Атом хэрхэн бүтдэгийг харцгаая. Бид зөвхөн загваруудын талаар ярих болно гэдгийг санаарай. Практикт атомууд нь илүү төвөгтэй бүтэц юм. Гэвч орчин үеийн хөгжлийн ачаар бид шинж чанаруудыг (бүгд биш ч гэсэн) тайлбарлаж, бүр амжилттай таамаглах боломжтой болсон. Тэгэхээр атом ямар бүтэцтэй вэ? Энэ нь юугаар "хийсэн" вэ?
Атомын гаригийн загвар
Анх 1913 онд Данийн физикч Н.Бор санал болгосон. Энэ бол атомын бүтцийн тухай анхны онол юм шинжлэх ухааны баримтууд. Үүнээс гадна орчин үеийн сэдэвчилсэн нэр томъёоны үндэс суурийг тавьсан. Үүний дотор электрон бөөмс үүсдэг эргэлтийн хөдөлгөөнүүдНарны эргэн тойрон дахь гаригуудтай ижил зарчмын дагуу атомын эргэн тойронд. Бор тэдгээр нь зөвхөн цөмөөс тодорхой зайд байрладаг тойрог замд оршин тогтнох боломжтой гэж үзсэн. Эрдэмтэн яагаад ийм болсныг шинжлэх ухааны үүднээс тайлбарлаж чадаагүй ч ийм загвар нь олон туршилтаар батлагдсан. Цөмд хамгийн ойр дугаарласан нэгээс эхлэн тойрог замыг тодорхойлохын тулд бүхэл тоонуудыг ашигласан. Эдгээр бүх тойрог замыг бас түвшин гэж нэрлэдэг. Устөрөгчийн атом нь нэг электрон эргэдэг зөвхөн нэг түвшинтэй. Гэхдээ нарийн төвөгтэй атомууд бас түвшинтэй байдаг. Тэдгээр нь ижил төстэй энергийн потенциалтай электронуудыг нэгтгэдэг бүрэлдэхүүн хэсгүүдэд хуваагддаг. Тиймээс, хоёр дахь нь аль хэдийн хоёр дэд түвшинтэй - 2s ба 2p. Гурав дахь нь аль хэдийн гурван - 3s, 3p, 3d байна. гэх мэт. Нэгдүгээрт, цөмд ойр байрлах дэд түвшнийг "хүн амаар дүүргэж", дараа нь алслагдсан түвшинтэй. Тэд тус бүр нь зөвхөн тодорхой тооны электроныг агуулж чаддаг. Гэхдээ энэ бол төгсгөл биш. Дэд түвшин бүр нь тойрог замд хуваагддаг. Энгийн амьдралтай харьцуулж үзье. Атомын электрон үүл нь хоттой адил юм. Түвшин нь гудамж юм. Дэд түвшин - хувийн байшинэсвэл орон сууц. Орбитал - өрөө. Тэд тус бүр нэг эсвэл хоёр электрон "амьдарч" байдаг. Тэд бүгд тодорхой хаягтай. Энэ бол атомын бүтцийн анхны диаграмм байв. Эцэст нь электронуудын хаягийн талаар: тэдгээрийг "квант" гэж нэрлэдэг тооны багцаар тодорхойлно.
Атомын долгионы загвар
Гэвч цаг хугацаа өнгөрөхөд гаригийн загварыг шинэчилсэн. Атомын бүтцийн хоёр дахь онолыг дэвшүүлсэн. Энэ нь илүү дэвшилтэт бөгөөд практик туршилтын үр дүнг тайлбарлах боломжийг олгодог. Эхнийх нь Э.Шредингерийн санал болгосон атомын долгионы загвараар солигдсон. Дараа нь электрон нь зөвхөн бөөмс төдийгүй долгион хэлбэрээр илэрч болохыг аль хэдийн тогтоосон. Шредингер юу хийсэн бэ? Тэрээр долгионы хөдөлгөөнийг дүрсэлсэн тэгшитгэлийг ашигласан тул атом дахь электроны траекторийг бус, харин тодорхой цэгт түүнийг илрүүлэх магадлалыг олж болно. Хоёр онолыг нэгтгэдэг зүйл бол энгийн бөөмс нь тодорхой түвшин, дэд түвшин, тойрог замд байрладаг. Загваруудын ижил төстэй байдал энд дуусдаг. Би танд нэг жишээ хэлье: долгионы онолд 95% магадлалтайгаар электрон олддог бүсийг орбитал гэнэ. Үлдсэн орон зай нь 5% -ийг эзэлдэг.Гэхдээ эцэст нь атомын бүтцийн онцлогийг долгионы загвараар дүрсэлсэн нь тодорхой болсон боловч ашигласан нэр томъёо нь нийтлэг байдаг.
Энэ тохиолдолд магадлалын тухай ойлголт
Яагаад энэ нэр томъёог ашигласан бэ? Хэйзенберг 1927 онд тодорхойгүй байдлын зарчмыг томъёолсон бөгөөд одоо энэ зарчмыг бичил хэсгүүдийн хөдөлгөөнийг тодорхойлоход ашиглаж байна. Энэ нь тэдний энгийн бие махбодоос үндсэн ялгаан дээр суурилдаг. Энэ юу вэ? Сонгодог механикууд хүн аливаа үзэгдлийг тэдэнд нөлөөлөхгүйгээр ажиглаж чадна гэж үздэг (ажиглалт селестиел биетүүд). Хүлээн авсан өгөгдөл дээр үндэслэн тухайн объект тодорхой хугацаанд хаана байхыг тооцоолох боломжтой. Гэхдээ бичил ертөнцийн хувьд бүх зүйл өөр байх ёстой. Жишээлбэл, багаж болон бөөмийн энерги нь харьцуулашгүй учраас электроныг түүнд нөлөөлөхгүйгээр ажиглах боломжгүй болсон. Энэ нь түүний байршлыг өөрчлөхөд хүргэдэг энгийн бөөмс, төлөв, чиглэл, хөдөлгөөний хурд болон бусад үзүүлэлтүүд. Мөн тодорхой шинж чанаруудын талаар ярих нь утгагүй юм. Тодорхой бус байдлын зарчим нь цөмийн эргэн тойронд байгаа электронуудын яг тодорхой чиглэлийг тооцоолох боломжгүй гэдгийг бидэнд хэлдэг. Та зөвхөн орон зайн тодорхой хэсэгт бөөмс олох магадлалыг зааж өгч болно. Энэ бол химийн элементийн атомын бүтцийн онцлог юм. Гэхдээ үүнийг зөвхөн эрдэмтэд практик туршилтанд анхаарч үзэх хэрэгтэй.
Атомын найрлага
Гэхдээ бүхэл бүтэн сэдэв дээр анхаарлаа хандуулцгаая. Тиймээс, электрон бүрхүүлээс гадна атомын хоёр дахь бүрэлдэхүүн хэсэг нь цөм юм. Энэ нь эерэг цэнэгтэй протон ба төвийг сахисан нейтроноос бүрдэнэ. Бид бүгд үелэх хүснэгтийг мэддэг. Элемент бүрийн тоо нь түүнд агуулагдах протоны тоотой тохирч байна. Нейтроны тоо нь атомын масс ба протоны тооны зөрүүтэй тэнцүү байна. Энэ дүрмээс гажсан байж болно. Дараа нь тэд элементийн изотоп байдаг гэж хэлдэг. Атомын бүтэц нь "хүрээлэгдсэн" бүтэцтэй байдаг электрон бүрхүүл. ихэвчлэн протоны тоотой тэнцүү байна. Сүүлчийн масс нь эхнийхээс ойролцоогоор 1840 дахин их бөгөөд нейтроны жинтэй ойролцоо байна. Цөмийн радиус нь атомын диаметрийн 1/200,000 орчим байна. Энэ нь өөрөө бөмбөрцөг хэлбэртэй байдаг. Энэ нь ерөнхийдөө химийн элементүүдийн атомуудын бүтэц юм. Масс, шинж чанарын ялгааг үл харгалзан тэдгээр нь ойролцоогоор ижил харагдаж байна.
Орбитууд
Атомын бүтцийн диаграм гэж юу болох талаар ярихдаа тэдний талаар чимээгүй байж болохгүй. Тиймээс эдгээр төрлүүд байдаг:
- с. Тэд бөмбөрцөг хэлбэртэй байдаг.
- х. Тэдгээр нь гурван хэмжээст найман дүрс эсвэл ээрэх шиг харагддаг.
- d ба f. Тэдгээр нь нарийн төвөгтэй хэлбэртэй бөгөөд албан ёсны хэлээр тайлбарлахад хэцүү байдаг.
Төрөл бүрийн электроныг харгалзах тойрог замд 95% магадлалтайгаар олж болно. Өгөгдсөн мэдээлэл нь хийсвэр шинж чанартай тул тайван байх ёстой математик загвар, нөхцөл байдлын бодит бодит байдлаас илүү. Гэхдээ энэ бүхний хажуугаар атом, тэр ч байтугай молекулуудын химийн шинж чанарыг урьдчилан таамаглах сайн чадвартай. Түвшин нь цөмөөс хол байх тусам түүн дээр илүү их электрон байрлуулж болно. Тиймээс тойрог замын тоог тусгай томъёогоор тооцоолж болно: x 2. Энд x нь түвшний тоотой тэнцүү байна. Хоёр хүртэлх электроныг тойрог замд байрлуулж болох тул эцсийн эцэст тэдгээрийн тоон хайлтын томъёо дараах байдлаар харагдах болно: 2x2.
Орбитууд: техникийн өгөгдөл
Хэрэв бид фторын атомын бүтцийн талаар ярих юм бол гурван тойрог замтай болно. Тэд бүгдээрээ дүүрэх болно. Нэг дэд түвшний тойрог замын энерги ижил байна. Тэдгээрийг тодорхойлохын тулд давхаргын дугаарыг нэмнэ үү: 2s, 4p, 6d. Фторын атомын бүтцийн тухай яриа руугаа буцъя. Энэ нь хоёр s- ба нэг p-дэд түвшинтэй байх болно. Энэ нь есөн протонтой, ижил тооны электронтой. Эхний s түвшин. Энэ нь хоёр электрон юм. Дараа нь хоёр дахь s түвшин. Өөр хоёр электрон. Мөн 5 нь p түвшнийг дүүргэдэг. Энэ бол түүний бүтэц юм. Дараах дэд гарчгийг уншсаны дараа та шаардлагатай алхмуудыг өөрөө хийж, үүнд итгэлтэй байж болно. Хэрэв бид аль фтор нь мөн хамаарах талаар ярих юм бол тэдгээр нь нэг бүлэгт багтдаг ч шинж чанараараа огт өөр гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. Тиймээс тэдний буцалгах цэг нь -188-аас 309 градусын хооронд хэлбэлздэг. Тэгвэл яагаад тэд нэгдсэн юм бэ? Бүгдэд нь баярлалаа химийн шинж чанар. Бүх галоген ба фтор нь хамгийн их исэлдүүлэх чадвартай байдаг. Тэд металлтай урвалд ордог бөгөөд өрөөний температурт ямар ч асуудалгүйгээр аяндаа гал авалцдаг.
Орбитууд хэрхэн дүүрдэг вэ?
Электронууд ямар дүрэм, зарчмаар байрладаг вэ? Илүү сайн ойлгохын тулд үг хэллэгийг хялбаршуулсан гурван үндсэн зүйлтэй танилцахыг бид танд санал болгож байна.
- Хамгийн бага энергийн зарчим. Электронууд нь энергийг нэмэгдүүлэх дарааллаар тойрог замыг дүүргэх хандлагатай байдаг.
- Паулигийн зарчим. Нэг тойрог замд хоёроос илүү электрон байж болохгүй.
- Хундын дүрэм. Нэг дэд түвшинд электронууд эхлээд хоосон орбиталуудыг дүүргэж, дараа нь хос үүсгэдэг.
Атомын бүтэц нь үүнийг бөглөхөд туслах бөгөөд энэ тохиолдолд дүрсний хувьд илүү ойлгомжтой болно. Тиймээс хэлхээний диаграммтай ажиллахдаа үүнийг гартаа байлгах хэрэгтэй.
Жишээ
Өгүүллийн хүрээнд хэлсэн бүх зүйлийг нэгтгэн дүгнэхийн тулд та атомын электронууд нь тэдгээрийн түвшин, дэд түвшин, орбиталуудын хооронд хэрхэн тархдаг талаар жишээ гаргаж болно (өөрөөр хэлбэл түвшний тохиргоо гэж юу вэ). Үүнийг томьёо, энергийн диаграм, давхаргын диаграм хэлбэрээр дүрсэлж болно. Энд маш сайн зургууд байдаг бөгөөд үүнийг сайтар судалж үзээд атомын бүтцийг ойлгоход тусалдаг. Тиймээс эхний түвшинг эхлээд бөглөнө. Энэ нь зөвхөн нэг тойрог замтай, зөвхөн нэг дэд түвшинтэй. Бүх түвшинг хамгийн багаас нь эхлэн дараалан бөглөнө. Нэгдүгээрт, нэг дэд түвшинд орбитал бүрт нэг электрон байрлана. Дараа нь хосууд үүсдэг. Хэрэв үнэ төлбөргүй байгаа бол өөр дүүргэх сэдэв рүү шилжих болно. Одоо та азот эсвэл фторын атомын бүтэц гэж юу болохыг өөрөө олж мэдэх боломжтой (үүнийг өмнө нь авч үзсэн). Эхэндээ энэ нь бага зэрэг хэцүү байж болох ч та зургуудыг ашиглан таныг удирдан чиглүүлэх боломжтой. Тодорхой болгохын тулд азотын атомын бүтцийг авч үзье. Энэ нь 7 протонтой (цөмийг бүрдүүлдэг нейтронтой хамт), ижил тооны электронтой (электрон бүрхүүлийг бүрдүүлдэг). Эхний s түвшнийг эхлээд бөглөнө. Энэ нь 2 электронтой. Дараа нь хоёр дахь s түвшин ирдэг. Мөн 2 электронтой. Үлдсэн гурвыг нь p-түвшинд байрлуулсан бөгөөд тус бүр нь нэг тойрог замыг эзэлдэг.
Дүгнэлт
Таны харж байгаагаар атомын бүтэц нь тийм ч хэцүү сэдэв биш юм (хэрэв та үүнийг сургуулийн химийн курсын үүднээс авч үзвэл мэдээж хэрэг). Бас ойлгоорой энэ сэдэвхэцүү биш. Эцэст нь би зарим онцлог шинж чанаруудын талаар танд хэлэхийг хүсч байна. Жишээлбэл, хүчилтөрөгчийн атомын бүтцийн тухай ярихад энэ нь найман протон, 8-10 нейтронтой гэдгийг бид мэднэ. Байгаль дээрх бүх зүйл тэнцвэртэй байх хандлагатай байдаг тул хоёр хүчилтөрөгчийн атом нь молекул үүсгэдэг бөгөөд хоёр хосгүй электрон нь ковалент холбоо үүсгэдэг. Өөр нэг тогтвортой хүчилтөрөгчийн молекул болох озон (O3) нь ижил төстэй байдлаар үүсдэг. Хүчилтөрөгчийн атомын бүтцийг мэдсэнээр та дэлхий дээрх хамгийн түгээмэл бодис оролцдог исэлдэлтийн урвалын томъёог зөв гаргаж чадна.
Атомын найрлага.
Атом нь үүнээс бүрддэг атомын цөм Тэгээд электрон бүрхүүл.
Атомын цөм нь протонуудаас бүрддэг ( p+) ба нейтрон ( n 0). Ихэнх устөрөгчийн атомууд нэг протоноос бүрдсэн цөмтэй байдаг.
Протоны тоо Н(p+) нь цөмийн цэнэгтэй тэнцүү ( З) ба элементүүдийн байгалийн цуврал дахь элементийн дарааллын дугаар (мөн элементүүдийн үечилсэн системд).
Н(х +) = З
Нейтроны нийлбэр Н(n 0), энгийн үсгээр тэмдэглэнэ Н, протоны тоо Здуудсан массын тоо мөн үсгээр тодорхойлогддог А.
А = З + Н
Атомын электрон бүрхүүл нь цөмийг тойрон хөдөлдөг электронуудаас бүрддэг ( д -).
Электронуудын тоо Н(д-) төвийг сахисан атомын электрон бүрхүүл дэх протоны тоотой тэнцүү байна Зүндсэндээ.
Протоны масс нь ойролцоогоор нейтроны масстай тэнцүү ба электроны массаас 1840 дахин их байдаг тул атомын масс нь цөмийн масстай бараг тэнцүү байна.
Атомын хэлбэр нь бөмбөрцөг хэлбэртэй байдаг. Цөмийн радиус нь атомын радиусаас ойролцоогоор 100,000 дахин бага.
Химийн элемент- ижил цөмийн цэнэгтэй (цөмд ижил тооны протонтой) атомын төрөл (атомын цуглуулга).
Изотоп- цөм дэх ижил тооны нейтронтой ижил элементийн атомуудын цуглуулга (эсвэл цөм дэх ижил тооны протон, ижил тооны нейтронтой атомын төрөл).
Өөр өөр изотопууд нь атомын цөм дэх нейтроны тоогоор бие биенээсээ ялгаатай байдаг.
Бие даасан атом эсвэл изотопын тэмдэглэгээ: (E - элементийн тэмдэг), жишээлбэл: .
Атомын электрон бүрхүүлийн бүтэц
Атомын тойрог зам- атом дахь электрон төлөв. Орбиталийн тэмдэг нь . Орбитал бүр нь харгалзах электрон үүлтэй байдаг.
Газрын (өдөөгдөөгүй) төлөвт байгаа бодит атомуудын орбиталууд дөрвөн төрөлтэй. с, х, гТэгээд е.
Цахим үүл- 90 (эсвэл түүнээс дээш) хувийн магадлал бүхий электроныг олох боломжтой орон зайн хэсэг.
Анхаарна уу: заримдаа "атомын тойрог зам" ба "электрон үүл" гэсэн ойлголтыг ялгадаггүй бөгөөд хоёуланг нь "атомын тойрог зам" гэж нэрлэдэг.
Атомын электрон бүрхүүл нь давхаргатай байдаг. Цахим давхаргаижил хэмжээтэй электрон үүлсээр үүссэн. Нэг давхаргын тойрог замууд үүсдэг электрон ("эрчим хүч") түвшин, тэдгээрийн энерги нь устөрөгчийн атомын хувьд ижил боловч бусад атомуудын хувьд өөр байна.
Ижил төрлийн орбиталуудыг бүлэгт хуваадаг электрон (эрчим хүч)дэд түвшин:
с- дэд түвшин (нэг хэсгээс бүрдэнэ с-орбиталууд), тэмдэг - .
х- дэд түвшин (гурваас бүрдэнэ х
г- дэд түвшин (таван хэсгээс бүрдэнэ г-орбиталууд), тэмдэг - .
е- дэд түвшин (долооноос бүрдэнэ е-орбиталууд), тэмдэг - .
Нэг дэд түвшний орбиталуудын энерги ижил байна.
Дэд түвшнийг тодорхойлохдоо давхаргын дугаарыг (цахим түвшин) дэд түвшний тэмдэглэгээнд нэмнэ, жишээлбэл: 2 с, 3х, 5ггэсэн үг с- хоёрдугаар түвшний дэд түвшин, х- гуравдугаар түвшний дэд түвшин, г- тав дахь түвшний дэд түвшин.
Нэг түвшний дэд түвшний нийт тоо нь түвшний тоотой тэнцүү байна n. Нэг түвшний тойрог замын нийт тоо тэнцүү байна n 2. Үүний дагуу нэг давхарга дахь үүлний нийт тоо мөн тэнцүү байна n 2 .
Тэмдэглэл: - чөлөөт тойрог зам (электронгүй), - хосгүй электронтой тойрог зам, - хос электронтой орбитал (хоёр электронтой).
Атомын тойрог замыг электронууд дүүргэх дарааллыг байгалийн гурван хуулиар тодорхойлно (томьёоллыг хялбаршуулсан хэлбэрээр өгсөн болно).
1. Хамгийн бага энергийн зарчим - электронууд тойрог замын энергийг нэмэгдүүлэх дарааллаар тойрог замыг дүүргэдэг.
2. Паули зарчим - нэг тойрог замд хоёроос илүү электрон байж болохгүй.
3. Хундын дүрэм - дэд түвшний дотор электронууд эхлээд хоосон орбиталуудыг дүүргэдэг (нэг нэгээр нь), зөвхөн дараа нь электрон хос үүсгэдэг.
Электрон түвшний (эсвэл электрон давхарга) нийт электронуудын тоо 2 байна n 2 .
Дэд түвшний энергийн хуваарилалтыг дараах байдлаар илэрхийлнэ (энергийг нэмэгдүүлэх дарааллаар):
1с, 2с, 2х, 3с, 3х, 4с, 3г, 4х, 5с, 4г, 5х, 6с, 4е, 5г, 6х, 7с, 5е, 6г, 7х ...
Энэ дарааллыг эрчим хүчний диаграмаар тодорхой илэрхийлсэн болно.
Атомын электронуудын түвшин, дэд түвшин, тойрог замд (атомын электрон тохиргоо) тархалтыг электрон томьёо, энергийн диаграм, энгийнээр хэлбэл электрон давхаргын диаграмм ("электрон диаграм") хэлбэрээр дүрсэлж болно.
Атомын электрон бүтцийн жишээ:
Валент электронууд- химийн холбоо үүсгэхэд оролцож болох атомын электронууд. Аливаа атомын хувьд эдгээр нь гаднах бүх электронууд ба гаднахаас илүү энергитэй өмнөх гадаад электронууд юм. Жишээ нь: Са атом нь 4 гадаад электронтой с 2, тэдгээр нь мөн валент; Fe атом нь 4 гадаад электронтой с 2 гэхдээ түүнд 3 байна г 6, тиймээс төмрийн атом нь 8 валентийн электронтой. Кальцийн атомын валентын электрон томъёо 4 байна с 2, төмрийн атомууд - 4 с 2 3г 6 .
Д.И.Менделеевийн химийн элементүүдийн үечилсэн систем
(химийн элементүүдийн байгалийн систем)
Химийн элементүүдийн үечилсэн хууль(орчин үеийн томъёолол): химийн элементүүдийн шинж чанар, түүнчлэн тэдгээрээс үүссэн энгийн ба нарийн төвөгтэй бодисууд нь атомын цөмийн цэнэгийн утгаас үе үе хамааралтай байдаг.
Тогтмол хүснэгт- үечилсэн хуулийн график илэрхийлэл.
Химийн элементүүдийн байгалийн цуврал- атомын цөм дэх протоны тоо нэмэгдэхийн дагуу, эсвэл эдгээр атомуудын цөмүүдийн нэмэгдэж буй цэнэгийн дагуу байрлуулсан химийн элементүүдийн цуврал. Энэ цувралын элементийн атомын дугаар нь энэ элементийн аль ч атомын цөм дэх протоны тоотой тэнцүү байна.
Химийн элементүүдийн хүснэгтийг байгалийн цуврал химийн элементүүдийг "зүсэх" замаар бүтээдэг үеүүд(хүснэгтийн хэвтээ эгнээ) ба бүлэглэл (хүснэгтийн босоо багана) атомын электрон бүтэцтэй ижил төстэй элементүүд.
Элементүүдийг бүлэг болгон нэгтгэх аргаас хамааран хүснэгт нь байж болно урт хугацаа(ижил тоо, төрлийн валентийн электронтой элементүүдийг бүлэг болгон цуглуулдаг) ба богино хугацаа(ижил тооны валентийн электронтой элементүүдийг бүлэгт цуглуулдаг).
Богино хугацааны хүснэгтийн бүлгүүдийг дэд бүлгүүдэд хуваадаг ( голТэгээд тал), урт хугацааны хүснэгтийн бүлгүүдтэй давхцаж байна.
Нэг үеийн элементийн бүх атомууд нь тухайн үеийн тоотой тэнцүү тооны электрон давхаргатай байдаг.
Үе дэх элементүүдийн тоо: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Наймдугаар үеийн ихэнх элементүүдийг зохиомлоор олж авсан бөгөөд энэ үеийн сүүлчийн элементүүдийг нийлэгжүүлээгүй байна. Эхнийхээс бусад бүх үе нь шүлтлэг металл үүсгэгч элемент (Li, Na, K гэх мэт) -ээр эхэлж, үнэт хий үүсгэгч элемент (He, Ne, Ar, Kr гэх мэт) -ээр төгсдөг.
Богино хугацааны хүснэгтэд найман бүлэг байдаг бөгөөд тус бүр нь хоёр дэд бүлэгт (үндсэн ба хоёрдогч) хуваагддаг, урт хугацааны хүснэгтэд арван зургаан бүлэг байдаг бөгөөд тэдгээрийг Ромын тоогоор A эсвэл B үсгээр дугаарласан байдаг. жишээ: IA, IIIB, VIA, VIIB. Урт хугацааны хүснэгтийн IA бүлэг нь богино хугацааны хүснэгтийн эхний бүлгийн үндсэн дэд бүлэгтэй тохирч байна; VIIB бүлэг - долоо дахь бүлгийн хоёрдогч дэд бүлэг: үлдсэн хэсэг нь ижил төстэй.
Химийн элементүүдийн шинж чанар нь бүлгүүд болон хугацаандаа байгалийн жамаар өөрчлөгддөг.
Үе үе (өсөх тусам серийн дугаар)
- цөмийн цэнэг нэмэгддэг
- гадаад электронуудын тоо нэмэгдэж,
- атомын радиус буурч,
- электрон ба цөм хоорондын холболтын хүч нэмэгддэг (иончлолын энерги),
- цахилгаан сөрөг чанар нэмэгдэж,
- энгийн бодисын исэлдүүлэх шинж чанарыг сайжруулдаг ("металл бус"),
- энгийн бодисын бууруулагч шинж чанар сулардаг ("металл чанар"),
- гидроксид ба холбогдох ислийн үндсэн шинж чанарыг сулруулж,
- гидроксид ба холбогдох ислийн хүчиллэг чанар нэмэгддэг.
Бүлэгт (серийн дугаар нэмэгдэж)
- цөмийн цэнэг нэмэгддэг
- атомын радиус нэмэгддэг (зөвхөн А бүлэгт);
- электрон ба цөм хоорондын холболтын хүч буурдаг (иончлолын энерги; зөвхөн А бүлэгт);
- цахилгаан сөрөг чанар буурдаг (зөвхөн А бүлэгт);
- энгийн бодисын исэлдүүлэх шинж чанар сулардаг ("металл бус"; зөвхөн А бүлэгт);
- энгийн бодисын бууруулах шинж чанарыг сайжруулдаг ("металл чанар"; зөвхөн А бүлэгт);
- гидроксид ба холбогдох ислийн үндсэн шинж чанар нэмэгддэг (зөвхөн А бүлэгт);
- гидроксид ба холбогдох ислийн хүчиллэг чанарыг сулруулдаг (зөвхөн А бүлэгт);
- устөрөгчийн нэгдлүүдийн тогтвортой байдал буурдаг (тэдгээрийн бууралтын идэвхжил нэмэгддэг; зөвхөн А бүлэгт).
"Сэдэв 9. "Атомын бүтэц" сэдвээр даалгавар, тест. Д.И.Менделеев (PSHE) -ийн үечилсэн хууль ба химийн элементүүдийн үечилсэн систем "."
- Тогтмол хууль - Атомын үечилсэн хууль ба бүтэц 8-9-р зэрэг
Та мэдэх ёстой: орбиталуудыг электроноор дүүргэх хуулиуд (хамгийн бага энергийн зарчим, Паули зарчим, Хундын дүрэм), бүтэц тогтмол хүснэгтэлементүүд.Та дараах чадвартай байх ёстой: үелэх систем дэх элементийн байрлалаар атомын найрлагыг тодорхойлох, мөн эсрэгээр, түүний найрлагыг мэддэг үечилсэн систем дэх элементийг олох; бүтцийн диаграммыг зурах, цахим тохиргооатом, ион, мөн эсрэгээр нь байрлалыг тодорхойлно химийн элемент PSHE-д; Элемент, түүний үүсгэсэн бодисыг БГБХБ-д байр сууриа харгалзан тодорхойлох; атомын радиус, химийн элементүүдийн шинж чанар, тэдгээрийн үүсэх бодисын нэг үе, үечилсэн системийн нэг үндсэн дэд бүлгийн өөрчлөлтийг тодорхойлох.
Жишээ 1.Гурав дахь электрон түвшний орбиталуудын тоог тодорхойл. Эдгээр тойрог замууд юу вэ?
Орбиталуудын тоог тодорхойлохын тулд бид томъёог ашиглана Нтойрог замууд = n 2 хаана n- түвшний тоо. НОрбиталууд = 3 2 = 9. Нэг 3 с-, гурав 3 х- ба тав 3 г- тойрог замууд.Жишээ 2.Аль элементийн атом электрон томьёо 1 байгааг тодорхойл с 2 2с 2 2х 6 3с 2 3х 1 .
Энэ нь ямар элемент болохыг тодорхойлохын тулд атомын электронуудын нийт тоотой тэнцэх атомын дугаарыг олж мэдэх хэрэгтэй. IN энэ тохиолдолд: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Энэ бол хөнгөн цагаан юм.Танд хэрэгтэй бүх зүйл сурсан эсэхээ шалгасны дараа даалгавраа дуусга. Бид танд амжилт хүсье.
Уншихыг зөвлөж байна:- О.С.Габриелян болон бусад.Хими 11-р анги. М., Bustard, 2002;
- Г.Е.Рудзитис, Ф.Г.Фельдман. Хими 11-р анги. М., Боловсрол, 2001.
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 элементийн атомын дугаараар тодорхойлно, 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 мөчдолоо нь мэдэгдэж байна эрчим хүчний түвшин, тус бүрийг араб тоогоор тэмдэглэнэ: 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
Тиймээс аливаа электроныг дөрвөн квант тоогоор дүрсэлж болно, эдгээр тоонуудын хослол нь электроны байрлал бүрт өвөрмөц бөгөөд эхний электроныг ав, хамгийн бага энергийн түвшин N = 1, эхний түвшинд нэг бүрхүүл байна. Ямар ч түвшний эхний бүрхүүл нь бөмбөг хэлбэртэй байдаг (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.
Энэ нь цахим томьёо гэж нэрлэгддэг хэлбэрээр бичигдсэн байдаг. Цахим томъёонд s, p, d, f үсэг нь электронуудын энергийн дэд түвшинг илэрхийлдэг; Үсгийн өмнө байгаа тоонууд нь өгөгдсөн электрон байрлаж буй энергийн түвшинг заадаг бөгөөд баруун дээд талд байгаа индекс нь тухайн дэд түвшний электронуудын тоо юм. Аливаа элементийн атомын электрон томьёог зохиохын тулд үелэх систем дэх энэ элементийн тоог мэдэж, атом дахь электронуудын тархалтыг зохицуулдаг үндсэн зарчмуудыг баримтлахад хангалттай.
Атомын электрон бүрхүүлийн бүтцийг мөн энергийн эсүүд дэх электронуудын байршлын диаграмм хэлбэрээр дүрсэлж болно.
Төмрийн атомын хувьд энэ схем нь дараах хэлбэртэй байна.
Энэхүү диаграмм нь Хундын дүрмийн хэрэгжилтийг тодорхой харуулж байна. 3d дэд түвшинд хамгийн их эсийн тоо (дөрөв) нь хосгүй электроноор дүүрдэг. Атом дахь электрон бүрхүүлийн бүтцийг электрон томъёо, диаграмм хэлбэрээр харуулсан зураг нь электроны долгионы шинж чанарыг тодорхой тусгадаггүй.
Тогтмол хуулийн шинэчилсэн найруулгаТИЙМ. Менделеев : шинж чанарууд энгийн биетүүд, түүнчлэн элементийн нэгдлүүдийн хэлбэр, шинж чанар нь элементүүдийн атомын жингийн хэмжээнээс үе үе хамаардаг.
Тогтмол хуулийн орчин үеийн томъёолол: элементүүдийн шинж чанар, түүнчлэн тэдгээрийн нэгдлүүдийн хэлбэр, шинж чанарууд нь тэдгээрийн атомын цөмийн цэнэгийн хэмжээнээс үе үе хамааралтай байдаг.
Тиймээс цөмийн эерэг цэнэг (атомын масс гэхээсээ илүү) нь элементүүд болон тэдгээрийн нэгдлүүдийн шинж чанараас хамаардаг илүү үнэн зөв аргумент болж хувирав.
Валент- Энэ нь нэг атомыг нөгөө атомтай холбодог химийн бондын тоо юм.
Атомын валентийн чадварыг хосгүй электронуудын тоо, гаднах түвшинд чөлөөт атомын орбитал байгаа эсэхээр тодорхойлдог. Химийн элементийн атомуудын гадаад энергийн түвшний бүтэц нь тэдгээрийн атомын шинж чанарыг голчлон тодорхойлдог. Тиймээс эдгээр түвшинг валентын түвшин гэж нэрлэдэг. Эдгээр түвшний электронууд, заримдаа гадны өмнөх түвшний электронууд химийн холбоо үүсгэхэд оролцож болно. Ийм электроныг мөн валент электрон гэж нэрлэдэг.
Стейхиометрийн валентхимийн элемент - Энэ нь өгөгдсөн атомын өөртөө хавсаргаж чадах эквивалентуудын тоо буюу атом дахь эквивалентуудын тоо юм.
Эквивалент нь залгагдсан эсвэл орлуулсан устөрөгчийн атомын тоогоор тодорхойлогддог тул стехиометрийн валент нь тухайн атомын харилцан үйлчлэлцдэг устөрөгчийн атомын тоотой тэнцүү байна. Гэхдээ бүх элементүүд чөлөөтэй харилцан үйлчлэлцдэггүй, гэхдээ бараг бүгдээрээ хүчилтөрөгчтэй харилцан үйлчилдэг тул стехиометрийн валентыг хүчилтөрөгчийн атомуудын тооноос хоёр дахин их хэмжээгээр тодорхойлж болно.
Жишээлбэл, хүхэрт устөрөгчийн H 2 S дахь хүхрийн стехиометрийн валент нь 2, SO 2 исэлд - 4, SO 3 -6 исэлд байна.
Хоёртын нэгдлийн томъёог ашиглан элементийн стехиометрийн валентыг тодорхойлохдоо нэг элементийн бүх атомын нийт валент нь өөр элементийн бүх атомын нийт валенттай тэнцүү байх ёстой гэсэн дүрмийг баримтлах хэрэгтэй.
Исэлдэлтийн төлөвМөн Энэ нь бодисын найрлагыг тодорхойлдог бөгөөд нэмэх тэмдэг (металл эсвэл молекул дахь илүү цахилгаан эерэг элементийн хувьд) эсвэл хасах тэмдэг бүхий стехиометрийн валенттай тэнцүү байна.
1. Энгийн бодисуудад элементүүдийн исэлдэлтийн төлөв 0 байна.
2. Бүх нэгдлүүдийн фторын исэлдэлтийн түвшин -1 байна. Металл, устөрөгч болон бусад цахилгаан эерэг элементүүдтэй үлдсэн галоген (хлор, бром, иод) нь исэлдэлтийн төлөвтэй -1 боловч илүү электрон сөрөг элементүүдтэй нэгдлүүдэд эерэг исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг.
3. Нэгдлүүдийн хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн түвшин -2; Үл хамаарах зүйл бол устөрөгчийн хэт исэл H 2 O 2 ба түүний деривативууд (хүчилтөрөгч нь исэлдэлтийн төлөвтэй Na 2 O 2, BaO 2 гэх мэт), мөн хүчилтөрөгчийн исэлдэлтийн төлөвтэй хүчилтөрөгчийн фтор OF 2 юм. +2 байна.
4. Шүлтлэг элементүүд(Li, Na, K гэх мэт) болон үечилсэн системийн хоёрдугаар бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүд (Be, Mg, Ca гэх мэт) нь үргэлж бүлгийн дугаартай тэнцүү исэлдэлтийн төлөвтэй байдаг, өөрөөр хэлбэл +1. ба +2 тус тус.
5. Таллиас бусад гурав дахь бүлгийн бүх элементүүд бүлгийн дугаартай тэнцүү тогтмол исэлдэлтийн төлөвтэй байна, i.e. +3.
6. Элементийн исэлдэлтийн хамгийн өндөр түвшин нь үечилсэн системийн бүлгийн дугаартай тэнцүү, хамгийн бага нь ялгаа нь: бүлгийн дугаар 8. Жишээлбэл, азотын исэлдэлтийн хамгийн өндөр түвшин (тавдугаар бүлэгт байрладаг) нь +5 (азотын хүчил ба түүний давсанд), хамгийн бага нь -3 (аммиак ба аммонийн давсанд) байна.
7. Нэгдлийн элементүүдийн исэлдэлтийн төлөв нь бие биенээ хүчингүй болгодог тул молекул эсвэл саармаг томьёоны нэгж дэх бүх атомын нийлбэр нь тэг, ионы хувьд цэнэг нь байна.
Эдгээр дүрмийг бусдын исэлдэлтийн төлөв нь мэдэгдэж байгаа бол нэгдэл дэх элементийн үл мэдэгдэх исэлдэлтийн төлөвийг тодорхойлох, олон элементийн нэгдлүүдийн томъёог бүтээхэд ашиглаж болно.
Исэлдэлтийн төлөв (исэлдэлтийн тоо) — исэлдэх, багасгах, исэлдэх урвалын процессыг бүртгэх туслах ердийн хэмжигдэхүүн.
Үзэл баримтлал исэлдэлтийн төлөвихэвчлэн ашигладаг органик бус химиүзэл баримтлалын оронд валент. Атомын исэлдэлтийн төлөв нь тоон утгатай тэнцүү байна цахилгаан цэнэг, холболтын электрон хосууд бүхэлдээ илүү электрон сөрөг атомууд руу чиглэгддэг (өөрөөр хэлбэл нэгдэл нь зөвхөн ионуудаас бүрддэг гэсэн таамаглалаар) атомд хуваарилагдсан.
Исэлдэлтийн тоо нь эерэг ионыг төвийг сахисан атом болгон багасгахын тулд нэмэх шаардлагатай электронуудын тоо, эсвэл сөрөг ионыг саармаг атом болгон исэлдүүлэхийн тулд хасах электронуудын тоотой тохирч байна.
Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)
Атомын электрон бүрхүүлийн бүтцээс хамааран элементүүдийн шинж чанар нь үечилсэн системийн үе ба бүлгээс хамаарч өөр өөр байдаг. Цуврал аналоги элементүүдэд электрон бүтэц нь зөвхөн ижил төстэй боловч ижил биш байдаг тул бүлгийн нэг элементээс нөгөөд шилжих үед тэдгээрийн шинж чанарын энгийн давталт ажиглагддаггүй, харин тэдгээрийн байгалийн өөрчлөлт нь бага эсвэл тодорхой илэрхийлэгддэг. .
Элементийн химийн шинж чанар нь түүний атомын электрон алдах эсвэл авах чадвараар тодорхойлогддог. Энэ чадварыг иончлолын энерги ба электроны хамаарлын утгуудаар хэмждэг.
Иончлолын энерги (E ба) салгахад шаардагдах хамгийн бага энергийн хэмжээ гэж нэрлэдэг ба бүрэн арилгах T = 0 үед хийн фазын атомаас электрон
Атомыг эерэг цэнэгтэй ион болгон хувиргаснаар суллагдсан электрон руу кинетик энергийг шилжүүлэхгүйгээр K: E + Ei = E+ + e-. Иончлолын энерги нь эерэг хэмжигдэхүүн бөгөөд байна хамгийн бага утгуудшүлтлэг металлын атомын хувьд, хамгийн том нь язгуур (инерт) хийн атомын хувьд.
Электрон хамаарал (Ee) нь хийн фазын атомд T = 0 үед электрон нэмэгдэхэд ялгарах буюу шингэсэн энерги юм
Бөөмд кинетик энергийг шилжүүлэхгүйгээр атомыг сөрөг цэнэгтэй ион болгон хувиргах K:
E + e- = E- + Ee.
Галоген, ялангуяа фтор нь электроны хамгийн их хамааралтай байдаг (Ee = -328 кЖ / моль).
Ei ба Ee утгыг моль тутамд киложоуль (кЖ/моль) эсвэл атом тутамд электрон вольтоор (eV) илэрхийлнэ.
Холбоотой атомын химийн бондын электронуудыг өөр рүүгээ шилжүүлж, эргэн тойрон дахь электронуудын нягтыг нэмэгдүүлэх чадварыг гэнэ. цахилгаан сөрөг чанар.
Энэ ойлголтыг шинжлэх ухаанд Л.Паулинг нэвтрүүлсэн. Цахилгаан сөрөг чанар÷ тэмдгээр тэмдэглэсэн бөгөөд өгөгдсөн атом нь химийн холбоо үүсгэх үед электрон нэмэх хандлагыг тодорхойлдог.
Р.Маликений хэлснээр атомын цахилгаан сөрөг чанарыг чөлөөт атомуудын иончлолын энерги ба электроны хамаарлын нийлбэрийн хагасаар үнэлдэг = (Ee + Ei)/2.
Үе үе байдаг Ерөнхий чиг хандлагаиончлолын энерги ба цахилгаан сөрөг чанар нь атомын цөмийн цэнэгийг нэмэгдүүлэх тусам нэмэгддэг; бүлэгт эдгээр утгууд нь элементийн атомын тоо нэмэгдэх тусам буурдаг.
Элемент нь олон хүчин зүйл, тухайлбал тухайн элементийн валент байдал, түүнд орсон нэгдлийн төрөл, хөрш зэргэлдээх атомын тоо, төрлөөс хамаардаг тул тогтмол цахилгаан сөрөг утгыг өгөх боломжгүй гэдгийг онцлон тэмдэглэх нь зүйтэй. .
Атом ба ионы радиусууд. Атом ба ионуудын хэмжээ нь электрон бүрхүүлийн хэмжээгээр тодорхойлогддог. Квант механикийн үзэл баримтлалын дагуу электрон бүрхүүл нь хатуу тодорхойлогдсон хил хязгааргүй байдаг. Тиймээс чөлөөт атом эсвэл ионы радиусыг авч болно цөмөөс гаднах электрон үүлний нягтын үндсэн максимум байрлал хүртэлх онолын хувьд тооцоолсон зай.Энэ зайг тойрог замын радиус гэж нэрлэдэг. Практикт нэгдлүүдийн атом ба ионуудын радиусыг ихэвчлэн туршилтын өгөгдөл дээр үндэслэн тооцдог. Энэ тохиолдолд атомын ковалент ба металлын радиусыг ялгадаг.
Атомын болон ионы радиусуудын элементийн атомын цөмийн цэнэгээс хамаарах хамаарал нь үе үе шинж чанартай байдаг.. Атомын тоо нэмэгдэхийн хэрээр радиусууд буурах хандлагатай байдаг. Хамгийн их бууралт нь богино хугацааны элементүүдийн хувьд ердийн зүйл юм, учир нь тэдгээрийн гаднах электрон түвшин дүүрсэн байдаг. Томоохон хугацаанд d- ба f-элементүүдийн гэр бүлд энэ өөрчлөлт нь бага хурц байдаг, учир нь тэдгээрийн дотор электрон дүүргэх нь өмнөх гадаад давхаргад тохиолддог. Дэд бүлгүүдэд ижил төрлийн атом ба ионуудын радиус ерөнхийдөө нэмэгддэг.
Элементүүдийн үечилсэн хүснэгт нь илрэлийн тод жишээ юм төрөл бүрийнхэвтээ (зүүнээс баруун тийш), босоо (бүлэгт, жишээлбэл, дээрээс доош), диагональ байдлаар ажиглагддаг элементүүдийн шинж чанаруудын үечилсэн байдал. атомын зарим шинж чанар нэмэгдэж, буурах боловч үечилсэн байдал хэвээр байна.
Зүүнээс баруун тийш (→) исэлдэлтийн болон исэлддэггүй нь нэмэгддэг металл шинж чанарэлементүүд, мөн бууруулагч болон металл шинж чанар нь буурдаг. Тиймээс 3-р үеийн бүх элементүүдээс натри нь хамгийн идэвхтэй металл, хамгийн хүчтэй бууруулагч, хлор нь хамгийн хүчтэй исэлдүүлэгч бодис байх болно.
Химийн холбоо- Энэ нь атомуудын хоорондын таталцлын цахилгаан хүчний үйлчлэлийн үр дүнд молекул дахь атомуудын харилцан холболт буюу болор тор юм.
Энэ нь бүх электрон ба бүх цөмийн харилцан үйлчлэл бөгөөд тогтвортой, олон атомт систем (радикал, молекул ион, молекул, талст) үүсэхэд хүргэдэг.
Химийн холбоог валентын электронууд гүйцэтгэдэг. Орчин үеийн үзэл баримтлалын дагуу химийн холбоо нь электрон шинж чанартай боловч янз бүрийн аргаар явагддаг. Тиймээс химийн бондын үндсэн гурван төрөл байдаг. ковалент, ион, металл.Молекулуудын хооронд үүсдэг устөрөгчийн холбоо,мөн тохиолддог Ван дер Ваалсын харилцан үйлчлэл.
Химийн холбооны үндсэн шинж чанарууд нь:
- холболтын урт - Энэ нь химийн холбоотой атомуудын хоорондох цөмийн зай юм.
Энэ нь харилцан үйлчлэлцэж буй атомуудын шинж чанар, олон тооны холбооноос хамаарна. Олон талт байдал нэмэгдэхийн хэрээр бондын урт буурч, улмаар түүний хүч чадал нэмэгддэг;
- Бондын үржвэр нь хоёр атомыг холбосон электрон хосуудын тоогоор тодорхойлогддог. Олон талт байдал нэмэгдэхийн хэрээр холбох энерги нэмэгддэг;
- холболтын өнцөг- химийн харилцан уялдаатай хөрш зэргэлдээх хоёр атомын цөмөөр дамжин өнгөрөх төсөөлөлтэй шулуун шугамын хоорондох өнцөг;
Бондын энерги E SV - энэ нь өгөгдсөн холбоо үүсэх үед ялгарч, түүнийг таслахад зарцуулсан энерги, кЖ/моль.
Ковалент холбоо - Хоёр атомын хооронд хос электрон хуваах замаар үүссэн химийн холбоо.
Атомуудын хооронд хуваалцсан электрон хосууд үүссэнээр химийн холбоог тайлбарлах нь валентийн спин онолын үндэс болсон бөгөөд түүний хэрэгсэл нь юм. валентын бондын арга (MVS) , 1916 онд Льюис нээсэн. Химийн холбоо, молекулын бүтцийг квант механикаар тайлбарлахын тулд өөр аргыг ашигладаг - молекул тойрог замын арга (ММО) .
Валент холболтын арга
MBC ашиглан химийн холбоо үүсгэх үндсэн зарчим:
1. Химийн холбоо нь валент (хослогдоогүй) электронуудаар үүсгэгддэг.
2. Хоёр өөр атомд хамаарах эсрэг параллель спинтэй электронууд нийтлэг болдог.
3. Хоёр ба түүнээс дээш атом бие биедээ ойртоход системийн нийт энерги багасах тохиолдолд л химийн холбоо үүснэ.
4. Молекулд үйлчлэх гол хүч нь цахилгаан, Кулон гаралтай.
5. Холболт нь хүчтэй байх тусам харилцан үйлчлэгч электрон үүлнүүд давхцдаг.
Ковалентын холбоо үүсэх хоёр механизм байдаг.
Солилцооны механизм.Хоёр төвийг сахисан атомын валентийн электронуудыг хуваалцах замаар холбоо үүсдэг. Атом бүр нийтдээ нэг хосгүй электроныг оруулдаг электрон хос:
Цагаан будаа. 7. Ковалентын холбоо үүсэх солилцооны механизм: А- туйлшралгүй; б- туйл
Донор-хүлээн авагч механизм.Нэг атом (донор) электрон хосыг, нөгөө атом нь (хүлээн авагч) нь энэ хосыг хоосон орбиталаар хангадаг.
холболтууд, боловсролтойдонор-хүлээн авагч механизмын дагуу, харьяалагддаг нарийн төвөгтэй нэгдлүүд
 |
Цагаан будаа. 8. Ковалентын холбоо үүсэх донор хүлээн авагч механизм
Ковалентын холбоо нь тодорхой шинж чанартай байдаг.
Хангалттай байдал - тодорхой тооны ковалент холбоо үүсгэх атомын шинж чанар.Бондын ханасан байдлаас болж молекулууд нь тодорхой найрлагатай байдаг.
|
Чиглэл - t . д) холболт нь электрон үүлний хамгийн их давхцах чиглэлд үүсдэг . Бонд үүсгэгч атомуудын төвүүдийг холбосон шугамын хувьд тэдгээрийг дараахь байдлаар ялгадаг: σ ба π (Зураг 9): σ-бонд - харилцан үйлчлэлцдэг атомуудын төвүүдийг холбосон шугамын дагуу AO-ийг давхцуулах замаар үүссэн; π холбоо нь атомын цөмүүдийг холбосон шулуун шугамд перпендикуляр тэнхлэгийн чиглэлд үүсэх холбоо юм. Бондын чиглэл нь молекулуудын орон зайн бүтцийг, өөрөөр хэлбэл геометрийн хэлбэрийг тодорхойлдог. Гибридизаци - Энэ нь тойрог замын давхцлыг илүү үр дүнтэй болгохын тулд ковалент холбоо үүсгэх үед зарим тойрог замын хэлбэрийг өөрчлөх явдал юм.Эрлийз орбиталуудын электронуудын оролцоотойгоор үүссэн химийн холбоо нь эрлийз бус s- ба p-орбиталуудын электронуудын оролцоотой холбооноос илүү хүчтэй байдаг, учир нь илүү их давхцал үүсдэг. Гибридизацийн дараах төрлүүдийг ялгаж үздэг (Зураг 10, Хүснэгт 31). |
sp гибридизаци -Нэг s-орбитал ба нэг p-орбитал нь хоёр ижил "эрлийз" орбитал болж хувирдаг бөгөөд тэдгээрийн тэнхлэгүүдийн хоорондох өнцөг нь 180 ° байна. Sp-эрлийзжих молекулууд нь шугаман геометртэй байдаг (BeCl 2).sp 2 эрлийзжүүлэх- нэг s-орбитал ба хоёр p-орбитал нь гурван ижил "эрлийз" орбитал болж хувирдаг бөгөөд тэдгээрийн тэнхлэгүүдийн хоорондох өнцөг нь 120 ° байна. Sp 2 эрлийзжих молекулууд нь хавтгай геометртэй байдаг (BF 3, AlCl 3).
sp 3-эрлийзжүүлэх- нэг s-орбитал, гурван p-орбитал нь дөрвөн ижил "эрлийз" орбитал болж хувирдаг бөгөөд тэдгээрийн тэнхлэгүүдийн хоорондох өнцөг нь 109°28" байна. sp 3 эрлийзжих молекулууд нь тетраэдр геометртэй (CH 4) байдаг. , NH 3).
Цагаан будаа. 10. Валент орбиталуудын эрлийзжүүлэлтийн төрлүүд: a - sp-валентийн орбиталуудын эрлийзжилт; б - sp 2 -валентын орбиталуудын эрлийзжилт; В - sp 3-валентийн орбиталуудын эрлийзжилт
Аливаа бодис нь маш жижиг хэсгүүдээс тогтдог атомууд . Атом бол бүх шинж чанараа хадгалсан химийн элементийн хамгийн жижиг бөөмс юм. Атомын хэмжээг төсөөлөхийн тулд хэрэв тэдгээрийг бие биентэйгээ ойр байрлуулж чадвал нэг сая атом ердөө 0.1 мм-ийн зайг эзлэх байсан гэж хэлэхэд хангалттай.
Бодисын бүтцийн шинжлэх ухааны цаашдын хөгжил нь атом нь мөн нарийн төвөгтэй бүтэцтэй бөгөөд электрон, протоноос бүрддэг болохыг харуулсан. Материйн бүтцийн цахим онол ингэж гарч ирсэн.
Эрт дээр үед эерэг ба сөрөг гэсэн хоёр төрлийн цахилгаан байдаг гэдгийг олж мэдсэн. Биед агуулагдах цахилгааны хэмжээг цэнэг гэж нэрлэх болсон. Биеийн цахилгаан эрчим хүчний төрлөөс хамааран цэнэг нь эерэг эсвэл сөрөг байж болно.
Мөн адил цэнэг нь түлхэж, ялгаатай нь татдаг болохыг туршилтаар тогтоосон.
Ингээд авч үзье атомын электрон бүтэц. Атомууд нь өөрөөсөө ч жижиг хэсгүүдээс бүрддэг, гэж нэрлэдэг электронууд.
ТОДОРХОЙЛОЛТ:Электрон бол хамгийн бага сөрөг цахилгаан цэнэгтэй бодисын хамгийн жижиг бөөм юм.
Электронууд нэг буюу хэд хэдэн хэсгээс бүрдсэн төв цөмийг тойрон эргэлддэг протонуудТэгээд нейтрон, төвлөрсөн тойрог замд. Электронууд нь сөрөг цэнэгтэй бөөмс, протон нь эерэг цэнэгтэй, нейтрон нь төвийг сахисан (Зураг 1.1).
ТОДОРХОЙЛОЛТ:Протон бол хамгийн бага эерэг цахилгаан цэнэгтэй бодисын хамгийн жижиг бөөмс юм.
Электрон ба протон байгаа эсэх нь эргэлзээгүй юм. Эрдэмтэд электрон, протоны масс, цэнэг, хэмжээг тогтоогоод зогсохгүй тэдгээрийг янз бүрийн цахилгаан, радио инженерийн төхөөрөмжид ажиллуулах боломжтой болгосон.
Мөн электроны масс нь түүний хөдөлгөөний хурдаас хамаардаг ба электрон нь зөвхөн орон зайд урагшлахаас гадна тэнхлэгээ тойрон эргэдэг болохыг тогтоожээ.
Бүтцийн хувьд хамгийн энгийн нь устөрөгчийн атом юм (Зураг 1.1). Энэ нь протоны цөм ба цөмийн эргэн тойронд маш хурдтайгаар эргэлддэг электроноос бүрдэж, атомын гаднах бүрхүүлийг (орбит) бүрдүүлдэг. Илүү нарийн төвөгтэй атомууд нь электронууд эргэлддэг хэд хэдэн бүрхүүлтэй байдаг.
Эдгээр бүрхүүлүүд нь цөмөөс дараалсан электронуудаар дүүрдэг (Зураг 1.2).
Одоо үүнийг харцгаая . Хамгийн гадна талын бүрхүүл гэж нэрлэдэг валент, мөн түүнд агуулагдах электронуудын тоог гэж нэрлэдэг валент. Цөмөөс хол байх тусам валентын бүрхүүл,тиймээс цөмөөс валентийн электрон бүрийг татах хүч төдий чинээ бага байдаг. Тиймээс атом нь валентийн бүрхүүл дүүрээгүй, цөмөөс хол байрласан эсвэл алдагдах тохиолдолд өөртөө электрон холбох чадварыг нэмэгдүүлдэг.
Гаднах бүрхүүлийн электронууд энерги хүлээн авах боломжтой. Хэрэв валентийн бүрхүүл дэх электронууд хүлээн авбал шаардлагатай түвшин-аас эрчим хүч гадаад хүч, тэд түүнээс салж, атомыг орхиж, өөрөөр хэлбэл чөлөөт электрон болж чадна. Чөлөөт электронууд нэг атомаас атом руу санамсаргүй шилжих чадвартай. Олон тооны чөлөөт электрон агуулсан материалыг нэрлэдэг дамжуулагчид
.
Тусгаарлагч
, дамжуулагчийн эсрэг байна. Тэд цахилгаан гүйдлийн урсгалаас сэргийлдэг. Зарим атомын валентийн электронууд нь бусад атомуудын валентийн бүрхүүлийг дүүргэж, тэдгээрийг нэгтгэдэг тул тусгаарлагч нь тогтвортой байдаг. Энэ нь чөлөөт электрон үүсэхээс сэргийлдэг.
Тусгаарлагч ба дамжуулагчийн хоорондох завсрын байрлалыг эзэлнэ хагас дамжуулагч
, гэхдээ бид тэдний талаар дараа ярих болно
Ингээд авч үзье атомын шинж чанар. Ижил тооны электрон ба протонтой атом нь цахилгаан саармаг юм. Нэг буюу хэд хэдэн электрон авсан атом сөрөг цэнэгтэй болж сөрөг ион гэж нэрлэгддэг. Хэрэв атом нэг буюу хэд хэдэн электроноо алдвал эерэг ион болж, өөрөөр хэлбэл эерэг цэнэгтэй болно.
