дүүрсэн; d-элементүүд нь I-VIII бүлгийн хоёрдогч дэд бүлгүүдийн элементүүд, өөрөөр хэлбэл s- ба p-элементүүдийн хооронд байрлах том хугацааны олон арван жилийн залгуурын элементүүд орно. Тэдгээрийг мөн шилжилтийн элементүүд гэж нэрлэдэг;
4) f-элементүүд, атомын гурав дахь гадаад түвшний f-дэд түвшин нь электроноор дүүрсэн; Эдгээрт лантанид ба актинид орно.
1. Паули зарчмыг баримтлаагүй бол юу болох вэ?
2. Хундын дүрмийг баримтлаагүй бол юу болох вэ?
3. Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa зэрэг химийн элементүүдийн атомын электрон бүтэц, электрон томьёо, график электрон томъёоны диаграммыг гарга.
4. 110-р элементийн электрон томьёог тохирох язгуур хийн тэмдгийг ашиглан бич.
Хичээлийн агуулга хичээлийн тэмдэглэлдэмжих хүрээ хичээл танилцуулга хурдасгах аргууд интерактив технологи Дасгал хийх даалгавар, дасгал бие даан шалгах семинар, сургалт, кейс, даалгавар бие даалт хэлэлцүүлгийн асуултууд сурагчдын уран илтгэлийн асуулт Зураглал аудио, видео клип, мультимедиагэрэл зураг, зураг, график, хүснэгт, диаграмм, хошигнол, анекдот, хошигнол, хошин шог, сургаалт зүйрлэл, хэллэг, кроссворд, ишлэл Нэмэлтүүд хураангуйнийтлэл, сониуч хүүхдийн ор сурах бичиг, нэр томьёоны үндсэн болон нэмэлт толь бичиг бусад Сурах бичиг, хичээлийг сайжруулахсурах бичгийн алдааг засахсурах бичгийн хэсэг, хичээл дэх инновацийн элементүүдийг шинэчлэх, хуучирсан мэдлэгийг шинэ зүйлээр солих Зөвхөн багш нарт зориулагдсан төгс хичээлүүд хуанлийн төлөвлөгөөжилд удирдамжхэлэлцүүлгийн хөтөлбөрүүд Нэгдсэн хичээлүүдХимийн бодис бол бидний эргэн тойрон дахь ертөнцөөс бүрддэг зүйл юм.
Химийн бодис тус бүрийн шинж чанарыг хоёр төрөлд хуваадаг: бусад бодис үүсгэх чадварыг тодорхойлдог химийн болон объектив байдлаар ажиглагдаж, химийн хувиргалтыг тусад нь авч үзэх боломжтой физик. Жишээлбэл, бодисын физик шинж чанар нь түүний хуримтлагдах байдал (хатуу, шингэн эсвэл хий), дулаан дамжуулалт, дулаан багтаамж, янз бүрийн орчинд уусах чадвар (ус, спирт гэх мэт), нягтрал, өнгө, амт гэх мэт.
Зарим хүмүүсийн өөрчлөлтүүд химийн бодисуудбусад бодисуудад химийн үзэгдэл буюу химийн урвал гэж нэрлэдэг. Зарим өөрчлөлтүүд илт дагалддаг физик үзэгдлүүд бас байдаг гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. физик шинж чанарбусад бодис болгон хувиргахгүйгээр бодисууд. Физик үзэгдлүүд, тухайлбал, мөс хайлах, хөлдөх, усны ууршилт гэх мэт.
Аливаа үйл явцын явцад химийн үзэгдэл тохиолддог гэдгийг ажигласнаар дүгнэж болно онцлог шинж чанарууд химийн урвалөнгөний өөрчлөлт, тунадасжилт, хийн хувьсал, дулаан ба/эсвэл гэрэл гэх мэт.
Жишээлбэл, химийн урвал явагдах тухай дүгнэлтийг дараахь байдлаар хийж болно.
Өдөр тутмын амьдралд масштаб гэж нэрлэгддэг усыг буцалгах үед тунадас үүсэх;
Гал шатаах үед дулаан, гэрэл ялгарах;
Агаар дахь шинэхэн алимны зүслэгийн өнгө өөрчлөгдөх;
Зуурмагийг исгэх явцад хийн бөмбөлөг үүсэх гэх мэт.
Химийн урвалын явцад бараг өөрчлөгддөггүй, зөвхөн өөр хоорондоо шинэ байдлаар холбогддог бодисын хамгийн жижиг хэсгүүдийг атом гэж нэрлэдэг.
Ийм материйн нэгжүүд оршин тогтнох тухай санаа эргээд гарч ирсэн эртний ГрекЭртний философичдын оюун ухаанд "атом" гэсэн нэр томъёоны гарал үүслийг бодитоор тайлбарладаг тул Грек хэлнээс "атомос" гэдэг нь "хуваагдах боломжгүй" гэсэн утгатай.
Гэсэн хэдий ч эртний Грекийн философичдын санаанаас ялгаатай нь атомууд нь материйн үнэмлэхүй хамгийн бага хэмжээ биш юм. Тэд өөрсдөө нарийн төвөгтэй бүтэцтэй байдаг.
Атом бүр нь субатомын тоосонцор гэж нэрлэгддэг протон, нейтрон, электронуудаас бүрддэг бөгөөд тэдгээрийг p +, n o, e - тэмдгээр тэмдэглэдэг. Ашигласан тэмдэглэгээний дээд тэмдэг нь протон нь нэгж эерэг цэнэгтэй, электрон нь нэгж сөрөг цэнэгтэй, нейтрон нь цэнэггүй болохыг харуулж байна.
Атомын чанарын бүтцийн хувьд атом бүрт бүх протон ба нейтрон нь цөм гэж нэрлэгддэг цөмд төвлөрч, түүний эргэн тойронд электронууд электрон бүрхүүл үүсгэдэг.
Протон ба нейтрон нь бараг ижил масстай, өөрөөр хэлбэл. m p ≈ m n, электроны масс нь тус бүрийн массаас бараг 2000 дахин бага, өөрөөр хэлбэл. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.
Атомын үндсэн шинж чанар нь түүний цахилгаан саармаг чанар бөгөөд нэг электроны цэнэг нь нэг протоны цэнэгтэй тэнцүү байдаг тул эндээс аливаа атом дахь электронуудын тоо протоны тоотой тэнцүү байна гэж дүгнэж болно.
Жишээлбэл, доорх хүснэгтэд атомын боломжит найрлагыг харуулав.
Ижил цөмийн цэнэгтэй атомын төрөл, өөрөөр хэлбэл. цөмд нь ижил тооны протон агуулагдахыг химийн элемент гэнэ. Ингээд дээрх хүснэгтээс атом1 ба атом2 нь нэг химийн элементэд, атом3 ба атом4 нь өөр химийн элементэд харьяалагддаг гэж дүгнэж болно.
Химийн элемент бүр өөрийн гэсэн нэр, бие даасан тэмдэгтэй байдаг бөгөөд үүнийг тодорхой аргаар уншдаг. Жишээлбэл, атомууд нь цөмд зөвхөн нэг протон агуулдаг хамгийн энгийн химийн элементийг "устөрөгч" гэж нэрлэдэг бөгөөд үүнийг "үнс" гэж уншдаг "H" тэмдгээр, химийн элементийг "үнс" гэж нэрлэдэг. +7 цөмийн цэнэг (өөрөөр хэлбэл 7 протон агуулсан) - "азот" нь "en" гэж уншдаг "N" тэмдэгтэй.
Дээрх хүснэгтээс харахад нэг химийн элементийн атомууд цөм дэх нейтроны тоогоор ялгаатай байж болно.
Ижил химийн элементэд хамаарах, гэхдээ өөр өөр тооны нейтрон, үүний үр дүнд масстай атомуудыг изотоп гэж нэрлэдэг.
Жишээлбэл, устөрөгчийн химийн элемент нь гурван изотоптой - 1 H, 2 H, 3 H. H тэмдгийн дээрх 1, 2, 3 индексүүд нь нейтрон ба протоны нийт тоог илэрхийлдэг. Тэдгээр. Устөрөгч нь түүний атомын цөмд нэг протон байдгаараа онцлог шинж чанартай химийн элемент гэдгийг мэдэж байгаа тул 1 H изотопт нейтрон огт байдаггүй (1-1 = 0) гэж дүгнэж болно. 2 H изотоп - 1 нейтрон (2-1 = 1), 3 H изотопод - хоёр нейтрон (3-1 = 2). Өмнө дурьдсанчлан нейтрон ба протон нь ижил масстай бөгөөд электроны масс нь тэдэнтэй харьцуулахад өчүүхэн бага байдаг тул 2 H изотоп нь 1 H изотопоос бараг хоёр дахин хүнд, 3 нь H изотоп нь бүр гурав дахин хүнд байдаг. Устөрөгчийн изотопын массад ийм их хэмжээний тархалт үүссэн тул 2 H ба 3 H изотопуудад тусдаа нэр, тэмдэг өгсөн байсан бөгөөд энэ нь бусад химийн элементийн хувьд ердийн зүйл биш юм. 2Н изотопыг дейтерий гэж нэрлээд D тэмдэг, 3Н изотопыг тритий гэж нэрлээд T тэмдэглэгээг өгсөн.
Хэрэв бид протон ба нейтроны массыг нэг болгон авч, электроны массыг үл тоомсорловол атом дахь протон ба нейтроны нийт тооноос гадна зүүн дээд индексийг түүний масс гэж үзэж болно. энэ индекс гэж нэрлэдэг массын тооба А тэмдгээр тэмдэглэгдсэн байна. Аливаа атомын цөмийн цэнэгийг протонууд хариуцдаг ба протон бүрийн цэнэгийг ердийн байдлаар +1-тэй тэнцүү гэж үздэг тул цөм дэх протоны тоог цэнэгийн тоо (Z) гэнэ. ). Атом дахь нейтроны тоог N гэж тэмдэглэснээр массын тоо, цэнэгийн тоо, нейтроны тооны хоорондын хамаарлыг математикийн хувьд дараах байдлаар илэрхийлж болно.
Орчин үеийн үзэл баримтлалын дагуу электрон нь давхар (бөөмийн долгион) шинж чанартай байдаг. Энэ нь бөөмс болон долгионы шинж чанартай байдаг. Бөөмийн нэгэн адил электрон нь масс ба цэнэгтэй боловч долгион шиг электронуудын урсгал нь дифракцын чадвараараа тодорхойлогддог.
Атом дахь электроны төлөвийг тодорхойлохын тулд квант механикийн ойлголтуудыг ашигладаг бөгөөд үүний дагуу электрон нь хөдөлгөөний тодорхой замналгүй бөгөөд орон зайн аль ч цэгт байрлаж болох боловч өөр өөр магадлалтай байдаг.
Цөмийг тойрсон орон зайн электрон хамгийн их байх магадлалтай бүсийг атомын орбитал гэж нэрлэдэг.
Атомын тойрог замд байж болно янз бүрийн хэлбэрүүд, хэмжээ, чиглэл. Атомын орбиталыг мөн электрон үүл гэж нэрлэдэг.
Графикийн хувьд нэг атомын орбиталыг ихэвчлэн дөрвөлжин нүдээр тэмдэглэдэг.
Квант механик нь маш нарийн төвөгтэй математикийн аппараттай тул сургуулийн химийн хичээлийн хүрээнд зөвхөн квант механик онолын үр дагаврыг авч үздэг.
Эдгээр үр дагаврын дагуу аливаа атомын орбитал ба түүнд байрлах электрон нь 4 квант тоогоор бүрэн тодорхойлогддог.
- Үндсэн квант тоо n нь тухайн тойрог зам дахь электроны нийт энергийг тодорхойлдог. Үндсэн квант тооны утгын хүрээ - бүгд бүхэл тоо, өөрөөр хэлбэл n = 1,2,3,4, 5 гэх мэт.
- Орбитын квант тоо - l - атомын тойрог замын хэлбэрийг тодорхойлдог бөгөөд 0-ээс n-1 хүртэлх бүхэл тоон утгыг авч болно, энд n нь үндсэн квант тоо юм.
l = 0-тэй орбиталуудыг нэрлэдэг с- тойрог замууд. s-Орбиталууд нь бөмбөрцөг хэлбэртэй бөгөөд орон зайд чиглэлгүй байдаг.
l = 1-тэй орбиталуудыг нэрлэдэг х- тойрог замууд. Эдгээр тойрог замууд нь гурван хэмжээст найман дүрс хэлбэртэй, өөрөөр хэлбэл. Найман дүрсийг тэгш хэмийн тэнхлэгийн эргэн тойронд эргүүлснээр олж авсан хэлбэр бөгөөд гадна талаасаа дамббеллтэй төстэй.
l = 2-той тойрог замыг дуудна г- тойрог замууд, мөн l = 3 - е- тойрог замууд. Тэдний бүтэц нь илүү төвөгтэй байдаг.
3) Соронзон квант тоо – m l – тодорхой атомын тойрог замын орон зайн чиг баримжааг тодорхойлж, тойрог замын өнцгийн импульсийн проекцийг чиглэл рүү илэрхийлнэ. соронзон орон. Соронзон квант тоо m l нь гадаад соронзон орны хүч чадлын векторын чиглэлтэй харьцуулахад тойрог замын чиглэлтэй тохирч, -l-ээс +l хүртэлх бүхэл тоон утгыг авч болно, үүнд 0 орно. нийт боломжит утгуудтэнцүү (2л+1). Жишээлбэл, l = 0 m l = 0 (нэг утга), l = 1 м l = -1, 0, +1 (гурван утга), l = 2 м l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (соронзон квант тооны таван утга) гэх мэт.
Тиймээс, жишээлбэл, p-орбиталууд, i.e. Орбитын квант тоо l = 1, "гурван хэмжээст найман дүрс" хэлбэртэй орбиталууд нь соронзон квант тооны гурван утгатай (-1, 0, +1) тохирдог бөгөөд энэ нь эргээд орон зайд бие биедээ перпендикуляр гурван чиглэлтэй тохирч байна.
4) Спин квант тоо (эсвэл зүгээр л спин) - m s - ердийн байдлаар атом дахь электроны эргэлтийн чиглэлийг хариуцдаг гэж үзэж болно, утгыг авч болно. Янз бүрийн эргэлттэй электронуудыг янз бүрийн чиглэлд чиглэсэн босоо сумаар зааж өгсөн болно: ↓ ба .
Атом дахь бүх орбиталуудын багцыг ижил квант тоотой энергийн түвшин буюу электрон бүрхүүл гэнэ. Зарим n тоотой дурын энергийн түвшин нь n 2 орбиталаас бүрдэнэ.
Үндсэн квант тоо болон орбитын квант тооны ижил утгатай орбиталуудын багц нь энергийн дэд түвшинг илэрхийлдэг.
Үндсэн квант тоо n-д тохирох энергийн түвшин бүр n дэд түвшнийг агуулна. Эргээд тойрог замын квант тоо l бүхий энергийн дэд түвшин бүр нь (2l+1) орбиталуудаас бүрдэнэ. Ийнхүү s дэд түвшин нь нэг s орбиталаас, p дэд түвшин нь гурван p орбиталаас, d дэд түвшин нь таван d орбиталаас, f дэд түвшин нь долоон f орбиталаас бүрдэнэ. Өмнө дурьдсанчлан нэг атомын орбиталыг ихэвчлэн нэг квадрат нүдээр тэмдэглэдэг тул s-, p-, d- ба f-дэд түвшнийг дараах байдлаар графикаар дүрсэлж болно.
Орбитал бүр нь n, l, m l гэсэн гурван квант тооноос бүрдэх бие даасан нарийн тодорхойлогдсон багцтай тохирч байна.
Орбиталуудын хоорондох электронуудын тархалтыг электрон тохиргоо гэж нэрлэдэг.
Атомын орбиталуудыг электроноор дүүргэх нь гурван нөхцлийн дагуу явагддаг.
- Хамгийн бага эрчим хүчний зарчим: Электронууд хамгийн бага энергийн дэд түвшнээс эхлэн орбиталуудыг дүүргэдэг. Дэд түвшний энергийн өсөлтийн дараалал нь дараах байдалтай байна: 1с<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Цахим дэд түвшинг бөглөх энэ дарааллыг санахад хялбар болгохын тулд дараах график дүрслэл нь маш тохиромжтой.
- Паули зарчим: Орбитал бүр хоёроос илүүгүй электрон агуулж болно.
Хэрэв тойрог замд нэг электрон байвал түүнийг хосгүй, хоёр байвал электрон хос гэнэ.
- Хундын дүрэм: атомын хамгийн тогтвортой төлөв нь нэг дэд түвшинд атом нь хамгийн их хосгүй электронтой байх төлөв юм. Атомын энэ хамгийн тогтвортой төлөвийг үндсэн төлөв гэж нэрлэдэг.
Үнэн хэрэгтээ дээрх нь жишээлбэл, p-дэд түвшний гурван тойрог замд 1, 2, 3, 4-р электронуудыг байрлуулах ажлыг дараах байдлаар гүйцэтгэнэ гэсэн үг юм.
Цэнэгийн тоо 1-тэй устөрөгчөөс атомын орбиталуудыг 36 цэнэгийн дугаартай криптон (Kr) хүртэл дүүргэх ажлыг дараах байдлаар гүйцэтгэнэ.
Атомын орбиталуудыг дүүргэх дарааллын ийм дүрслэлийг энергийн диаграм гэж нэрлэдэг. Бие даасан элементүүдийн цахим диаграмм дээр үндэслэн тэдгээрийн электрон томьёо (тохиргоо) гэж нэрлэгддэг зүйлийг бичих боломжтой. Жишээлбэл, 15 протонтой элемент ба үүний үр дүнд 15 электрон, өөрөөр хэлбэл. фосфор (P) нь дараах энергийн диаграммтай байна.
Цахим томьёо болгон хувиргахад фосфорын атом дараах хэлбэртэй болно.
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Дэд түвшний тэмдгийн зүүн талд байгаа хэвийн хэмжээтэй тоонууд нь энергийн түвшний дугаарыг, дэд түвшний тэмдгийн баруун талд байгаа дээд тэмдэгтүүд нь харгалзах дэд түвшний электронуудын тоог харуулдаг.
Доорх үелэх системийн эхний 36 элементийн электрон томъёог Д.И. Менделеев.
| хугацаа | Барааны дугаар. | бэлэг тэмдэг | Нэр | цахим томъёо |
| I | 1 | Х | устөрөгч | 1с 1 |
| 2 | Тэр | гелий | 1с 2 | |
| II | 3 | Ли | лити | 1с 2 2с 1 |
| 4 | Бай | бериллий | 1с 2 2с 2 | |
| 5 | Б | бор | 1с 2 2с 2 2х 1 | |
| 6 | C | нүүрстөрөгч | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | Н | азотын | 1с 2 2с 2 2х 3 | |
| 8 | О | хүчилтөрөгч | 1с 2 2с 2 2х 4 | |
| 9 | Ф | фтор | 1s 2 2s 2 2p 5 | |
| 10 | Үгүй | неон | 1с 2 2с 2 2х 6 | |
| III | 11 | На | натри | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | магни | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Ал | хөнгөн цагаан | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Си | цахиур | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | П | фосфор | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | С | хүхэр | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | хлор | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ар | аргон | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | К | кали | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | кальци | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | скандиум | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ти | титан | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | В | ванади | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Кр | хром | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 энд бид нэг электроны үсрэлтийг ажиглаж байна. сдээр гдэд түвшин | |
| 25 | Mn | манган | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | төмөр | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Co | кобальт | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ни | никель | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | зэс | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 Энд бид нэг электроны үсрэлтийг ажиглаж байна. сдээр гдэд түвшин | |
| 30 | Zn | цайр | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Га | галлий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ге | германи | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | гэх мэт | хүнцэл | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Сэ | селен | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | бром | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Кр | криптон | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Өмнө дурьдсанчлан, үндсэн төлөвт атомын тойрог замд электронууд хамгийн бага энергийн зарчмын дагуу байрладаг. Гэсэн хэдий ч атомын үндсэн төлөвт хоосон p-орбитал байгаа тохиолдолд түүнд илүүдэл энергийг өгснөөр атомыг өдөөгдсөн төлөвт шилжүүлж болно. Жишээлбэл, үндсэн төлөвт байгаа борын атом нь дараах хэлбэрийн электрон тохиргоо, энергийн диаграммтай байдаг.
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
Мөн сэтгэл хөдөлсөн төлөвт (*), өөрөөр хэлбэл. Борын атомд тодорхой хэмжээний энерги өгөхөд түүний электрон тохиргоо болон энергийн диаграмм дараах байдалтай харагдана.
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
Атомын аль дэд түвшинг хамгийн сүүлд дүүргэж байгаагаас хамааран химийн элементүүдийг s, p, d, f гэж хуваадаг.
Хүснэгтээс s, p, d, f элементүүдийг олох D.I. Менделеев:
- s-элементүүд нь бөглөх сүүлчийн s-дэд түвшинтэй байна. Эдгээр элементүүдэд I ба II бүлгийн үндсэн (хүснэгтийн нүдний зүүн талд) дэд бүлгүүдийн элементүүд орно.
- p-элементүүдийн хувьд p-дэд түвшнийг дүүргэсэн байна. p-элементүүд нь эхний ба долдугаар хэсгээс бусад үе бүрийн сүүлийн зургаан элемент, түүнчлэн III-VIII бүлгийн үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүдийг агуулдаг.
- d-элементүүд нь s- болон p-элементүүдийн хооронд том хугацаанд байрладаг.
- f-элементүүдийг лантанид ба актинид гэж нэрлэдэг. Тэдгээрийг D.I. хүснэгтийн доод хэсэгт жагсаасан болно. Менделеев.
6.6. Хром, зэс болон бусад зарим элементийн атомын электрон бүтцийн онцлог
Хэрэв та Хавсралт 4-ийг анхааралтай ажиглавал зарим элементийн атомуудын хувьд орбиталуудыг электроноор дүүргэх дараалал эвдэрч байгааг анзаарсан байх. Заримдаа эдгээр зөрчлийг "үл хамаарах зүйл" гэж нэрлэдэг боловч энэ нь тийм биш юм - Байгалийн хуулиас үл хамаарах зүйл байхгүй!
Энэ эмгэгийн эхний элемент бол хром юм. Түүний цахим бүтцийг нарийвчлан авч үзье (Зураг 6.16 А). Хромын атом нь 4 байна с-Хүний таамаглаж байгаа шиг хоёр дэд түвшин биш, зөвхөн нэг электрон байдаг. Гэхдээ 3 цагт г-дэд түвшин таван электронтой боловч энэ дэд түвшин 4-ийн дараа дүүрдэг с-дэд түвшний (6.4-р зургийг үз). Яагаад ийм зүйл болдгийг ойлгохын тулд электрон үүл 3 гэж юу болохыг харцгаая г- энэ атомын дэд түвшин.
Таван тус бүр 3 г-энэ тохиолдолд үүл нь нэг электроноор үүсгэгддэг. Та энэ бүлгийн 4-р зүйлээс мэдэж байгаачлан ийм таван электроны нийт электрон үүл нь бөмбөрцөг хэлбэртэй, эсвэл тэдний хэлснээр бөмбөрцөг тэгш хэмтэй байдаг. Янз бүрийн чиглэлд электрон нягтын тархалтын шинж чанарын дагуу 1-тэй төстэй байна с-Э.О. Электронууд нь ийм үүл үүсгэдэг дэд түвшний энерги нь тэгш хэм багатай үүлтэй харьцуулахад бага байдаг. Энэ тохиолдолд тойрог замын энерги 3 байна г- дэд түвшин нь энерги 4-тэй тэнцүү с- тойрог замууд. Тэгш хэм эвдэрсэн үед, жишээлбэл, зургаа дахь электрон гарч ирэхэд орбиталуудын энерги 3 байна. г-Дэд түвшин дахин эрчим хүч 4-ээс их болно с- тойрог замууд. Тиймээс манганы атом дахин 4-т хоёр дахь электронтой байна с-А.О.
Хагас эсвэл бүрэн электроноор дүүрсэн аливаа дэд түвшний ерөнхий үүл нь бөмбөрцөг тэгш хэмтэй байдаг. Эдгээр тохиолдолд энергийн бууралт нь ерөнхий шинж чанартай бөгөөд аль нэг дэд түвшин хагас эсвэл бүрэн электроноор дүүрсэн эсэхээс хамаардаггүй. Хэрэв тийм бол бид электрон бүрхүүлд ес дэх нь хамгийн сүүлд "ирдэг" атомын дараагийн зөрчлийг хайх ёстой. г- электрон. Үнэн хэрэгтээ зэсийн атом нь 3-тай байдаг г-Дэд түвшин нь 10 электронтой ба 4 с- зөвхөн нэг дэд түвшин (Зураг 6.16 б).
Бүрэн эсвэл хагас дүүргэсэн дэд түвшний тойрог замын энергийн бууралт нь хэд хэдэн чухал химийн үзэгдлүүдийг үүсгэдэг бөгөөд тэдгээрийн заримыг нь та мэдэх болно.
6.7. Гадаад ба валентын электронууд, орбиталууд ба дэд түвшин
Химийн шинжлэх ухаанд тусгаарлагдсан атомын шинж чанарыг ихэвчлэн судалдаггүй, учир нь бараг бүх атомууд янз бүрийн бодисын нэг хэсэг болох химийн холбоо үүсгэдэг. Химийн холбоо нь атомуудын электрон бүрхүүлүүдийн харилцан үйлчлэлээр үүсдэг. Бүх атомын хувьд (устөрөгчөөс бусад) бүх электронууд химийн холбоо үүсгэхэд оролцдоггүй: бор нь таван электроны гурав, нүүрстөрөгч нь зургаагаас дөрөв, жишээлбэл, бари нь тавин зургаагийн хоёрыг агуулдаг. Эдгээр "идэвхтэй" электронуудыг нэрлэдэг валентын электронууд.
Валентийн электроныг заримдаа андуурдаг гаднаэлектрон, гэхдээ энэ нь ижил зүйл биш юм.
Гадаад электронуудын электрон үүл нь хамгийн их радиустай (мөн үндсэн квант тооны хамгийн их утгатай).
Атомууд бие биендээ ойртоход эдгээр электронуудын үүсгэсэн электрон үүлнүүд юуны түрүүнд шүргэлцдэг болбол хамгийн түрүүнд гадаад электронууд нь холбоо үүсэхэд оролцдог. Гэхдээ тэдэнтэй хамт зарим электронууд нь холбоо үүсгэхэд оролцож болно. өмнөх гадаад(эцсийн өмнөх) давхарга, гэхдээ тэдгээр нь гаднах электронуудын энергиээс тийм ч их ялгаатай биш энергитэй байвал л болно. Атомын хоёр электрон хоёулаа валентын электронууд юм. (Лантанид ба актинидын хувьд зарим "гадна" электронууд хүртэл валенттай байдаг)
Валент электронуудын энерги нь атомын бусад электронуудын энергиээс хамаагүй их бөгөөд валентийн электронууд нь бие биенээсээ эрчим хүчний хувьд мэдэгдэхүйц бага ялгаатай байдаг.
Гадны электронууд нь зөвхөн атом нь химийн холбоо үүсгэж чаддаг тохиолдолд л валентын электронууд байдаг. Тиймээс гелийн атомын электрон хоёулаа гаднах боловч гелий атом нь ямар ч химийн холбоо үүсгэдэггүй тул тэдгээрийг валент гэж нэрлэх боломжгүй юм.
Валентийн электронууд эзэлдэг валентын орбиталууд, энэ нь эргээд үүсдэг валентын дэд түвшин.
Жишээ болгон электрон тохиргоог Зураг дээр үзүүлсэн төмрийн атомыг авч үзье. 6.17. Төмрийн атомын электронуудаас хамгийн их үндсэн квант тоо ( n= 4) зөвхөн хоёр 4 байна с- электрон. Үүний үр дүнд тэдгээр нь энэ атомын гаднах электронууд юм. Төмрийн атомын гаднах тойрог замууд нь бүгдээрээ орбиталууд юм n= 4, гаднах дэд түвшин нь эдгээр орбиталуудын үүсгэсэн бүх дэд түвшин, өөрөөр хэлбэл 4 юм. с-,
4х-, 4г- ба 4 е- EPU.
Гадаад электронууд нь үргэлж валентын электронууд байдаг тул 4 с-төмрийн атомын электронууд нь валентийн электронууд юм. Хэрэв тийм бол 3 г-Бага зэрэг өндөр энергитэй электронууд мөн валентийн электронууд болно. Төмрийн атомын гаднах түвшинд дүүргэсэнээс гадна 4 с-АО одоог хүртэл 4 үнэгүй байгаа х-, 4г- ба 4 е-А.О. Эдгээр нь бүгд гадаад шинж чанартай боловч зөвхөн 4 нь валент юм Р-АО, учир нь үлдсэн орбиталуудын энерги хамаагүй өндөр, эдгээр орбиталуудад электронууд харагдах нь төмрийн атомд ашиггүй юм.
Тэгэхээр төмрийн атом
гадаад цахим түвшин - дөрөвдүгээрт,
гадаад дэд түвшин - 4 с-, 4х-, 4г- ба 4 е- EPU,
гадаад тойрог замууд - 4 с-, 4х-, 4г- ба 4 е-АО,
гадаад электрон - хоёр 4 с- электрон (4 с 2),
гадаад электрон давхарга - дөрөвдүгээрт,
гадаад электрон үүл - 4 с-Э.О
валентын дэд түвшин - 4 с-, 4х-, ба 3 г- EPU,
валентын орбиталууд - 4 с-, 4х-, ба 3 г-АО,
валентын электрон - хоёр 4 с- электрон (4 с 2) ба зургаан 3 г- электрон (3 г 6).
Валентын дэд түвшнийг электроноор хэсэгчлэн эсвэл бүрэн дүүргэх эсвэл бүрэн чөлөөтэй хэвээр үлдэж болно. Цөмийн цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр бүх дэд түвшний энергийн утга буурдаг боловч электронууд хоорондоо харилцан үйлчлэлийн улмаас өөр өөр дэд түвшний энерги өөр өөр "хурд" -аар буурдаг. Эрчим хүчийг бүрэн дүүргэсэн г- Тэгээд е- дэд түвшин маш их буурч, валент байхаа болино.
Жишээ болгон титан, хүнцлийн атомуудыг авч үзье (Зураг 6.18).
Титан атомын хувьд 3 г-EPU нь электроноор хэсэгчлэн дүүрсэн, энерги нь 4-р энергиэс их байдаг с-EPU, ба 3 г- электронууд нь валент юм. Хүнцлийн атом нь 3 г-EPU нь электроноор бүрэн дүүрсэн, энерги нь 4-ийн энергиэс хамаагүй бага байдаг с-EPU, тиймээс 3 г- электронууд валент биш.
Өгөгдсөн жишээн дээр бид дүн шинжилгээ хийсэн валентын электрон тохиргоотитан ба хүнцлийн атомууд.
Атомын валентын электрон тохиргоог дараах байдлаар дүрсэлсэн валентын электрон томъёо, эсвэл хэлбэрээр валентын дэд түвшний энергийн диаграм.
ВАЛЕНЦИЙН ЭЛЕКТРОН, ГАДААД ЭЛЕКТРОН, ВАЛЕНЦИЙН EPU, ВАЛЕНЦ АО, АТОМЫН ВАЛЕНЦИЙН ЭЛЕКТРОН ТОХИРОГДОЛ, ВАЛЕНЦИЙН ЭЛЕКТРОНЫ ТОМЪЁОЛ, ВАЛЕНЦИЙН ДЭД ТҮВШНИЙ ДИАГРАМ.
1. Таны эмхэтгэсэн энергийн диаграммууд болон Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar атомуудын бүрэн электрон томъёонд гаднах болон валентийн электронуудыг заана уу. Эдгээр атомуудын валентын электрон томъёог бич. Энергийн диаграм дээр валентын дэд түвшний энергийн диаграммд харгалзах хэсгүүдийг тодруулна уу.
2. Атомын электрон тохиргоонд юу нийтлэг байдаг вэ: a) Li ба Na, B ба Al, O ба S, Ne ба Ar; b) Zn ба Mg, Sc ба Al, Cr ба S, Ti ба Si; в) Н ба Хэ, Ли ба О, К ба Кр, Ск ба Га. Тэдний ялгаа юу вэ?
3. Элемент тус бүрийн атомын электрон бүрхүүлд хэдэн валентын дэд түвшин байдаг вэ: а) устөрөгч, гели ба литий, б) азот, натри ба хүхэр, в) кали, кобальт, германи.
4. a) бор, б) фтор, в) натрийн атомд хэдэн валентын орбитал бүрэн дүүрсэн бэ?
5. Атомд хосгүй электронтой хэдэн орбиталь байдаг вэ: а) бор, б) фтор, в) төмөр
6. Манганы атом хэдэн чөлөөт гадна орбитальтай вэ? Хэдэн чөлөөт валент вэ?
7.Дараагийн хичээлд 20 мм-ийн өргөнтэй цаасан тууз бэлтгэж, эсүүдэд (20 × 20 мм) хувааж, энэ туузан дээр байгалийн цуврал элементүүдийг (устөрөгчөөс мейтнери хүртэл) хэрэглэнэ.
8. Зурагт үзүүлсэн шиг нүд бүрт элементийн тэмдэг, атомын дугаар, валентийн электрон томъёог байрлуул. 6.19 (Хавсралт 4-ийг ашиглана уу).
6.8. Атомуудыг электрон бүрхүүлийн бүтцийн дагуу системчлэх
Химийн элементүүдийг системчлэх нь элементүүдийн байгалийн цуврал дээр суурилдаг
Тэгээд электрон бүрхүүлүүдийн ижил төстэй байдлын зарчимтэдний атомууд.
Та химийн элементүүдийн байгалийн цувралыг аль хэдийн мэддэг болсон. Одоо электрон бүрхүүлийн ижил төстэй зарчимтай танилцацгаая.
ERE дахь атомуудын валентын электрон томъёог авч үзвэл зарим атомын хувьд тэдгээр нь зөвхөн үндсэн квант тооны утгуудад ялгаатай болохыг олж мэдэхэд хялбар байдаг. Жишээлбэл, 1 сУстөрөгчийн хувьд 1, 2 слитийн хувьд 1, 3 сНатри гэх мэт 1. Эсвэл 2 с 2 2хФторын хувьд 5, 3 с 2 3ххлорын хувьд 5, 4 с 2 4хбромын хувьд 5 гэх мэт. Энэ нь ийм атомуудын валентийн электронуудын үүлний гаднах мужууд нь хэлбэрийн хувьд маш төстэй бөгөөд зөвхөн хэмжээгээрээ (мөн мэдээж электроны нягтрал) ялгаатай гэсэн үг юм. Хэрэв тийм бол ийм атомуудын электрон үүл ба холбогдох валентийн тохиргоог нэрлэж болно төстэй. Ижил электрон тохиргоотой өөр өөр элементийн атомуудын хувьд бид бичиж болно ерөнхий валентын электрон томъёо: nsЭхний тохиолдолд 1 ба ns 2 n.p.секундэд 5. Байгалийн цуваа элементүүдээр дамжин өнгөрөхдөө ижил төстэй валентын тохиргоотой атомын бусад бүлгүүдийг олж болно.
Тиймээс, ижил төстэй валентийн электрон тохиргоотой атомууд нь байгалийн цуврал элементүүдэд байнга олддог.
Энэ бол электрон бүрхүүлийн ижил төстэй зарчим юм.
Энэ тогтмол байдлын төрлийг тодорхойлохыг хичээцгээе. Үүнийг хийхийн тулд бид таны хийсэн байгалийн цуврал элементүүдийг ашиглах болно.
ERE нь устөрөгчөөс эхэлдэг бөгөөд валентын электрон томъёо нь 1 юм с 1 . Ижил төстэй валентийн тохиргоог хайж олохын тулд бид ердийн валентын электрон томъёогоор элементүүдийн урд байрлах байгалийн цуврал элементүүдийг таслав. ns 1 (жишээ нь литийн өмнө, натрийн өмнө гэх мэт). Бид элементүүдийн "үе" гэж нэрлэгддэг зүйлсийг хүлээн авсан. Үүссэн "үе" -ийг хүснэгтийн мөр болгохын тулд нэмье (6.20-р зургийг үз). Үүний үр дүнд хүснэгтийн эхний хоёр баганад байгаа атомууд л ижил төстэй электрон тохиргоотой байх болно.
Хүснэгтийн бусад баганад валентын электрон тохиргооны ижил төстэй байдалд хүрэхийг хичээцгээе. Үүнийг хийхийн тулд бид 6, 7-р үеийн элементүүдийг 58 - 71 ба 90 - 103 тоогоор таслав (тэдгээр нь 4-ийг дүүргэнэ). е- ба 5 е-дэд түвшний) ба тэдгээрийг ширээн доор байрлуулна. Бид зурагт үзүүлсэн шиг үлдсэн элементүүдийн тэмдгүүдийг хэвтээ чиглэлд шилжүүлнэ. Үүний дараа хүснэгтийн нэг баганад байрлах элементийн атомууд ижил төстэй валентын тохиргоотой байх бөгөөд үүнийг ерөнхий валентын электрон томъёогоор илэрхийлж болно. ns 1 , ns 2 , ns 2 (n–1)г 1 , ns 2 (n–1)г 2 гэх мэт ns 2 n.p. 6. Валентын ерөнхий томъёоноос гарсан бүх хазайлтыг хром ба зэсийн нэгэн адил шалтгаанаар тайлбарладаг (6.6-р зүйлийг үз).
Таны харж байгаагаар ERE-ийг ашиглан электрон бүрхүүлийн ижил төстэй байдлын зарчмыг хэрэгжүүлснээр бид химийн элементүүдийг системчлэх боломжтой болсон. Химийн элементүүдийн ийм системийг нэрлэдэг байгалийн, учир нь энэ нь зөвхөн байгалийн хуулиудад тулгуурладаг. Бидний хүлээн авсан хүснэгт (Зураг 6.21) нь элементүүдийн байгалийн системийг графикаар дүрслэх аргуудын нэг бөгөөд үүнийг нэрлэдэг. химийн элементүүдийн урт хугацааны хүснэгт.
ЭЛЕКТРОН ХҮРЭЭНИЙ ТӨСӨЛ БАЙДЛЫН ЗАРЧИМ, ХИМИЙН ЭЛЕМЕНТИЙН БАЙГАЛИЙН ТОГТОЛЦОО ("ҮЕИЙН" СИСТЕМ), ХИМИЙН ЭЛЕМЕНТИЙН ХҮСНЭГТ.
6.9. Химийн элементүүдийн урт хугацааны хүснэгт
Химийн элементүүдийн урт хугацааны хүснэгтийн бүтцийг нарийвчлан авч үзье.
Энэ хүснэгтийн мөрүүдийг та аль хэдийн мэдэж байгаачлан элементүүдийн "үе" гэж нэрлэдэг. Цэгүүдийг 1-ээс 7 хүртэлх араб тоогоор дугаарласан. Эхний үе нь зөвхөн хоёр элементтэй. Тус бүр нь найман элемент агуулсан хоёр ба гурав дахь үеийг дууддаг богиноүеүүд. Тус бүр нь 18 элемент агуулсан дөрөв ба тав дахь үеийг дууддаг уртүеүүд. Тус бүр нь 32 элемент агуулсан зургаа, долдугаар үеийг дууддаг илүү уртүеүүд.
Энэ хүснэгтийн багануудыг дуудаж байна бүлгүүдэлементүүд. Бүлгийн дугаарыг А эсвэл В латин үсэг бүхий ром тоогоор тэмдэглэнэ.
Зарим бүлгийн элементүүд өөрийн гэсэн нийтлэг (бүлэг) нэртэй байдаг: IA бүлгийн элементүүд (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - шүлтлэг элементүүд(эсвэл шүлтлэг металлын элементүүд); IIA бүлгийн элементүүд (Ca, Sr, Ba, Ra) - газрын шүлтлэг элементүүд(эсвэл шүлтлэг шороон металлын элементүүд)("шүлтлэг метал" ба шүлтлэг шороон метал" гэсэн нэр нь харгалзах элементүүдээс үүссэн энгийн бодисыг хэлдэг бөгөөд элементийн бүлгийн нэр болгон ашиглах ёсгүй); VIA бүлгийн элементүүд (O, S, Se, Te, Po) - халькоген, бүлгийн VIIA элементүүд (F, Cl, Br, I, At) – галоген, VIII бүлгийн элементүүд (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) – үнэт хийн элементүүд.("Эрхэмсэг хий" гэсэн уламжлалт нэр нь энгийн бодисыг хэлдэг)
Хүснэгтийн доод хэсэгт ихэвчлэн байрлуулсан 58 – 71 (Ce – Lu) серийн дугаартай элементүүдийг нэрлэдэг. лантанидууд("дараах лантан") болон 90 – 103 серийн дугаартай элементүүд (Th – Lr) – актинид("далайн анемоныг дагаж"). Урт хугацааны хүснэгтийн хувилбар байдаг бөгөөд лантанид ба актинидууд нь ERE-ээс таслагдахгүй, харин хэт урт хугацаанд байрандаа үлддэг. Энэ хүснэгтийг заримдаа гэж нэрлэдэг хэт урт хугацаа.
Урт хугацааны хүснэгтийг дөрөв хуваадаг блок(эсвэл хэсэг).
s-Блокнийтлэг валентын электрон томъёо бүхий IA ба IIA бүлгийн элементүүдийг багтаасан болно ns 1 ба ns 2
(s-элементүүд).
r-блок-ийн нийтлэг валентын электрон томьёотой IIIA-аас VIIIA хүртэлх элементүүдийг агуулдаг ns 2 n.p. 1-ээс ns 2 n.p. 6 (p-элементүүд).
d-Блок-ийн нийтлэг валентын электрон томьёотой IIIB бүлгийн IIB хүртэлх элементүүдийг багтаана ns 2 (n–1)г 1-ээс ns 2 (n–1)г 10 (d-элементүүд).
f-блоклантанид ба актинид орно. f-элементүүд).
Элементүүд с- Тэгээд х-блокууд нь А бүлэг, элементүүдийг үүсгэдэг г-блок - Химийн элементийн системийн B-бүлэг. Бүгд е-элементүүд албан ёсоор IIIB бүлэгт багтдаг.
Эхний үеийн элементүүд - устөрөгч ба гели с-элементүүд ба IA ба IIA бүлэгт байрлуулж болно. Гэхдээ гелийг VIIIA бүлэгт ихэвчлэн үе дуусах элемент болгон байрлуулдаг бөгөөд энэ нь түүний шинж чанарт бүрэн нийцдэг (гели нь энэ бүлгийн элементүүдээс үүссэн бусад бүх энгийн бодисуудын нэгэн адил сайн хий юм). Устөрөгчийг ихэвчлэн VIIA бүлэгт оруулдаг, учир нь түүний шинж чанар нь шүлтлэг элементүүдээс илүү галогентэй илүү ойр байдаг.
Системийн үе бүр нь атомуудын валентын тохиргоотой элементээс эхэлдэг ns 1, учир нь эдгээр атомуудаас дараагийн электрон давхарга үүсэх нь эхэлж, атомын валентын тохиргоотой элементээр төгсдөг. ns 2 n.p. 6 (эхний үеэс бусад). Энэ нь үе бүрийн атомууд дахь электронуудаар дүүрсэн дэд түвшний бүлгүүдийн энергийн диаграммыг тодорхойлоход хялбар болгодог (Зураг 6.22). Зураг 6.4-т хийсэн хуулбарт үзүүлсэн бүх дэд түвшнийг ашиглан энэ ажлыг гүйцэтгээрэй. Зураг 6.22-т онцолсон дэд түвшингүүд (бүрэн дүүргэхээс бусад). г- Тэгээд е-дэд түвшин) нь тухайн үеийн бүх элементийн атомуудын валент юм.
Үе үе дэх харагдах байдал с-, х-, г- эсвэл е-элементүүд дүүргэх дараалалд бүрэн нийцдэг с-, х-, г- эсвэл е- электронтой дэд түвшин. Элементүүдийн системийн энэ онцлог нь тухайн элемент хамаарах үе ба бүлгийг мэдэж, түүний валентийн электрон томъёог нэн даруй бичих боломжийг олгодог.
ХИМИЙН ЭЛЕМЕНТ, БЛОК, ҮЕ, БҮЛЭГ, ШҮТЛИЙН ЭЛЕМЕНТ, ДЭЛХИЙН ШҮТЛЭГ ЭЛЕМЕНТ, ХАЛКОГЕН, ГАЛОГЕН, ХИЙГИЙН ЭЛЕМЕНТ, ЛАНТАНОЙД, АКТИНОИДУУДЫН УРТ ЦАГИЙН ХҮСНЭГТ.
a) IVA ба IVB бүлэг, б) IIIA ба VIIB бүлгийн элементүүдийн атомуудын ерөнхий валентын электрон томъёог бичнэ үү?
2. А ба В бүлгийн элементүүдийн атомуудын электрон тохиргоонд ямар нийтлэг зүйл байдаг вэ? Тэд юугаараа ялгаатай вэ?
3. a)-д хэдэн бүлэг элемент орсон бэ? с-блок, б) Р-блок, в) г- блоклох уу?
4.Дэд түвшний энергийг нэмэгдүүлэх чиглэлд 30-р зургийг үргэлжлүүлж, 4, 5, 6-р үед электроноор дүүрсэн дэд түвшний бүлгүүдийг тодруулна уу.
5. a) кальци, б) фосфор, в) титан, г) хлор, д) натрийн атомуудын валентын дэд түвшинг жагсаа. 6. s-, p-, d-элементүүд бие биенээсээ хэрхэн ялгаатай болохыг хэл.
7.Яагаад аливаа элементийн атомын гишүүнчлэл нь энэ атомын массаар биш харин цөм дэх протоны тоогоор тодорхойлогддогийг тайлбарла.
8. Лити, хөнгөн цагаан, стронций, селен, төмөр, хар тугалганы атомуудын хувьд валент, бүрэн ба товчилсон электрон томьёо зохиож, валентын дэд түвшний энергийн диаграммыг зурна. 9. Дараах валентын электрон томъёонд ямар элементийн атом тохирох вэ: 3 с 1 , 4с 1 3г 1 , 2с 2 2 х 6 , 5с 2 5х 2 , 5с 2 4г 2 ?
6.10. Атомын электрон томъёоны төрлүүд. Тэдний эмхэтгэлийн алгоритм
Өөр өөр зорилгоор бид атомын нийт эсвэл валентын тохиргоог мэдэх хэрэгтэй. Эдгээр электрон тохиргоо бүрийг томьёо эсвэл энергийн диаграмаар дүрсэлж болно. Тэр бол, атомын бүрэн электрон тохиргооилэрхийлэгддэг атомын бүрэн электрон томъёо, эсвэл атомын бүрэн энергийн диаграм. Эргээд, атомын валентын электрон тохиргооилэрхийлэгддэг валент(эсвэл үүнийг ихэвчлэн нэрлэдэг " богино") атомын электрон томъёо, эсвэл атомын валентын дэд түвшний диаграмм(Зураг 6.23).
Өмнө нь бид элементүүдийн атомын дугаарыг ашиглан атомын электрон томьёо хийдэг байсан. Үүний зэрэгцээ бид эрчим хүчний диаграммын дагуу дэд түвшинг электроноор дүүргэх дарааллыг тодорхойлсон: 1 с, 2с,
2х, 3с, 3х, 4с, 3г, 4х, 5с, 4г, 5х,
6с, 4е, 5г, 6х, 7сгэх мэт. Зөвхөн цахим томьёог бүрэн бичиж авснаар бид валентийн томъёог бичиж болно.
Химийн элементүүдийн систем дэх элементийн байрлалд тулгуурлан, үе бүлгийн координатыг ашиглан атомын валентын электрон томъёог бичих нь илүү тохиромжтой.
Үүнийг элементүүдэд хэрхэн яаж хийхийг илүү нарийвчлан авч үзье с-, х- Тэгээд г- блокууд
Элементүүдийн хувьд с-Атомын блок валентын электрон томъёо нь гурван тэмдэгтээс бүрдэнэ. Ерөнхийдөө үүнийг дараах байдлаар бичиж болно.
Эхний ээлжинд (том нүдний оронд) хугацааны дугаарыг байрлуулна (эдгээрийн үндсэн квант тоотой тэнцүү). с-электронууд), гурав дахь нь (дээд бичгээр) - бүлгийн дугаар (валент электронуудын тоотой тэнцүү). Магнийн атомыг (3-р үе, IIA бүлэг) жишээ болгон авч үзвэл бид дараахь зүйлийг олж авна.
Элементүүдийн хувьд х- атомын блок валентын электрон томъёо нь зургаан тэмдэгтээс бүрдэнэ.
Энд том нүднүүдийн оронд хугацааны дугаарыг мөн байрлуулна (эдгээрийн үндсэн квант тоотой тэнцүү). с- Тэгээд х-электронууд), бүлгийн дугаар (валент электронуудын тоотой тэнцүү) нь дээд үсгийн нийлбэртэй тэнцүү болж хувирна. Хүчилтөрөгчийн атомын хувьд (2-р үе, VIA бүлэг) бид дараахь зүйлийг олж авна.
2с 2 2х 4 .
Ихэнх элементийн валентын электрон томъёо г-блокыг дараах байдлаар бичиж болно.
Өмнөх тохиолдлуудын адил энд эхний нүдний оронд хугацааны дугаарыг (эдгээрийн үндсэн квант тоотой тэнцүү) тавина. с- электронууд). Эдгээрийн үндсэн квант тоо учраас хоёр дахь нүдэнд байгаа тоо нэгээр бага болж байна г- электронууд. Энд байгаа бүлгийн дугаар нь индексүүдийн нийлбэртэй тэнцүү байна. Жишээ – титаны валентын электрон томьёо (4-р үе, IVB бүлэг): 4 с 2 3г 2 .
Бүлгийн дугаар нь VIB бүлгийн элементүүдийн индексүүдийн нийлбэртэй тэнцүү боловч таны санаж байгаагаар тэдгээрийн валентийн хувьд с-Дэд түвшин нь зөвхөн нэг электронтой, ерөнхий валентын электрон томъёо нь ns 1 (n–1)г 5 . Тиймээс, жишээлбэл молибдений (5-р үе) валентын электрон томъёо нь 5 байна с 1 4г 5 .
Мөн алт (6-р үе)>–>6 гэх мэт IB бүлгийн аль ч элементийн валентын электрон томьёог зохиоход хялбар байдаг. с 1 5г 10, гэхдээ энэ тохиолдолд та үүнийг санах хэрэгтэй г- энэ бүлгийн элементүүдийн атомуудын электронууд валент хэвээр байгаа бөгөөд тэдгээрийн зарим нь химийн холбоо үүсгэхэд оролцож болно.
IIB бүлгийн элементийн атомуудын ерөнхий валентын электрон томъёо нь ns 2 (n – 1)г 10 . Тиймээс цайрын атомын валентын электрон томъёо нь 4 байна с 2 3г 10 .
Эхний гурвалсан элементүүдийн (Fe, Co, Ni) валентын электрон томьёо нь мөн ерөнхий дүрмийг дагаж мөрддөг. VIIIB бүлгийн элемент болох төмрийн валентийн электрон томъёо 4 байна с 2 3г 6. Кобальт атом нэгтэй г- электрон илүү (4 с 2 3г 7), никель атомын хувьд хоёроор (4 с 2 3г 8).
Зөвхөн эдгээр дүрмийг ашиглан валентийн электрон томьёо бичихдээ зарим атомын электрон томъёог зохиох боломжгүй юм. г-элементүүд (Nb, Ru, Rh, Pd, Ir, Pt), учир нь тэдгээрт өндөр тэгш хэмтэй электрон бүрхүүлийг авах хүслийн улмаас валентын дэд түвшинг электроноор дүүргэх нь зарим нэмэлт шинж чанартай байдаг.
Валентын электрон томьёог мэддэг тул та атомын бүрэн электрон томъёог бичиж болно (доороос үзнэ үү).
Ихэнхдээ нүсэр электрон томъёоны оронд тэд бичдэг товчилсон цахим томъёоатомууд. Тэдгээрийг электрон томъёонд нэгтгэхийн тулд атомын валентаас бусад бүх электроныг тусгаарлаж, тэмдэглэгээг нь дөрвөлжин хаалтанд хийж, электрон томъёоны сүүлчийн элементийн атомын электрон томъёонд харгалзах хэсгийг бичнэ. өмнөх үе (эрхэм хий үүсгэдэг элемент) нь энэ атомын тэмдэгээр солигдоно.
Төрөл бүрийн электрон томъёоны жишээг 14-р хүснэгтэд үзүүлэв.
Хүснэгт 14. Атомын электрон томъёоны жишээ
Цахим томъёо |
|||
Товчилсон |
Валент |
||
1с 2 2с 2 2х 3 |
2с 2 2х 3 |
2с 2 2х 3 |
|
1с 2 2с 2 2х 6 3с 2 3х 5 |
3с 2 3х 5 |
3с 2 3х 5 |
|
1с 2 2с 2 2х 6 3с 2 3х 6 4с 2 3г 5 |
4с 2 3г 5 |
4с 2 3г 5 |
|
1с 2 2с 2 2х 6 3с 2 3х 6 3г 10 4с 2 4х 3 |
4с 2 4х 3 |
4с 2 4х 3 |
|
1с 2 2с 2 2х 6 3с 2 3х 6 3г 10 4с 2 4х 6 |
4с 2 4х 6 |
4с 2 4х 6 |
|
Атомын электрон томъёог бүрдүүлэх алгоритм (иодын атомын жишээг ашиглан)
№ |
Үйл ажиллагаа |
Үр дүн |
|
Элементүүдийн хүснэгтэд атомын координатыг тодорхойл. |
5-р үе, VIIA бүлэг |
||
Валентын электрон томъёог бичнэ үү. |
5с 2 5х 5 |
||
Дотоод электронуудын тэмдэглэгээг дэд түвшнийг дүүргэх дарааллаар нь бөглөнө үү. |
1с 2 2с 2 2х 6 3с 2 3х 6 4с 2 3г 10 4х 6 5с 2 4г 10 5х 5 |
||
Бүрэн дүүргэсэн энергийн бууралтыг харгалзан үзвэл г- Тэгээд е-дэд түвшний, бүрэн электрон томъёог бичнэ үү. |
|
||
Валент электронуудыг тэмдэглэ. |
1с 2 2с 2 2х 6 3с 2 3х 6 3г 10 4с 2 4х 6 4г 10 5с 2 5х 5 |
||
Өмнөх язгуур хийн атомын электрон тохиргоог тодорхойл. |
|||
Бүх зүйлийг дөрвөлжин хаалтанд нэгтгэн товчилсон цахим томьёог бич валентгүйэлектронууд. |
5с 2 5х 5 |
Тэмдэглэл
1. 2 ба 3-р үеийн элементүүдийн хувьд гурав дахь үйлдэл (дөрөв дэхгүйгээр) нэн даруй бүрэн цахим томъёонд хүргэдэг.
2. (n – 1)г 10 - IB бүлгийн элементүүдийн атомууд дээр электронууд валент хэвээр байна.
БҮРЭН ЦАХИМ ТОМЪЁО, ВАЛЕНЦИЙН ЭЛЕКТРОН ТОМЪЁО, ТОВЧИЛСОН ЭЛЕКТРОН ТОМЪЁОЛ, АТОМЫН ЦАХИМ ТОМЪЁОГ ЭРГҮҮЛЭХ АЛГОРИТМ.
1. Элементийн атомын валентын электрон томьёог зохио a) гурав дахь А бүлгийн хоёрдугаар үе, б) хоёрдугаар А бүлгийн гуравдугаар үе, в) дөрөвдүгээр А бүлгийн дөрөвдүгээр үе.
2.Магни, фосфор, кали, төмөр, бром, аргон зэрэг атомуудын товчилсон электрон томьёо гарга.
6.11. Химийн элементүүдийн богино хугацааны хүснэгт
Байгалийн элементүүдийн системийг нээснээс хойш 100 гаруй жилийн хугацаанд энэ системийг графикаар тусгасан хэдэн зуун өөр өөр хүснэгтүүдийг санал болгосон. Эдгээрээс урт хугацааны хүснэгтээс гадна хамгийн өргөн тархсан нь Д.И.Менделеевийн богино хугацааны элементүүд гэж нэрлэгддэг хүснэгт юм. Урт хугацааны хүснэгтээс 4, 5, 6, 7-р үеийг IB бүлгийн элементүүдийн өмнө зүсэж, салгаж, үүссэн мөрүүдийг өмнөх шигээ нугалж байвал богино хугацааны хүснэгтийг олж авна. үеийг нугалав. Үр дүнг Зураг 6.24-т үзүүлэв.
Лантанид ба актинидыг энд үндсэн хүснэгтийн доор байрлуулна.
IN бүлгүүдЭнэ хүснэгтэд атомууд нь элементүүд орно ижил тооны валентийн электронуудЭдгээр электронууд ямар тойрог замд байгаагаас үл хамааран. Тиймээс хлорын элементүүд (металл бус бодис үүсгэдэг ердийн элемент; 3 с 2 3х 5) ба манган (металл үүсгэгч элемент; 4 с 2 3г 5) ижил төстэй электрон бүрхүүлгүй тул энд ижил долоо дахь бүлэгт багтана. Ийм элементүүдийг ялгах хэрэгцээ нь биднийг бүлгээр нь ялгахад хүргэдэг дэд бүлгүүд: гол- урт хугацааны хүснэгтийн А бүлгийн аналогууд ба тал- В бүлгийн аналогууд. Зураг 34-т үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүдийн тэмдэглэгээг зүүн тийш, хоёрдогч дэд бүлгүүдийн элементүүдийн тэмдэглэгээг баруун тийш шилжүүлэв.
Үнэн бол хүснэгтэд байгаа элементүүдийн зохион байгуулалт нь давуу талтай, учир нь энэ нь атомын валентийн чадварыг голчлон тодорхойлдог электронуудын тоо юм.
Урт хугацааны хүснэгтэд атомын электрон бүтцийн хуулиуд, элементүүдийн бүлгүүд дэх энгийн бодис, нэгдлүүдийн шинж чанарын өөрчлөлтийн ижил төстэй байдал, зүй тогтол, атом, энгийн бодис, нэгдлүүдийг тодорхойлдог олон тооны физик хэмжигдэхүүний тогтмол өөрчлөлтийг тусгасан болно. бүхэл бүтэн элементүүдийн системд болон бусад олон. Богино хугацааны хүснэгт нь энэ талаар бага тохиромжтой.
БОГИНО ХУГАЦААНЫ ХҮСНЭГТ, ҮНДСЭН ДЭД БҮЛЭГ, ХАЖУУДЫН ДЭД БҮЛГҮҮД.
1. Байгалийн цуваа элементүүдээс бүтээсэн урт хугацааны хүснэгтээ богино хугацааны хүснэгт болгон хөрвүүл. Урвуу хөрвүүлэлтийг хий.
2. Богино хугацааны хүснэгтийн нэг бүлгийн элементийн атомуудын ерөнхий валентын электрон томьёог зохиож болох уу? Яагаад?
6.12. Атомын хэмжээ. Орбитын радиус
.Атом нь тодорхой хил хязгааргүй байдаг. Тусгаарлагдсан атомын хэмжээ хэд гэж тооцогддог вэ? Атомын цөм нь электрон бүрхүүлээр хүрээлэгдсэн бөгөөд бүрхүүл нь электрон үүлнээс тогтдог. EO-ийн хэмжээ нь радиусаар тодорхойлогддог r eo. Гаднах давхарга дахь бүх үүл нь ойролцоогоор ижил радиустай байдаг. Тиймээс атомын хэмжээг энэ радиусаар тодорхойлж болно. гэж нэрлэдэг атомын тойрог замын радиус(r 0).
Атомуудын тойрог замын радиусын утгыг Хавсралт 5-д өгсөн болно.
ЭО-ийн радиус нь цөмийн цэнэг болон энэ үүлийг үүсгэгч электрон байрладаг тойрог замаас хамаарна. Иймээс атомын тойрог замын радиус нь эдгээр шинж чанаруудаас хамаардаг.
Устөрөгч ба гелийн атомын электрон бүрхүүлийг авч үзье. Устөрөгчийн атом ба гелийн атомын аль алинд нь электронууд 1-т байрладаг с-АО, хэрэв эдгээр атомуудын цөмийн цэнэг ижил байсан бол тэдгээрийн үүл ижил хэмжээтэй байх байсан. Гэхдээ гелийн атомын цөмийн цэнэг устөрөгчийн атомын цөмөөс хоёр дахин их байна. Кулоны хуулийн дагуу гелийн атомын электрон бүрт үйлчлэх таталцлын хүч нь устөрөгчийн атомын цөмд электрон татах хүчнээс хоёр дахин их байна. Тиймээс гелийн атомын радиус нь устөрөгчийн атомын радиусаас хамаагүй бага байх ёстой. Энэ бол үнэн: r 0 (Тэр) / r 0 (H) = 0.291 E / 0.529 E 0.55.
Лити атом нь 2-т гаднах электронтой с-АО, өөрөөр хэлбэл, хоёрдугаар давхаргын үүл үүсгэдэг. Мэдээжийн хэрэг, түүний радиус илүү том байх ёстой. Үнэхээр: r 0 (Li) = 1.586 E.
Хоёр дахь үеийн үлдсэн элементүүдийн атомууд нь гаднах электронуудтай (ба 2 с, ба 2 х) нь ижил хоёр дахь электрон давхаргад байрладаг бөгөөд атомын тоо нэмэгдэх тусам эдгээр атомуудын цөмийн цэнэг нэмэгддэг. Электронууд цөмд илүү хүчтэй татагддаг бөгөөд байгалийн жамаар атомын радиус багасдаг. Бид бусад үеийн элементүүдийн атомуудын хувьд эдгээр аргументуудыг давтаж болох боловч нэг тодруулгатайгаар: тойрог замын радиус нь зөвхөн дэд түвшин бүрийг дүүргэх үед монотоноор буурдаг.
Гэхдээ нарийн ширийн зүйлийг үл тоомсорловол элементүүдийн систем дэх атомын хэмжээ өөрчлөгдөх ерөнхий шинж чанар нь дараах байдалтай байна: хугацааны дарааллын тоо нэмэгдэх тусам атомын тойрог замын радиус буурч, бүлэгт тэдгээр нь . нэмэгдүүлэх. Хамгийн том атом нь цезийн атом, хамгийн жижиг нь гелий атом боловч химийн нэгдлүүдийг үүсгэдэг элементүүдийн атомуудаас (гели ба неон нь тэдгээрийг үүсгэдэггүй) хамгийн жижиг нь фторын атом юм.
Лантанидын дараах байгалийн цувралын ихэнх элементийн атомууд ерөнхий хуулиудад үндэслэн тооцоолж байснаас арай бага тойрог замын радиустай байдаг. Энэ нь элементийн системд лантан ба гафни хоёрын хооронд 14 лантанид байдаг тул гафни атомын цөмийн цэнэг 14 байдагтай холбоотой юм. длантанаас илүү. Тиймээс эдгээр атомын гаднах электронууд нь лантанид байхгүй үед байхаас илүү цөмд илүү хүчтэй татагддаг (энэ нөлөөг ихэвчлэн "лантанидын агшилт" гэж нэрлэдэг).
VIIIA бүлгийн элементийн атомаас IA бүлгийн элементийн атом руу шилжих үед тойрог замын радиус огцом нэмэгддэг болохыг анхаарна уу. Үүний үр дүнд бидний үе бүрийн эхний элементүүдийн сонголт (§ 7-г үзнэ үү) зөв болсон.
АТОМЫН ТОГЛОЛТЫН РАДИУС, ЭЛЕМЕНТИЙН СИСТЕМИЙН ӨӨРЧЛӨЛТ.
1. Хавсралт 5-д өгөгдсөн өгөгдлийн дагуу атомын тойрог замын радиус нь элементийн атомын дугаараас хамаарах графикийг график цаасан дээр зур. З 1-ээс 40. Хэвтээ тэнхлэгийн урт нь 200 мм, босоо тэнхлэгийн урт нь 100 мм.
2. Үүссэн тасархай шугамын харагдах байдлыг хэрхэн тодорхойлох вэ?
6.13. Атомын иончлолын энерги
Хэрэв та атом дахь электронд нэмэлт энерги өгвөл (та үүнийг физикийн хичээлээр яаж хийхийг сурах болно) электрон өөр AO руу шилжиж болно, өөрөөр хэлбэл атом нь төгсгөл болно. сэтгэл хөдөлсөн байдал. Энэ төлөв тогтворгүй бөгөөд электрон бараг тэр даруй анхны төлөвтөө буцаж, илүүдэл энерги ялгарах болно. Гэвч хэрэв электронд өгөх энерги хангалттай том бол электрон атомаас бүрэн салж, харин атом ионжуулсан, өөрөөр хэлбэл эерэг цэнэгтэй ион болж хувирдаг ( катион). Үүнд шаардагдах энергийг нэрлэдэг атомын иончлолын энерги(ЭМөн).
Нэг атомаас электроныг салгаж, үүнд шаардагдах энергийг хэмжих нь нэлээд хэцүү байдаг тул үүнийг практикт тодорхойлж, ашигладаг. молийн иончлолын энерги(E ба м).
Молийн иончлолын энерги нь 1 моль атомаас (атом бүрээс нэг электрон) 1 моль электроныг зайлуулахад шаардагдах хамгийн бага энерги хэд байхыг харуулдаг. Энэ утгыг ихэвчлэн моль тутамд киложоулаар хэмждэг. Ихэнх элементүүдийн хувьд эхний электроны молийн иончлолын энергийн утгыг Хавсралт 6-д өгсөн болно.
Атомын иончлолын энерги нь элементийн систем дэх элементийн байрлалаас хэрхэн хамаардаг, өөрөөр хэлбэл бүлэг болон хугацаанд хэрхэн өөрчлөгдөх вэ?
Физик утгаараа иончлолын энерги нь электроныг атомаас хязгааргүй зайд шилжүүлэхэд электрон ба атомын хоорондох таталцлын хүчийг даван туулахад зарцуулах ёстой ажилтай тэнцүү юм.
Хаана q- электрон цэнэг; Qэлектроныг зайлуулсны дараа үлдсэн катионы цэнэг ба r o нь атомын тойрог замын радиус юм.
БА q, Мөн Q- хэмжигдэхүүн нь тогтмол бөгөөд бид электроныг зайлуулах ажил гэж дүгнэж болно А, мөн түүнтэй хамт иончлолын энерги Эба, атомын тойрог замын радиустай урвуу пропорциональ байна.
Хавсралт 5, 6-д өгөгдсөн янз бүрийн элементийн атомуудын тойрог замын радиус ба иончлолын энергийн холбогдох утгуудад дүн шинжилгээ хийснээр эдгээр хэмжигдэхүүнүүдийн хоорондын хамаарал нь пропорциональтай ойролцоо боловч үүнээс арай өөр байгаа эсэхийг шалгаж болно. . Бидний дүгнэлт туршилтын өгөгдөлтэй тийм ч сайн тохирохгүй байгаа шалтгаан нь бид маш бүдүүлэг загвар ашигласан бөгөөд олон чухал хүчин зүйлийг тооцоогүй. Гэхдээ энэ бүдүүлэг загвар ч гэсэн тойрог замын радиус нэмэгдэх тусам атомын иончлолын энерги буурч, эсрэгээр радиус багасах тусам нэмэгддэг гэсэн зөв дүгнэлт гаргах боломжийг бидэнд олгосон.
Атомын тоо нэмэгдэх тусам атомын тойрог замын радиус багасч, иончлолын энерги нэмэгддэг. Бүлэгт атомын тоо нэмэгдэхийн хэрээр атомын тойрог замын радиус нь дүрмээр нэмэгдэж, иончлолын энерги буурдаг. Хамгийн их молийн иончлолын энерги нь хамгийн жижиг атомууд болох гелийн атомуудад (2372 кЖ/моль), химийн холбоо үүсгэх чадвартай атомуудаас фторын атомуудад (1681 кЖ/моль) байдаг. Хамгийн жижиг нь хамгийн том атомууд болох цезийн атомуудад зориулагдсан (376 кЖ/моль). Элементүүдийн системд иончлолын энергийг нэмэгдүүлэх чиглэлийг схемээр дараах байдлаар харуулж болно. 
Химийн хувьд иончлолын энерги нь атомын "өөрийн" электроноо өгөх хандлагыг тодорхойлдог нь чухал юм: иончлолын энерги өндөр байх тусам атом электроноо өгөх хандлага бага байх болно.
ЭЛЕМЕНТИЙН СИСТЕМД ӨГСӨЛТИЙН БАЙДАЛ, ИОНЖУУЛАЛТ, КАТОН, ИОНЖУУЛАХ ЭРЧИМ ХҮЧ, МОЛЬ ИОНЖУУЛАХ ЭРЧИМ ХҮЧ, ИОНЖУУЛАХ ЭРЧИМИЙН ӨӨРЧЛӨЛТ.
1. Хавсралт 6-д өгөгдсөн өгөгдлүүдийг ашиглан нийт 1 г масстай натрийн атомуудаас нэг электроныг зайлуулахын тулд хичнээн их энерги зарцуулах ёстойг тодорхойл.
2. Хавсралт 6-д өгсөн өгөгдлүүдийг ашиглан 3 г жинтэй бүх натрийн атомаас нэг электроныг салгахад ижил масстай бүх калийн атомаас хэд дахин их энерги шаардагдахыг тодорхойл. Энэ харьцаа яагаад ижил атомуудын молийн иончлолын энергийн харьцаанаас ялгаатай вэ?
3. Хавсралт 6-д өгөгдсөн өгөгдлийн дагуу элементийн молийн иончлолын энергийн атомын дугаараас хамаарлыг графикаар зур. З 1-ээс 40 хүртэл. Графикийн хэмжээсүүд нь өмнөх догол мөрөнд өгсөн даалгавартай ижил байна. Энэ график нь элементүүдийн системийн "үе"-ийн сонголттой тохирч байгаа эсэхийг шалгана уу.
6.14. Электрон ойрын энерги
.Атомын хоёр дахь чухал энергийн шинж чанар электрон ойрын энерги(ЭХамт).
Практикт иончлолын энергийн нэгэн адил харгалзах молийн хэмжигдэхүүнийг ихэвчлэн ашигладаг. молийн электрон ойрын энерги().
Моляр электроны хамаарлын энерги нь нэг моль саармаг атомд нэг моль электрон нэмэхэд ялгарах энергийг харуулдаг (атом бүрт нэг электрон). Молийн иончлолын энергийн нэгэн адил энэ хэмжигдэхүүнийг моль тутамд киложоулаар хэмждэг.
Эхлээд харахад энэ тохиолдолд энерги ялгарах ёсгүй юм шиг санагдаж магадгүй, учир нь атом нь төвийг сахисан бөөмс бөгөөд төвийг сахисан атом ба сөрөг цэнэгтэй электронуудын хооронд электростатик таталцлын хүч байдаггүй. Эсрэгээр, атом руу ойртоход электрон нь электрон бүрхүүлийг бүрдүүлдэг сөрөг цэнэгтэй электронуудаар түлхэгдэх ёстой юм шиг санагддаг. Үнэндээ энэ нь үнэн биш юм. Хэрэв та атомын хлортой тулгарсан бол санаарай. Мэдээж үгүй. Эцсийн эцэст энэ нь зөвхөн маш өндөр температурт л байдаг. Илүү тогтвортой молекул хлор нь байгальд бараг байдаггүй, шаардлагатай бол химийн урвалын тусламжтайгаар олж авах шаардлагатай. Мөн та натрийн хлорид (ширээний давс) -тай байнга харьцах хэрэгтэй. Эцсийн эцэст, хоолны давсыг хүн өдөр бүр хоол хүнсээр хэрэглэдэг. Мөн байгальд энэ нь ихэвчлэн тохиолддог. Гэхдээ хоолны давс нь хлоридын ион, өөрөөр хэлбэл нэг "нэмэлт" электрон нэмсэн хлорын атомуудыг агуулдаг. Хлоридын ионууд ийм түгээмэл байдгийн нэг шалтгаан нь хлорын атомууд электрон авах хандлагатай байдаг, өөрөөр хэлбэл хлорын атом ба электронуудаас хлоридын ион үүсэх үед энерги ялгардаг.
Эрчим хүч ялгарах нэг шалтгаан нь танд аль хэдийн мэдэгдэж байгаа бөгөөд энэ нь дан цэнэгтэй шилжих явцад хлорын атомын электрон бүрхүүлийн тэгш хэм нэмэгдсэнтэй холбоотой юм. анион. Үүний зэрэгцээ, таны санаж байгаагаар эрчим хүч 3 х- дэд түвшин буурна. Өөр илүү төвөгтэй шалтгаанууд байдаг.
Электрон ойрын энергийн утгад хэд хэдэн хүчин зүйл нөлөөлдөг тул элементийн систем дэх энэ хэмжигдэхүүний өөрчлөлтийн шинж чанар нь иончлолын энергийн өөрчлөлтийн шинж чанараас хамаагүй илүү төвөгтэй байдаг. Хавсралт 7-д өгөгдсөн хүснэгтэд дүн шинжилгээ хийснээр та үүнд итгэлтэй байж болно. Гэхдээ энэ хэмжигдэхүүний утга нь юуны түрүүнд иончлолын энергийн утгатай ижил электростатик харилцан үйлчлэлээр тодорхойлогддог тул түүний систем дэх өөрчлөлт Элементүүд (наад зах нь А- бүлгүүдэд) нь ерөнхийдөө иончлолын энергийн өөрчлөлттэй төстэй, өөрөөр хэлбэл бүлэг дэх электроны хамаарлын энерги буурч, тодорхой хугацаанд нэмэгддэг. Энэ нь фтор (328 кЖ/моль) ба хлор (349 кЖ/моль) атомуудын хувьд хамгийн их байна. Элементүүдийн систем дэх электрон ойрын энергийн өөрчлөлтийн шинж чанар нь иончлолын энергийн өөрчлөлтийн шинж чанартай төстэй, өөрөөр хэлбэл электрон ойрын энергийн өсөлтийн чиглэлийг схемээр дараах байдлаар харуулж болно.
2. Өмнөх даалгавруудын адил хэвтээ тэнхлэгийн дагуу ижил масштабаар элементийн атомуудын электроны хамаарлын молийн энерги атомын дугаараас хамаарах графикийг байгуул. З 7 програмыг ашиглан 1-ээс 40 хүртэл.
3. Сөрөг электрон ойрын энергийн утгууд нь ямар физик утгатай вэ?
4. Яагаад 2-р үеийн бүх элементийн атомуудаас зөвхөн бериллий, азот, неонууд электрон ойрын молийн энергийн сөрөг утгатай байдаг вэ?
6.15. Атомуудын электрон алдаж, олж авах хандлага
Атомын өөрийн электроныг өгч, бусдын электроныг нэмэх хандлага нь түүний энергийн шинж чанараас (иончлолын энерги ба электрон ойрын энерги) хамаардаг гэдгийг та аль хэдийн мэдэж байгаа. Аль атомууд электроноо өгөх хандлагатай, аль нь бусдыг хүлээн авах хандлагатай байдаг вэ?
Энэ асуултад хариулахын тулд элементүүдийн систем дэх эдгээр налуугийн өөрчлөлтийн талаар бидний мэддэг бүх зүйлийг 15-р хүснэгтэд нэгтгэн харуулъя.
Хүснэгт 15. Атомуудын өөрийн электроноос татгалзаж, гадаад электрон авах хандлагад гарсан өөрчлөлт.
