Bir atomun nasıl oluştuğuna bakalım. Sadece modeller hakkında konuşacağımızı unutmayın. Pratikte atomlar çok daha karmaşık bir yapıya sahiptir. Ancak modern gelişmeler sayesinde, özellikleri (hepsi olmasa bile) açıklayabiliyor ve hatta başarılı bir şekilde tahmin edebiliyoruz. Peki atomun yapısı nedir? Neyden “yapılmış”?
Atomun gezegen modeli
İlk kez 1913'te Danimarkalı fizikçi N. Bohr tarafından önerildi. Bu, atomun yapısına ilişkin ilk teoridir. bilimsel gerçekler. Ayrıca modern tematik terminolojinin de temelini attı. İçinde elektron parçacıkları üretir dönme hareketleri atomun etrafında Güneş etrafındaki gezegenlerle aynı prensibe göre hareket eder. Bohr, bunların yalnızca çekirdekten kesin olarak tanımlanmış bir mesafede bulunan yörüngelerde var olabileceklerini öne sürdü. Bilim adamı bunun neden böyle olduğunu bilimsel açıdan açıklayamadı ancak böyle bir model birçok deneyle doğrulandı. Yörüngeleri belirtmek için çekirdeğe en yakın numaralandırılmış olan birden başlayarak tamsayı sayılar kullanıldı. Bu yörüngelerin tümüne aynı zamanda düzeyler de denir. Hidrojen atomunun, üzerinde bir elektronun döndüğü tek bir seviyesi vardır. Ancak karmaşık atomların da seviyeleri vardır. Benzer enerji potansiyeline sahip elektronları birleştiren bileşenlere ayrılırlar. Yani, ikincisinin zaten iki alt seviyesi var - 2s ve 2p. Üçüncüsünde zaten üç tane var - 3'ler, 3p ve 3d. Ve benzeri. İlk olarak, çekirdeğe yakın olan alt seviyeler “doldurulur” ve daha sonra uzaktakiler “doldurulur”. Her biri yalnızca belirli sayıda elektron tutabilir. Ama bu son değil. Her alt seviye yörüngelere bölünmüştür. Sıradan hayatla bir karşılaştırma yapalım. Bir atomun elektron bulutu bir şehre benzetilebilir. Seviyeler sokaklardır. Alt seviye - özel bir ev veya bir daire. Yörünge - oda. Her biri bir veya iki elektronu “yaşıyor”. Hepsinin belirli adresleri var. Bu atomun yapısının ilk diyagramıydı. Ve son olarak elektronların adreslerine gelince: bunlar “kuantum” adı verilen sayı kümeleri tarafından belirlenir.
Atomun dalga modeli
Ancak zamanla gezegen modeli revize edildi. Atomik yapıya ilişkin ikinci bir teori önerildi. Daha ileri düzeydedir ve pratik deneylerin sonuçlarını açıklamanıza olanak tanır. İlkinin yerini E. Schrödinger'in önerdiği atomun dalga modeli aldı. Daha sonra elektronun kendisini yalnızca parçacık olarak değil aynı zamanda dalga olarak da gösterebileceği zaten tespit edildi. Schrödinger ne yaptı? Bir dalganın hareketini tanımlayan bir denklem uyguladı. Böylece, bir atomdaki elektronun yörüngesi değil, belirli bir noktada tespit edilme olasılığı bulunabilir. Her iki teoriyi birleştiren şey, temel parçacıkların belirli seviyelerde, alt seviyelerde ve yörüngelerde bulunmasıdır. Modeller arasındaki benzerlik burada bitiyor. Size bir örnek vereyim: Dalga teorisinde yörünge, elektronun %95 olasılıkla bulunabileceği bölgedir. Alanın geri kalanı %5'i oluşturuyor ancak sonuçta kullanılan terminolojinin ortak olmasına rağmen atomların yapısal özelliklerinin dalga modeli kullanılarak tasvir edildiği ortaya çıktı.
Bu durumda olasılık kavramı
Bu terim neden kullanıldı? Heisenberg, 1927'de günümüzde mikropartiküllerin hareketini tanımlamak için kullanılan belirsizlik ilkesini formüle etti. Sıradan fiziksel bedenlerden temel farklılıklarına dayanmaktadır. Nedir? Klasik mekanik, bir kişinin olayları etkilemeden gözlemleyebileceğini varsayıyordu (gözlem gök cisimleri). Elde edilen verilere dayanarak nesnenin belirli bir zamanda nerede olacağını hesaplamak mümkündür. Ancak mikrokozmosta işler mutlaka farklıdır. Yani örneğin aletin ve parçacığın enerjileri kıyaslanamaz olduğundan, bir elektronu etkilemeden gözlemlemek artık mümkün değildir. Bu, konumunun değişmesine neden olur temel parçacık, durum, yön, hareket hızı ve diğer parametreler. Ve kesin özelliklerden bahsetmenin bir anlamı yok. Belirsizlik ilkesinin kendisi bize bir elektronun çekirdek etrafındaki yörüngesini tam olarak hesaplamanın imkansız olduğunu söyler. Bir parçacığın yalnızca uzayın belirli bir bölgesinde bulunma olasılığını belirtebilirsiniz. Bu, kimyasal elementlerin atomlarının yapısının özelliğidir. Ancak bu, yalnızca bilim adamları tarafından pratik deneylerde dikkate alınmalıdır.
Atomik bileşim
Ancak konunun tamamına odaklanalım. Yani, iyi düşünülmüş elektron kabuğuna ek olarak atomun ikinci bileşeni çekirdektir. Pozitif yüklü protonlardan ve nötr nötronlardan oluşur. Hepimiz periyodik tabloya aşinayız. Her elementin sayısı içerdiği proton sayısına karşılık gelir. Nötron sayısı, bir atomun kütlesi ile proton sayısı arasındaki farka eşittir. Bu kuraldan sapmalar olabilir. Sonra elementin bir izotopunun mevcut olduğunu söylüyorlar. Bir atomun yapısı, "çevrelenmiş" olacak şekildedir. elektron kabuğu. genellikle proton sayısına eşittir. İkincisinin kütlesi birincininkinden yaklaşık 1840 kat daha fazladır ve yaklaşık olarak nötronun ağırlığına eşittir. Çekirdeğin yarıçapı atom çapının yaklaşık 1/200.000'i kadardır. Kendisi küresel bir şekle sahiptir. Bu genel olarak kimyasal elementlerin atomlarının yapısıdır. Kütle ve özelliklerdeki farklılığa rağmen yaklaşık olarak aynı görünüyorlar.
Yörüngeler
Atomik yapı diyagramının ne olduğundan bahsederken bunlara sessiz kalamayız. Yani, şu türler var:
- S. Küresel bir şekle sahiptirler.
- P. Üç boyutlu sekiz rakamına veya bir mile benziyorlar.
- d ve f. Resmi dilde tanımlanması zor olan karmaşık bir şekle sahiptirler.
Her türden bir elektron ilgili yörüngede %95 olasılıkla bulunabilir. Sunulan bilgiler oldukça soyut olduğu için sakin bir şekilde ele alınmalıdır. matematiksel model durumun fiziksel gerçekliğinden ziyade. Ancak tüm bunlarla birlikte atomların ve hatta moleküllerin kimyasal özelliklerine ilişkin iyi bir tahmin gücüne sahiptir. Bir seviye çekirdekten ne kadar uzaktaysa, üzerine o kadar fazla elektron yerleştirilebilir. Böylece yörüngelerin sayısı özel bir formül kullanılarak hesaplanabilir: x 2. Burada x düzey sayısına eşittir. Ve bir yörüngeye en fazla iki elektron yerleştirilebildiğinden, bunların sayısal arama formülü en sonunda şu şekilde görünecektir: 2x2.
Yörüngeler: teknik veriler
Flor atomunun yapısından bahsedersek üç yörüngeye sahip olacaktır. Hepsi doldurulacak. Bir alt seviyedeki yörüngelerin enerjisi aynıdır. Bunları belirlemek için katman numarasını ekleyin: 2s, 4p, 6d. Flor atomunun yapısı hakkındaki konuşmaya dönelim. İki s- ve bir p-alt düzeyine sahip olacaktır. Dokuz protonu ve aynı sayıda elektronu vardır. İlki s seviyesi. Bu iki elektron. Sonra ikinci s seviyesi. İki elektron daha. Ve 5 p seviyesini dolduruyor. Bu onun yapısıdır. Aşağıdaki alt başlığı okuduktan sonra gerekli adımları kendiniz yapabilir ve bundan emin olabilirsiniz. Hangi florun da ait olduğundan bahsedersek, aynı grupta olmalarına rağmen özelliklerinin tamamen farklı olduğunu belirtmek gerekir. Dolayısıyla kaynama noktaları -188 ile 309 santigrat derece arasında değişmektedir. Peki neden birleşmişlerdi? Hepsi teşekkürler kimyasal özellikler. Tüm halojenler ve büyük ölçüde flor en yüksek oksitleme yeteneğine sahiptir. Metallerle reaksiyona girerler ve oda sıcaklığında herhangi bir sorun olmadan kendiliğinden tutuşabilirler.
Yörüngeler nasıl doldurulur?
Elektronlar hangi kurallara ve prensiplere göre düzenlenmiştir? Daha iyi anlaşılması için ifadeleri basitleştirilmiş olan üç ana konuyu tanımanızı öneririz:
- En az enerji ilkesi. Elektronlar artan enerji sırasına göre yörüngeleri doldurma eğilimindedir.
- Pauli'nin ilkesi. Bir yörünge ikiden fazla elektron içeremez.
- Hund kuralı. Bir alt seviyede elektronlar önce boş yörüngeleri doldurur ve ancak daha sonra çiftler oluşturur.
Atomun yapısı onu doldurmaya yardımcı olacak ve bu durumda görüntü açısından daha anlaşılır hale gelecektir. Bu nedenle devre şemalarının yapımıyla pratik olarak çalışırken onu el altında tutmak gerekir.
Örnek
Makale çerçevesinde söylenen her şeyi özetlemek için, bir atomun elektronlarının seviyeleri, alt seviyeleri ve yörüngeleri arasında nasıl dağıldığına (yani seviyelerin konfigürasyonunun ne olduğuna) dair bir örnek hazırlayabilirsiniz. Bir formül, bir enerji diyagramı veya bir katman diyagramı olarak gösterilebilir. Burada çok güzel resimler var, dikkatle incelendiğinde atomun yapısının anlaşılmasına yardımcı oluyor. Yani ilk önce 1. seviye doldurulur. Yalnızca bir yörüngenin bulunduğu tek bir alt düzeyi vardır. Tüm seviyeler en küçüğünden başlayarak sırayla doldurulur. İlk olarak, bir alt seviyede her yörüngeye bir elektron yerleştirilir. Daha sonra çiftler oluşturulur. Ücretsiz olanlar da varsa başka bir dolum konusuna geçiş oluyor. Ve şimdi nitrojen veya flor atomunun yapısının ne olduğunu (daha önce düşünülmüştü) kendiniz öğrenebilirsiniz. İlk başta biraz zor olabilir ama size yol göstermesi için resimlerden yararlanabilirsiniz. Açıklık sağlamak için nitrojen atomunun yapısına bakalım. 7 protona (çekirdeği oluşturan nötronlarla birlikte) ve aynı sayıda elektrona (elektron kabuğunu oluşturan) sahiptir. Önce ilk s seviyesi doldurulur. 2 elektronu vardır. Sonra ikinci s seviyesi gelir. Ayrıca 2 elektronu vardır. Diğer üçü ise her birinin bir yörüngeyi işgal ettiği p düzeyinde yer alıyor.
Çözüm
Gördüğünüz gibi atomun yapısı o kadar da zor bir konu değil (eğer konuya bir okul kimya dersi perspektifinden yaklaşırsanız tabii ki). Ve anla bu konu zor değil. Son olarak bazı özelliklerinden bahsetmek istiyorum. Örneğin oksijen atomunun yapısından bahsedersek sekiz protonu ve 8-10 nötronu olduğunu biliyoruz. Ve doğadaki her şey dengelenme eğiliminde olduğundan, iki oksijen atomu, iki eşleşmemiş elektronun kovalent bir bağ oluşturduğu bir molekül oluşturur. Bir diğer kararlı oksijen molekülü olan ozon (O3) da benzer şekilde oluşur. Oksijen atomunun yapısını bilerek, Dünyadaki en yaygın maddenin katıldığı oksidatif reaksiyonlar için formülleri doğru bir şekilde hazırlayabilirsiniz.
Atomun bileşimi.
Bir atom oluşur atom çekirdeği Ve elektron kabuğu.
Bir atomun çekirdeği protonlardan oluşur ( p+) ve nötronlar ( N 0). Çoğu hidrojen atomunun bir protondan oluşan bir çekirdeği vardır.
Proton sayısı N(p+) nükleer yüke eşittir ( Z) ve doğal element serisindeki (ve elementlerin periyodik tablosundaki) elementin sıra numarası.
N(P +) = Z
Nötronların toplamı N(N 0), yalnızca harfle gösterilir N ve proton sayısı Z isminde kütle Numarası ve harfle belirtilir A.
A = Z + N
Bir atomun elektron kabuğu, çekirdeğin etrafında hareket eden elektronlardan oluşur ( e -).
Elektron sayısı N(e-) nötr bir atomun elektron kabuğundaki proton sayısına eşittir Z onun çekirdeğinde.
Bir protonun kütlesi yaklaşık olarak bir nötronun kütlesine eşittir ve bir elektronun kütlesinin 1840 katıdır, yani bir atomun kütlesi neredeyse çekirdeğin kütlesine eşittir.
Atomun şekli küreseldir. Çekirdeğin yarıçapı atomun yarıçapından yaklaşık 100.000 kat daha küçüktür.
Kimyasal element- aynı nükleer yüke sahip (çekirdeğinde aynı sayıda proton bulunan) atom türü (atom topluluğu).
İzotop- Çekirdeğinde aynı sayıda nötron bulunan aynı elementin atomlarından oluşan bir koleksiyon (veya çekirdeğinde aynı sayıda proton ve aynı sayıda nötron bulunan bir atom türü).
Farklı izotoplar, atomlarının çekirdeğindeki nötron sayısında birbirinden farklılık gösterir.
Tek bir atomun veya izotopun tanımı: (E - element sembolü), örneğin: .
Bir atomun elektron kabuğunun yapısı
Atomik yörünge- Bir atomdaki elektronun durumu. Yörüngenin sembolü. Her yörüngenin karşılık gelen bir elektron bulutu vardır.
Temel (uyarılmamış) durumdaki gerçek atomların yörüngeleri dört türdendir: S, P, D Ve F.
Elektronik bulut- yüzde 90 (veya daha fazla) olasılıkla bir elektronun bulunabileceği uzay kısmı.
Not: Bazen “atomik yörünge” ve “elektron bulutu” kavramları birbirinden ayırt edilmez ve her ikisine de “atomik yörünge” denir.
Bir atomun elektron kabuğu katmanlıdır. Elektronik katman aynı büyüklükteki elektron bulutlarından oluşur. Bir katman formunun yörüngeleri elektronik ("enerji") seviyesi, enerjileri hidrojen atomu için aynı, ancak diğer atomlar için farklıdır.
Aynı türdeki yörüngeler gruplandırılır. elektronik (enerji) alt seviyeler:
S-alt düzey (birinden oluşur S-orbitaller), sembol - .
P-alt düzey (üçten oluşur) P
D-alt seviye (beşten oluşur) D-orbitaller), sembol - .
F-alt düzey (yediden oluşur) F-orbitaller), sembol - .
Aynı alt seviyedeki yörüngelerin enerjileri aynıdır.
Alt seviyeleri belirlerken, alt seviye sembolüne katman numarası (elektronik seviye) eklenir, örneğin: 2 S, 3P, 5D araç S-ikinci seviyenin alt seviyesi, P-üçüncü seviyenin alt seviyesi, D-beşinci seviyenin alt seviyesi.
Bir seviyedeki alt seviyelerin toplam sayısı seviye numarasına eşittir N. Bir seviyedeki toplam yörünge sayısı eşittir N 2. Buna göre bir katmandaki toplam bulut sayısı da şuna eşittir: N 2 .
Tanımlar: - serbest yörünge (elektronsuz), - eşlenmemiş elektronlu yörünge, - elektron çiftli yörünge (iki elektronlu).
Elektronların bir atomun yörüngelerini doldurma sırası üç doğa kanunu tarafından belirlenir (formülasyonlar basitleştirilmiş terimlerle verilmiştir):
1. En az enerji ilkesi: Elektronlar, yörüngelerin enerjisini arttıracak şekilde yörüngeleri doldurur.
2. Pauli ilkesi: Bir yörüngede ikiden fazla elektron bulunamaz.
3. Hund kuralı - bir alt seviyede, elektronlar önce boş yörüngeleri doldurur (birer birer) ve ancak bundan sonra elektron çiftleri oluştururlar.
Elektronik seviyedeki (veya elektron katmanındaki) toplam elektron sayısı 2'dir N 2 .
Alt seviyelerin enerjiye göre dağılımı şu şekilde ifade edilir (artan enerji sırasına göre):
1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S, 5F, 6D, 7P ...
Bu dizi, bir enerji diyagramıyla açıkça ifade edilir:
Bir atomun elektronlarının seviyeler, alt seviyeler ve yörüngeler arasındaki dağılımı (bir atomun elektronik konfigürasyonu), bir elektron formülü, bir enerji diyagramı veya daha basit bir şekilde elektron katmanlarının bir diyagramı ("elektron diyagramı") olarak gösterilebilir.
Atomların elektronik yapısına örnekler:
Değerlik elektronları- kimyasal bağların oluşumunda rol alabilen bir atomun elektronları. Herhangi bir atom için, bunların tümü dış elektronlar artı enerjisi dıştakilerden daha büyük olan ön-dış elektronlardır. Örneğin: Ca atomunun 4 dış elektronu vardır S 2, bunlar aynı zamanda değerliktir; Fe atomunun 4 dış elektronu vardır S 2 ama 3'ü var D 6, dolayısıyla demir atomunun 8 değerlik elektronu vardır. Kalsiyum atomunun değerlik elektronik formülü 4'tür S 2 ve demir atomları - 4 S 2 3D 6 .
D. I. Mendeleev'in kimyasal elementlerin periyodik tablosu
(kimyasal elementlerin doğal sistemi)
Kimyasal elementlerin periyodik kanunu(modern formülasyon): kimyasal elementlerin özellikleri ve bunların oluşturduğu basit ve karmaşık maddeler periyodik olarak atom çekirdeğinin yükünün değerine bağlıdır.
Periyodik tablo- periyodik yasanın grafik ifadesi.
Doğal dizi kimyasal elementler- Atomlarının çekirdeklerindeki artan proton sayısına göre veya aynı şekilde bu atomların çekirdeklerinin artan yüklerine göre düzenlenmiş bir dizi kimyasal element. Bu serideki bir elementin atom numarası, bu elementin herhangi bir atomunun çekirdeğindeki proton sayısına eşittir.
Kimyasal elementler tablosu, doğal kimyasal element serilerinin "kesilmesiyle" oluşturulur. dönemler(tablonun yatay satırları) ve benzer elektronik atom yapısına sahip elementlerin gruplandırılması (tablonun dikey sütunları).
Öğeleri gruplar halinde birleştirme şeklinize bağlı olarak tablo şu şekilde olabilir: uzun dönem(aynı sayıda ve türde değerlik elektronuna sahip elementler gruplar halinde toplanır) ve kısa süre(aynı sayıda değerlik elektronuna sahip elementler gruplar halinde toplanır).
Kısa dönem tablosu grupları alt gruplara ayrılmıştır ( ana Ve taraf), uzun dönem tablosundaki gruplarla çakışıyor.
Aynı periyoda ait elementlerin tüm atomları, periyot sayısına eşit, aynı sayıda elektron katmanına sahiptir.
Periyotlardaki element sayısı: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Sekizinci periyodun elementlerinin çoğu yapay olarak elde edildi, bu periyodun son elementleri henüz sentezlenmedi. İlki dışındaki tüm periyotlar alkali metal oluşturan bir elementle (Li, Na, K, vb.) başlar ve soy gaz oluşturan bir elementle (He, Ne, Ar, Kr, vb.) biter.
Kısa dönem tablosunda her biri iki alt gruba (ana ve ikincil) ayrılan sekiz grup vardır; uzun dönem tablosunda ise Romen rakamlarıyla A veya B harfleriyle numaralandırılmış on altı grup vardır. örnek: IA, IIIB, VIA, VIIB. Uzun dönem tablosunun IA grubu, kısa dönem tablosunun birinci grubunun ana alt grubuna karşılık gelir; grup VIIB - yedinci grubun ikincil alt grubu: geri kalanı - benzer şekilde.
Kimyasal elementlerin özellikleri doğal olarak gruplara ve periyotlara göre değişir.
Dönemler halinde (artan seri numarası)
- nükleer yük artar
- dış elektronların sayısı artar,
- atomların yarıçapı azalır,
- elektronlar ile çekirdek arasındaki bağın gücü artar (iyonlaşma enerjisi),
- elektronegatiflik artar,
- basit maddelerin oksitleyici özellikleri arttırılır ("metaliklik"),
- basit maddelerin indirgeyici özellikleri zayıflar ("metallik"),
- Hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin temel karakterini zayıflatır,
- hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin asidik karakteri artar.
Gruplar halinde (artan seri numarasıyla)
- nükleer yük artar
- atomların yarıçapı artar (yalnızca A gruplarında),
- elektronlar ve çekirdek arasındaki bağın gücü azalır (iyonlaşma enerjisi; yalnızca A gruplarında),
- elektronegatiflik azalır (yalnızca A gruplarında),
- basit maddelerin oksitleyici özellikleri zayıflar ("metaliklik"; yalnızca A gruplarında),
- basit maddelerin indirgeyici özellikleri artar ("metallik"; yalnızca A gruplarında),
- Hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin temel karakteri artar (yalnızca A gruplarında),
- Hidroksitlerin ve karşılık gelen oksitlerin asidik karakterini zayıflatır (sadece A gruplarında),
- hidrojen bileşiklerinin stabilitesi azalır (indirgeme aktiviteleri artar; yalnızca A gruplarında).
"Konu 9. "konuyla ilgili görevler ve testler. Atomun yapısı. Periyodik yasa ve kimyasal elementlerin periyodik sistemi, D. I. Mendeleev (PSHE) "."
- Periyodik yasa - Periyodik yasa ve atomların yapısı 8-9. Sınıflar
Bilmeniz gerekenler: Orbitalleri elektronlarla doldurma yasaları (en az enerji ilkesi, Pauli ilkesi, Hund kuralı), yapı periyodik tablo elementler.Şunları yapabilmeniz gerekir: elementin periyodik tablodaki konumuna göre bir atomun bileşimini belirlemek ve bunun tersine, bileşimini bilerek periyodik sistemde bir element bulmak; yapının bir diyagramını çizin, elektronik konfigürasyon atom, iyon ve tersine konumunu belirler kimyasal element PSHE'de; PSCE'deki konumuna göre elementi ve oluşturduğu maddeleri karakterize etmek; Periyodik sistemin bir periyodunda ve bir ana alt grubunda atomların yarıçapındaki değişiklikleri, kimyasal elementlerin özelliklerini ve oluşturdukları maddeleri belirler.
Örnek 1.Üçüncü elektron seviyesindeki yörünge sayısını belirleyin. Bu yörüngeler nelerdir?
Yörünge sayısını belirlemek için formülü kullanırız N yörüngeler = N 2 nerede N- seviye numarası. N yörüngeler = 3 2 = 9. Bir 3 S-, üç 3 P- ve beş 3 D-orbitaller.Örnek 2. Hangi elementin atomunun elektronik formül 1'e sahip olduğunu belirleyin S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 .
Hangi element olduğunu belirlemek için atomun toplam elektron sayısına eşit olan atom numarasını bulmanız gerekir. İÇİNDE bu durumda: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Bu alüminyumdur.İhtiyacınız olan her şeyin öğrenildiğinden emin olduktan sonra görevleri tamamlamaya devam edin. Başarılar dileriz.
Önerilen Kaynaklar:- O. S. Gabrielyan ve diğerleri Kimya 11. sınıf. M., Bustard, 2002;
- G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kimya 11. sınıf. M., Eğitim, 2001.
Bir atomun elektronik konfigürasyonu bir atomdaki elektronların düzeylere ve alt düzeylere göre dizilişini gösteren bir formüldür. Makaleyi inceledikten sonra elektronların nerede ve nasıl bulunduğunu öğrenecek, kuantum sayılarını tanıyacak ve bir atomun elektronik konfigürasyonunu numarasına göre oluşturabileceksiniz; makalenin sonunda bir element tablosu bulunmaktadır.
Neden elemanların elektronik konfigürasyonunu incelemeliyiz?
Atomlar bir yapı seti gibidir: Belli sayıda parça vardır, birbirlerinden farklıdırlar, ancak aynı türden iki parça kesinlikle aynıdır. Ancak bu yapım seti plastik olandan çok daha ilginç ve nedeni de bu. Yapılandırma yakınlarda kimin olduğuna bağlı olarak değişir. Örneğin hidrojenin yanında oksijen Belki suya dönüşür, sodyumun yanında gaza dönüşür, demirin yakınındayken tamamen pasa dönüşür. Bunun neden olduğu sorusunu yanıtlamak ve bir atomun diğerinin yanındaki davranışını tahmin etmek için aşağıda tartışılacak olan elektronik konfigürasyonu incelemek gerekir.
Bir atomda kaç elektron vardır?
Atom bir çekirdek ve onun etrafında dönen elektronlardan oluşur; çekirdek ise proton ve nötronlardan oluşur. Nötr durumda, her atomun elektron sayısı, çekirdeğindeki proton sayısına eşittir. Proton sayısı, elementin atom numarası ile belirlenir; örneğin, kükürtün 16 protonu vardır - periyodik tablonun 16. elementi. Altının 79 protonu var - periyodik tablonun 79. elementi. Buna göre kükürtün nötr durumda 16 elektronu, altının ise 79 elektronu vardır.
Elektron nerede aranır?
Elektronun davranışını gözlemleyerek belirli modeller elde edildi; bunlar kuantum sayılarıyla tanımlanır; toplamda dört tane vardır:
- Ana kuantum sayısı
- Yörünge kuantum numarası
- Manyetik kuantum sayısı
- Spin kuantum sayısı
Orbital
Ayrıca yörünge kelimesi yerine "orbital" terimini kullanacağız; yörünge, elektronun dalga fonksiyonudur, kabaca elektronun zamanının %90'ını geçirdiği bölgedir.
N - seviye
L - kabuk
M l - yörünge numarası
M s - yörüngedeki birinci veya ikinci elektron
Yörünge kuantum sayısı l
Elektron bulutunun incelenmesi sonucunda şunlara bağlı olduğu bulundu: enerji seviyesi bulut dört temel şekil alır: bir top, bir dambıl ve diğer iki karmaşık şekil. Artan enerjiye göre bu formlara s-, p-, d- ve f-kabuğu adı verilir. Bu kabukların her biri 1 (s üzerinde), 3 (p üzerinde), 5 (d üzerinde) ve 7 (f üzerinde) yörüngeye sahip olabilir. Yörünge kuantum sayısı, yörüngelerin bulunduğu kabuktur. S,p,d ve f yörüngeleri için yörünge kuantum sayısı sırasıyla 0,1,2 veya 3 değerlerini alır.
S kabuğunda bir yörünge vardır (L=0) - iki elektron
P kabuğunda üç yörünge vardır (L=1) - altı elektron
D kabuğunda beş yörünge vardır (L=2) - on elektron
F kabuğunda yedi yörünge vardır (L=3) - on dört elektron
Manyetik kuantum sayısı m l
P kabuğunda üç yörünge vardır ve bunlar -L'den +L'ye kadar sayılarla gösterilir, yani p kabuğu (L=1) için "-1", "0" ve "1" yörüngeleri vardır. . Manyetik kuantum sayısı m l harfiyle gösterilir.
Kabuğun içinde elektronların farklı yörüngelere yerleştirilmesi daha kolaydır, bu nedenle ilk elektronlar her bir yörüngeyi doldurur ve ardından her birine bir çift elektron eklenir.
D kabuğunu düşünün:
D kabuğu L=2 değerine karşılık gelir, yani beş yörünge (-2,-1,0,1 ve 2), ilk beş elektron M l =-2, M değerlerini alarak kabuğu doldurur. l =-1, M l =0 , M l =1,M l =2.
Spin kuantum sayısı m s
Spin, bir elektronun kendi ekseni etrafında dönme yönüdür, iki yön vardır, dolayısıyla spin kuantum numarasının iki değeri vardır: +1/2 ve -1/2. Bir enerji alt seviyesi yalnızca zıt spinlere sahip iki elektron içerebilir. Spin kuantum sayısı m s ile gösterilir
Baş kuantum sayısı n
Ana kuantum sayısı enerji seviyesidir. şu an yedisi biliniyor enerji seviyeleri, her biri Arap rakamlarıyla gösterilir: 1,2,3,...7. Her seviyedeki mermi sayısı seviye numarasına eşittir: birinci seviyede bir mermi, ikinci seviyede iki mermi vardır, vb.
Elektron numarası
Yani herhangi bir elektron dört kuantum sayısıyla tanımlanabilir, bu sayıların kombinasyonu elektronun her konumu için benzersizdir, ilk elektronu alın, en düşük enerji seviyesi N = 1'dir, ilk seviyede bir kabuk vardır, Herhangi bir seviyedeki ilk kabuk bir top (s-kabuk) şeklindedir; L=0, manyetik kuantum sayısı yalnızca bir değer alabilir, M l =0 ve spin +1/2'ye eşit olacaktır. Eğer beşinci elektronu alırsak (hangi atomda olursa olsun), o zaman onun ana kuantum sayıları şöyle olacaktır: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.
Sözde elektronik formüller şeklinde yazılmıştır. Elektronik formüllerde s, p, d, f harfleri elektronların enerji alt düzeylerini belirtir; Harflerin önündeki sayılar, belirli bir elektronun bulunduğu enerji seviyesini gösterir ve sağ üstteki indeks, belirli bir alt seviyedeki elektronların sayısıdır. Herhangi bir elementin atomunun elektronik formülünü oluşturmak için, bu elementin periyodik tablodaki sayısını bilmek ve elektronların atomdaki dağılımını yöneten temel ilkeleri takip etmek yeterlidir.
Bir atomun elektron kabuğunun yapısı, enerji hücrelerindeki elektronların düzeninin bir diyagramı şeklinde de gösterilebilir.
Demir atomları için bu şema aşağıdaki forma sahiptir:
Bu diyagram Hund kuralının uygulanmasını açıkça göstermektedir. 3d alt seviyesinde, maksimum hücre sayısı (dört) eşleşmemiş elektronlarla doldurulur. Bir atomdaki elektron kabuğunun yapısının elektronik formüller ve diyagramlar biçimindeki görüntüsü, elektronun dalga özelliklerini açıkça yansıtmamaktadır.
Periyodik yasanın değiştirilen metni EVET. Mendeleev : özellikler basit cisimler element bileşiklerinin formları ve özellikleri periyodik olarak elementlerin atom ağırlıklarının büyüklüğüne bağlıdır.
Periyodik Yasanın modern formülasyonu: elementlerin özellikleri, bileşiklerinin formları ve özellikleri periyodik olarak atom çekirdeğinin yükünün büyüklüğüne bağlıdır.
Böylece, çekirdeğin pozitif yükünün (atom kütlesinden ziyade), elementlerin ve bileşiklerinin özelliklerinin bağlı olduğu daha doğru bir argüman olduğu ortaya çıktı.
Değerlik- Bu, bir atomun diğerine bağlandığı kimyasal bağların sayısıdır.
Bir atomun değerlik kapasitesi, eşleşmemiş elektronların sayısı ve dış seviyedeki serbest atomik yörüngelerin varlığı ile belirlenir. Kimyasal elementlerin atomlarının dış enerji seviyelerinin yapısı esas olarak atomlarının özelliklerini belirler. Bu nedenle bu seviyelere değerlik seviyeleri denir. Bu seviyelerin ve bazen ön-dış seviyelerin elektronları, kimyasal bağların oluşumunda rol oynayabilir. Bu tür elektronlara değerlik elektronları da denir.
Stokiyometrik değerlik kimyasal element - bu, belirli bir atomun kendisine ekleyebileceği eşdeğerlerin sayısı veya bir atomdaki eşdeğerlerin sayısıdır.
Eşdeğerler, bağlı veya ikame edilmiş hidrojen atomlarının sayısına göre belirlenir, dolayısıyla stokiyometrik değerlik, belirli bir atomun etkileşime girdiği hidrojen atomlarının sayısına eşittir. Ancak tüm elementler serbestçe etkileşime girmez, ancak neredeyse tamamı oksijenle etkileşime girer, bu nedenle stokiyometrik değerlik, bağlı oksijen atomlarının sayısının iki katı olarak tanımlanabilir.
Örneğin, hidrojen sülfit H2S'deki kükürtün stokiyometrik değeri 2, S02-4 oksitte, S03-6 oksittedir.
İkili bir bileşiğin formülünü kullanarak bir elementin stokiyometrik değerliliğini belirlerken, kurala göre yönlendirilmelidir: bir elementin tüm atomlarının toplam değeri, başka bir elementin tüm atomlarının toplam değerliliğine eşit olmalıdır.
Paslanma durumu Ayrıca maddenin bileşimini karakterize eder ve artı işaretli (bir metal veya moleküldeki daha elektropozitif bir element için) veya eksi stokiyometrik değerliliğe eşittir.
1. Basit maddelerde elementlerin oksidasyon durumu sıfırdır.
2. Tüm bileşiklerde florun oksidasyon durumu -1'dir. Geri kalan halojenler (klor, brom, iyot) ile metaller, hidrojen ve diğer daha elektropozitif elementler de -1 oksidasyon durumuna sahiptir, ancak daha elektronegatif elementlere sahip bileşiklerde pozitif oksidasyon durumları vardır.
3. Bileşiklerdeki oksijenin oksidasyon durumu -2'dir; istisnalar, hidrojen peroksit H202 ve türevleridir (oksijenin -1 oksidasyon durumuna sahip olduğu Na202, BaO2 vb. ve ayrıca oksijenin oksidasyon durumunun olduğu oksijen florür OF2). +2'dir.
4. Alkali elementler(Li, Na, K, vb.) ve Periyodik Tablonun ikinci grubunun ana alt grubunun elemanları (Be, Mg, Ca, vb.) her zaman grup numarasına eşit, yani +1 oksidasyon durumuna sahiptir. ve +2 sırasıyla.
5. Talyum hariç üçüncü grubun tüm elementleri grup numarasına eşit sabit bir oksidasyon durumuna sahiptir, yani. +3.
6. Bir elementin en yüksek oksidasyon durumu Periyodik Tablodaki grup numarasına eşittir, en düşük ise farktır: grup numarası 8'dir. Örneğin nitrojenin en yüksek oksidasyon durumu (beşinci grupta yer alır) +5'tir (nitrik asit ve tuzlarında) ve en düşük değeri -3'e eşittir (amonyak ve amonyum tuzlarında).
7. Bir bileşikteki elementlerin oksidasyon durumları birbirini iptal eder, böylece bir moleküldeki veya nötr formül birimindeki tüm atomların toplamı sıfır olur ve bir iyonun yükü olur.
Bu kurallar, diğerlerinin oksidasyon durumları biliniyorsa, bir bileşikteki bir elementin bilinmeyen oksidasyon durumunu belirlemek ve çok elementli bileşikler için formüller oluşturmak için kullanılabilir.
Paslanma durumu (oksidasyon sayısı) — oksidasyon, indirgeme ve redoks reaksiyonlarının işlemlerini kaydetmek için yardımcı bir geleneksel miktar.
Konsept paslanma durumu sıklıkla kullanılır inorganik kimya konsept yerine değerlik. Bir atomun oksidasyon durumu sayısal değere eşittir elektrik şarjı Bağ elektron çiftlerinin tamamen daha elektronegatif atomlara doğru eğilimli olduğu varsayımı altında (yani bileşiğin yalnızca iyonlardan oluştuğu varsayımı altında) bir atoma atanır.
Oksidasyon numarası, pozitif bir iyonu nötr bir atoma indirgemek için ona eklenmesi gereken veya onu nötr bir atoma oksitlemek için negatif bir iyondan çıkarılması gereken elektron sayısına karşılık gelir:
Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)
Elementlerin özellikleri, atomun elektron kabuğunun yapısına bağlı olarak periyodik sistemin periyotlarına ve gruplarına göre değişmektedir. Bir dizi analog elemanda elektronik yapılar yalnızca benzer olduğundan, aynı olmadığından, gruptaki bir elemandan diğerine geçerken, onlar için basit bir özellik tekrarı gözlenmez, ancak bunların az çok açıkça ifade edilen doğal değişimi gözlenir. .
Bir elementin kimyasal yapısı, atomunun elektron kaybetme veya kazanma yeteneği ile belirlenir. Bu yetenek, iyonlaşma enerjileri ve elektron ilgilerinin değerleri ile ölçülür.
İyonlaşma enerjisi (E ve) ayırma için gereken minimum enerji miktarına denir ve tamamen kaldırma T = 0'da gaz fazındaki bir atomdan gelen elektron
Atomun pozitif yüklü bir iyona dönüşmesiyle serbest kalan elektrona kinetik enerji aktarmadan K: E + Ei = E+ + e-. İyonlaşma enerjisi pozitif bir miktardır ve en küçük değerler alkali metal atomları için ve en büyüğü soy (inert) gaz atomları için.
Elektron ilgisi (Ee) T = 0'da gaz fazındaki bir atoma bir elektron eklendiğinde açığa çıkan veya emilen enerjidir.
Parçacığa kinetik enerji aktarmadan bir atomun negatif yüklü bir iyona dönüşmesiyle K:
E + e- = E- + Ee.
Halojenler, özellikle de flor, maksimum elektron ilgisine sahiptir (Ee = -328 kJ/mol).
Ei ve Ee değerleri mol başına kilojoule (kJ/mol) veya atom başına elektron volt (eV) cinsinden ifade edilir.
Bağlı bir atomun kimyasal bağların elektronlarını kendine doğru kaydırarak etrafındaki elektron yoğunluğunu artırma yeteneğine denir. elektronegatiflik.
Bu kavram bilime L. Pauling tarafından tanıtıldı. Elektronegatiflik÷ sembolü ile gösterilir ve belirli bir atomun kimyasal bir bağ oluşturduğunda elektron ekleme eğilimini karakterize eder.
R. Maliken'e göre bir atomun elektronegatifliği, serbest atomların iyonlaşma enerjileri ve elektron ilgilerinin toplamının yarısı kadar hesaplanır = (Ee + Ei)/2
Dönemlerde var Genel eğilimİyonlaşma enerjisi ve elektronegatiflik atom çekirdeğinin yükünün artmasıyla artar; gruplarda ise elementin atom numarasının artmasıyla bu değerler azalır.
Bir elemente sabit bir elektronegatiflik değeri atanamayacağı vurgulanmalıdır çünkü bu değer birçok faktöre, özellikle de elementin değerlik durumuna, dahil edildiği bileşiğin türüne ve komşu atomların sayısına ve türüne bağlıdır. .
Atomik ve iyonik yarıçaplar. Atomların ve iyonların boyutları elektron kabuğunun boyutlarına göre belirlenir. Kuantum mekaniği kavramlarına göre elektron kabuğunun kesin olarak tanımlanmış sınırları yoktur. Bu nedenle serbest bir atomun veya iyonun yarıçapı şu şekilde alınabilir: çekirdekten dış elektron bulutlarının yoğunluğunun ana maksimum konumuna kadar teorik olarak hesaplanan mesafe. Bu mesafeye yörünge yarıçapı denir. Pratikte, bileşiklerdeki atom ve iyonların yarıçapları genellikle kullanılır ve deneysel verilere dayanılarak hesaplanır. Bu durumda atomların kovalent ve metalik yarıçapları ayırt edilir.
Atomik ve iyonik yarıçapların bir elementin atomunun çekirdeğinin yüküne bağımlılığı doğası gereği periyodiktir.. Periyotlarda atom numarası arttıkça yarıçaplar azalma eğilimindedir. En büyük azalma, dış elektronik seviyeleri dolu olduğundan kısa süreli elementler için tipiktir. D ve f elementlerinin ailelerindeki büyük dönemlerde, bu değişiklik daha az keskindir, çünkü içlerinde elektronların doldurulması ön dış katmanda meydana gelir. Alt gruplarda aynı türden atom ve iyonların yarıçapları genellikle artar.
Periyodik element tablosu bu tezahürün açık bir örneğidir Çeşitli türler yatay olarak (soldan sağa bir periyotta), dikey olarak (örneğin bir grupta, yukarıdan aşağıya), çapraz olarak gözlenen elementlerin özelliklerinde periyodiklik, yani. atomun bazı özellikleri artar veya azalır, ancak periyodiklik kalır.
Soldan sağa (→) dönemde oksidatif ve oksidatif olmayanlar artar metalik özellikler elementler ve indirgeyici ve metalik özellikler azalır. Yani, 3. periyodun tüm elementleri arasında sodyum en aktif metal ve en güçlü indirgeyici ajan olacak ve klor en güçlü oksitleyici ajan olacaktır.
Kimyasal bağ- Bu, atomlar arasındaki elektriksel çekim kuvvetlerinin etkisinin bir sonucu olarak, bir moleküldeki veya kristal kafesteki atomların karşılıklı bağlantısıdır.
Bu, tüm elektronların ve tüm çekirdeklerin etkileşimidir ve kararlı, çok atomlu bir sistemin (radikal, moleküler iyon, molekül, kristal) oluşumuna yol açar.
Kimyasal bağlar değerlik elektronları tarafından gerçekleştirilir. Modern kavramlara göre kimyasal bağ elektronik niteliktedir ancak farklı şekillerde gerçekleştirilir. Bu nedenle üç ana kimyasal bağ türü vardır: kovalent, iyonik, metalik.Moleküller arasında ortaya çıkar hidrojen bağı, ve olur van der Waals etkileşimleri.
Kimyasal bir bağın temel özellikleri şunları içerir:
- bağlantı uzunluğu - Bu, kimyasal olarak bağlı atomlar arasındaki çekirdekler arası mesafedir.
Etkileşen atomların doğasına ve bağın çokluğuna bağlıdır. Çokluk arttıkça bağ uzunluğu azalır ve dolayısıyla gücü artar;
- Bağın çokluğu, iki atomu birbirine bağlayan elektron çiftlerinin sayısına göre belirlenir. Çokluk arttıkça bağlanma enerjisi de artar;
- bağlantı açısı- kimyasal olarak birbirine bağlı iki komşu atomun çekirdeğinden geçen hayali düz çizgiler arasındaki açı;
Bağ enerjisi E SV - bu, belirli bir bağın oluşumu sırasında açığa çıkan ve kırılması için harcanan enerjidir, kJ/mol.
Kovalent bağ - İki atom arasında bir çift elektronun paylaşılmasıyla oluşan kimyasal bağ.
Kimyasal bağın atomlar arasında paylaşılan elektron çiftlerinin ortaya çıkmasıyla açıklanması, değerlik spin teorisinin temelini oluşturdu. değerlik bağı yöntemi (MVS) , Lewis tarafından 1916'da keşfedildi. Kimyasal bağların ve moleküllerin yapısının kuantum mekaniksel açıklaması için başka bir yöntem kullanılır - moleküler yörünge yöntemi (MMO) .
Değerlik bağı yöntemi
MBC kullanarak kimyasal bağ oluşumunun temel prensipleri:
1. Değerlik (eşlenmemiş) elektronlar tarafından kimyasal bir bağ oluşturulur.
2. İki farklı atoma ait antiparalel spinlere sahip elektronlar ortak hale gelir.
3. Kimyasal bir bağ ancak iki veya daha fazla atom birbirine yaklaştığında sistemin toplam enerjisi azalırsa oluşur.
4. Bir moleküle etki eden ana kuvvetler elektriksel, Coulomb kökenlidir.
5. Bağlantı ne kadar güçlü olursa, etkileşen elektron bulutları da o kadar fazla örtüşür.
Kovalent bağların oluşumu için iki mekanizma vardır:
Değişim mekanizması.İki nötr atomun değerlik elektronlarının paylaşılmasıyla bir bağ oluşur. Her atom toplam sayıya bir eşleşmemiş elektron katar elektron çifti:
Pirinç. 7. Kovalent bağların oluşumu için değişim mekanizması: A- polar olmayan; B- kutupsal
Donör-alıcı mekanizması. Bir atom (verici) bir elektron çifti sağlar ve diğer atom (alıcı) bu çift için boş bir yörünge sağlar.
bağlantılar, eğitimli bağışçı-alıcı mekanizmasına göre, karmaşık bileşikler
 |
Pirinç. 8. Kovalent bağ oluşumunun donör-alıcı mekanizması
Kovalent bağın belirli özellikleri vardır.
Doygunluk - atomların kesin olarak tanımlanmış sayıda kovalent bağ oluşturma özelliği. Bağların doygunluğu nedeniyle moleküller belirli bir bileşime sahiptir.
|
Yönlülük - t . e. bağlantı, elektron bulutlarının maksimum örtüşmesi yönünde oluşturulur . Bağı oluşturan atomların merkezlerini birleştiren çizgiye göre, bunlar ayırt edilir: σ ve π (Şekil 9): σ-bağ - etkileşime giren atomların merkezlerini birleştiren çizgi boyunca AO'nun üst üste binmesiyle oluşur; π bağı, bir atomun çekirdeklerini birleştiren düz çizgiye dik bir eksen yönünde oluşan bir bağdır. Bağın yönü moleküllerin uzaysal yapısını yani geometrik şeklini belirler. Hibridizasyon - daha verimli yörünge örtüşmesi elde etmek için kovalent bir bağ oluştururken bazı yörüngelerin şeklindeki değişikliktir. Hibrit yörüngelerin elektronlarının katılımıyla oluşan kimyasal bağ, daha fazla örtüşme meydana geldiğinden, hibrit olmayan s- ve p-orbitallerinin elektronlarının katılımıyla oluşan bağdan daha güçlüdür. Aşağıdaki hibridizasyon türleri ayırt edilir (Şekil 10, Tablo 31): |
sp hibridizasyonu - bir s-orbital ve bir p-orbital iki özdeş "melez" yörüngeye dönüşür, eksenleri arasındaki açı 180°'dir. sp-hibridizasyonunun meydana geldiği moleküller doğrusal bir geometriye (BeCl 2) sahiptir.sp2 hibridizasyonu- bir s-orbital ve iki p-orbital üç özdeş "hibrit" yörüngeye dönüşür, eksenleri arasındaki açı 120°'dir. Sp2 hibridizasyonunun meydana geldiği moleküller düz bir geometriye sahiptir (BF 3, AlCl 3).
sp3-hibridizasyon- bir s-orbital ve üç p-orbital, eksenleri arasındaki açı 109°28" olan dört özdeş "melez" yörüngeye dönüşür. İçinde sp3 hibridizasyonunun meydana geldiği moleküller, tetrahedral bir geometriye sahiptir (CH 4) , NH3).
Pirinç. 10. Değerlik yörüngelerinin hibridizasyon türleri: a - sp değerlik yörüngelerinin melezlenmesi; B - sp2 - değerlik yörüngelerinin melezleşmesi; V - sp Değerlik yörüngelerinin 3-hibridizasyonu
Herhangi bir madde adı verilen çok küçük parçacıklardan oluşur. atomlar . Atom, bir kimyasal elementin tüm karakteristik özelliklerini koruyan en küçük parçacığıdır. Bir atomun büyüklüğünü hayal etmek için, eğer birbirine yakın yerleştirilebilselerdi, bir milyon atomun sadece 0,1 mm'lik bir mesafeyi kaplayacağını söylemek yeterlidir.
Maddenin yapısı biliminin daha da gelişmesi, atomun da karmaşık bir yapıya sahip olduğunu ve elektronlardan ve protonlardan oluştuğunu gösterdi. Maddenin yapısının elektronik teorisi bu şekilde ortaya çıktı.
Eski zamanlarda elektriğin pozitif ve negatif olmak üzere iki türü olduğu keşfedilmişti. Vücudun içerdiği elektrik miktarına yük denmeye başlandı. Vücudun sahip olduğu elektriğin türüne bağlı olarak yük pozitif veya negatif olabilir.
Aynı yüklerin birbirini ittiği, farklı yüklerin ise çektiği deneysel olarak kanıtlanmıştır.
Hadi düşünelim atomun elektronik yapısı. Atomlar kendilerinden bile daha küçük parçacıklardan oluşur. elektronlar.
TANIM:Elektron, maddenin en küçük negatif elektrik yüküne sahip en küçük parçacığıdır.
Elektronlar bir veya daha fazla sayıda atomdan oluşan merkezi bir çekirdeğin etrafında yörüngede dönerler. protonlar Ve nötronlar, eşmerkezli yörüngelerde. Elektronlar negatif yüklü parçacıklardır, protonlar pozitif yüklüdür ve nötronlar nötrdür (Şekil 1.1).
TANIM:Proton, maddenin en küçük pozitif elektrik yüküne sahip en küçük parçacığıdır.
Elektron ve protonların varlığı şüphe götürmez. Bilim insanları elektronların ve protonların kütlesini, yükünü ve boyutunu belirlemekle kalmadı, hatta onları çeşitli elektrik ve radyo mühendisliği cihazlarında da çalıştırdı.
Ayrıca elektronun kütlesinin hareket hızına bağlı olduğu ve elektronun uzayda sadece ileri doğru hareket etmekle kalmayıp aynı zamanda kendi ekseni etrafında da döndüğü bulunmuştur.
Yapısı en basit olanı hidrojen atomudur (Şekil 1.1). Bir proton çekirdeği ve çekirdeğin etrafında büyük bir hızla dönen ve atomun dış kabuğunu (yörüngesini) oluşturan bir elektrondan oluşur. Daha karmaşık atomların, elektronların döndüğü birkaç kabuğu vardır.
Bu kabuklar çekirdekten gelen sıralı elektronlarla doldurulur (Şekil 1.2).
Şimdi ona bakalım . En dıştaki kabuğa denir değerlik ve içerdiği elektron sayısına denir. değerlik. Çekirdekten uzaklaştıkça değerlik kabuğu, bu nedenle, her değerlik elektronunun çekirdekten aldığı çekim kuvveti o kadar az olur. Böylece atomun değerlik kabuğunun dolmaması ve çekirdekten uzakta bulunması veya kaybolması durumunda kendine elektron bağlama yeteneği artar.
Dış kabuk elektronları enerji alabilir. Değerlik kabuğundaki elektronlar alınırsa gereken seviye gelen enerji dış kuvvetler ondan kopup atomu terk edebilirler, yani serbest elektron olabilirler. Serbest elektronlar rastgele bir atomdan atoma hareket edebilirler. Çok sayıda serbest elektron içeren maddelere denir. iletkenler
.
İzolatörler
, iletkenlerin tersidir. Elektrik akımının akışını engellerler. Yalıtkanlar kararlıdır çünkü bazı atomların değerlik elektronları diğer atomların değerlik kabuklarını doldurarak onları birleştirir. Bu serbest elektron oluşumunu engeller.
Yalıtkanlar ve iletkenler arasında bir ara pozisyonda bulunur yarı iletkenler
, ama onlar hakkında daha sonra konuşacağız
Hadi düşünelim atomun özellikleri. Aynı sayıda elektron ve protona sahip olan bir atom elektriksel olarak nötrdür. Bir veya daha fazla elektron kazanan atom negatif yüklü hale gelir ve negatif iyon olarak adlandırılır. Bir atom bir veya daha fazla elektronunu kaybederse pozitif iyon haline gelir, yani pozitif yüklü hale gelir.
