Kimyasal elementlerin atomlarının elektronik yapısının prensibi. Atomun elektronik konfigürasyonu. Atomun elektronik yapısı

Kimyasallar, çevremizdeki dünyayı oluşturan şeylerdir.

Her kimyasal maddenin özellikleri iki türe ayrılır: bunlar, diğer maddeleri oluşturma yeteneğini karakterize eden kimyasal ve nesnel olarak gözlemlenen ve kimyasal dönüşümlerden izole olarak değerlendirilebilen fizikseldir. Örneğin, bir maddenin fiziksel özellikleri, kümelenme durumu (katı, sıvı veya gaz), termal iletkenlik, ısı kapasitesi, çeşitli ortamlarda (su, alkol vb.), çözünürlük, yoğunluk, renk, tat vb. .

Bazı kimyasal maddelerin başka maddelere dönüşmesine kimyasal olaylar veya kimyasal reaksiyonlar denir. Açıkça, bir maddenin diğer maddelere dönüşmeden herhangi bir fiziksel özelliğindeki bir değişikliğin eşlik ettiği fiziksel fenomenlerin de olduğu belirtilmelidir. Fiziksel olaylar, örneğin, buzun erimesini, suyun donmasını veya buharlaşmasını vb. içerir.

Herhangi bir işlem sırasında kimyasal bir fenomenin meydana geldiği gerçeği, renk değişikliği, bir çökelti oluşumu, gazın evrimi, ısı ve / veya ışığın evrimi gibi kimyasal reaksiyonların karakteristik belirtilerinin gözlemlenmesiyle sonuçlandırılabilir.

Bu nedenle, örneğin, aşağıdakileri gözlemleyerek kimyasal reaksiyonların seyri hakkında bir sonuç çıkarılabilir:

Günlük yaşamda ölçek olarak adlandırılan su kaynatıldığında tortu oluşumu;

Bir yangının yanması sırasında ısı ve ışığın salınması;

Havada taze bir elma diliminin rengini değiştirmek;

Hamurun fermantasyonu sırasında gaz kabarcıklarının oluşması vb.

Kimyasal reaksiyonlar sürecinde pratik olarak değişime uğramayan, ancak yalnızca yeni bir şekilde birbirine bağlanan en küçük madde parçacıklarına atom denir.

Bu tür madde birimlerinin varlığı fikri, antik Yunanistan'da eski filozofların zihninde ortaya çıktı, bu da aslında "atom" teriminin kökenini açıklıyor, çünkü "atomos" kelimenin tam anlamıyla Yunanca'dan çevrilmiş "bölünemez" anlamına geliyor.

Ancak, eski Yunan filozoflarının düşüncesinin aksine, atomlar maddenin mutlak minimumu değildir, yani. kendileri karmaşık bir yapıya sahiptir.

Her atom, sırasıyla p + , n o ve e - sembolleriyle gösterilen atom altı parçacıklardan - protonlar, nötronlar ve elektronlardan oluşur. Kullanılan gösterimdeki üst simge, protonun bir birim pozitif yüke sahip olduğunu, elektronun bir birim negatif yüke sahip olduğunu ve nötronun yükünün olmadığını gösterir.

Atomun niteliksel yapısına gelince, her atom, elektronların bir elektron kabuğu oluşturduğu sözde çekirdekte yoğunlaşan tüm proton ve nötronlara sahiptir.

Proton ve nötron pratik olarak aynı kütleye sahiptir, yani. m p ≈ m n ve elektron kütlesi, her birinin kütlesinden neredeyse 2000 kat daha azdır, yani. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Bir atomun temel özelliği elektriksel nötrlüğü olduğundan ve bir elektronun yükü bir protonun yüküne eşit olduğundan, bundan herhangi bir atomdaki elektron sayısının proton sayısına eşit olduğu sonucuna varılabilir.

Örneğin, aşağıdaki tablo atomların olası bileşimini göstermektedir:

Aynı nükleer yüke sahip atomların türü, yani. Çekirdeklerinde aynı sayıda proton bulunan elementlere kimyasal element denir. Böylece yukarıdaki tablodan atom1 ve atom2'nin bir kimyasal elemente, atom3 ve atom4'ün başka bir kimyasal elemente ait olduğu sonucuna varabiliriz.

Her kimyasal elementin belirli bir şekilde okunan kendi adı ve bireysel sembolü vardır. Bu nedenle, örneğin, atomları çekirdekte sadece bir proton içeren en basit kimyasal element, "hidrojen" ismine sahiptir ve "kül" olarak okunan "H" sembolü ve kimyasal element ile gösterilir. +7 nükleer yüke sahip (yani 7 proton içeren) - "azot", "en" olarak okunan "N" sembolüne sahiptir.

Yukarıdaki tablodan da görebileceğiniz gibi, bir kimyasal elementin atomları, çekirdeklerdeki nötron sayısında farklılık gösterebilir.

Aynı kimyasal elemente ait, ancak farklı sayıda nötron ve sonuç olarak kütleye sahip atomlara izotop denir.

Örneğin, hidrojen kimyasal elementinin üç izotopu vardır - 1 H, 2 H ve 3 H. H sembolünün üzerindeki 1, 2 ve 3 endeksleri, toplam nötron ve proton sayısı anlamına gelir. Onlar. Hidrojenin, atomlarının çekirdeğinde bir proton olduğu gerçeğiyle karakterize edilen kimyasal bir element olduğunu bilerek, 1H izotopunda (1-1 = 0) hiç nötron olmadığı sonucuna varabiliriz. 2H izotopu - 1 nötron (2-1=1) ve izotop 3H'de - iki nötron (3-1=2). Daha önce de belirtildiği gibi, bir nötron ve bir proton aynı kütleye sahip olduğundan ve bir elektronun kütlesi onlarla karşılaştırıldığında ihmal edilebilir olduğundan, bu, 2H izotopunun, 1H izotopunun ve 3H izotopunun neredeyse iki katı olduğu anlamına gelir. izotop bile üç kat daha ağırdır. Hidrojen izotoplarının kütlesindeki bu kadar büyük bir yayılma ile bağlantılı olarak, 2H ve 3H izotoplarına, başka hiçbir kimyasal elementin tipik özelliği olmayan ayrı ayrı isimler ve semboller bile verildi. 2H izotopuna döteryum adı verildi ve D sembolü verildi ve 3H izotopuna trityum adı verildi ve T sembolü verildi.

Proton ve nötronun kütlesini birlik olarak alırsak ve elektronun kütlesini ihmal edersek, aslında, atomdaki toplam proton ve nötron sayısına ek olarak sol üst indeks, kütlesi olarak kabul edilebilir ve bu nedenle bu indeks kütle numarası olarak adlandırılır ve A sembolü ile gösterilir. Herhangi bir protonun çekirdeğinin yükü atoma karşılık geldiğinden ve her protonun yükü şartlı olarak +1'e eşit kabul edildiğinden, proton sayısı çekirdeğe yük sayısı (Z) denir. Bir atomdaki nötron sayısını N harfi ile ifade ederek kütle numarası, yük sayısı ve nötron sayısı arasındaki ilişki matematiksel olarak şu şekilde ifade edilebilir:

Modern kavramlara göre, elektron ikili (parçacık-dalga) bir yapıya sahiptir. Hem parçacık hem de dalga özelliklerine sahiptir. Bir parçacık gibi, bir elektronun bir kütlesi ve bir yükü vardır, ancak aynı zamanda, bir dalga gibi elektronların akışı, kırınım yeteneği ile karakterize edilir.

Bir atomdaki bir elektronun durumunu tanımlamak için, elektronun belirli bir hareket yörüngesine sahip olmadığı ve uzayda herhangi bir noktada bulunabileceği, ancak farklı olasılıklarla bulunabileceği kuantum mekaniği kavramları kullanılır.

Bir elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu çekirdeğin etrafındaki uzay bölgesine atomik orbital denir.

Bir atomik yörüngenin farklı bir şekli, boyutu ve yönü olabilir. Bir atomik yörüngeye elektron bulutu da denir.

Grafiksel olarak, bir atomik yörünge genellikle kare bir hücre olarak gösterilir:

Kuantum mekaniği son derece karmaşık bir matematiksel aygıta sahiptir, bu nedenle bir okul kimyası dersi çerçevesinde sadece kuantum mekanik teorisinin sonuçları dikkate alınır.

Bu sonuçlara göre, herhangi bir atomik yörünge ve üzerinde bulunan bir elektron tamamen 4 kuantum sayısı ile karakterize edilir.

• Ana kuantum sayısı - n - belirli bir yörüngedeki bir elektronun toplam enerjisini belirler. Ana kuantum sayısının değer aralığı tamamen doğal sayılardır, yani. n = 1,2,3,4, 5 vb.
• Yörünge kuantum sayısı - l - atomik yörüngenin şeklini karakterize eder ve 0'dan n-1'e kadar herhangi bir tamsayı değeri alabilir, burada n, hatırlama, ana kuantum sayısıdır.

l = 0 olan yörüngeler denir s-orbitaller. s-yörüngeleri küreseldir ve uzayda bir yönü yoktur:

l=1 olan orbitallere denir. p-orbitalleri. Bu yörüngeler, üç boyutlu sekiz rakamı şeklindedir, yani. sekiz rakamını simetri ekseni etrafında döndürerek elde edilen ve dışa doğru bir dambıl andıran şekil:

l = 2 olan orbitallere denir d-orbitalleri, ve l = 3 ile – f-yörüngeleri. Yapıları çok daha karmaşıktır.

3) Manyetik kuantum sayısı - m l - belirli bir atomik yörüngenin uzaysal yönünü belirler ve yörünge açısal momentumunun manyetik alan yönündeki izdüşümünü ifade eder. Manyetik kuantum sayısı m l, yörüngenin dış manyetik alan kuvveti vektörünün yönüne göre yönüne karşılık gelir ve 0 dahil olmak üzere –l ila +l arasında herhangi bir tamsayı değeri alabilir, yani. olası değerlerin toplam sayısı (2l+1)'dir. Örneğin, l = 0 ml = 0 (bir değer), l = 1 ml = -1, 0, +1 (üç değer), için l = 2 ml = -2, -1, 0, + 1 , +2 (manyetik kuantum sayısının beş değeri), vb.

Yani, örneğin, p-orbitaller, yani. “üç boyutlu sekiz rakamı” şeklinde olan l = 1 yörünge kuantum sayısına sahip orbitaller, sırayla karşılık gelen manyetik kuantum sayısının (-1, 0, +1) üç değerine karşılık gelir. uzayda birbirine dik üç yöne.

4) Spin kuantum sayısı (veya basitçe spin) - m s - bir atomdaki bir elektronun dönme yönünden koşullu olarak sorumlu olarak kabul edilebilir, değerler alabilir. Farklı dönüşlere sahip elektronlar, farklı yönleri gösteren dikey oklarla gösterilir: ↓ ve .

Bir atomdaki temel kuantum sayısıyla aynı değere sahip tüm orbitallerin kümesine enerji düzeyi veya elektron kabuğu denir. n sayısı olan herhangi bir keyfi enerji seviyesi, n 2 yörüngeden oluşur.

Temel kuantum sayısı ve yörünge kuantum sayısı ile aynı değerlere sahip yörüngeler kümesi bir enerji alt seviyesidir.

Ana kuantum sayısı n'ye karşılık gelen her enerji seviyesi, n alt seviye içerir. Sırasıyla, yörünge kuantum sayısı l olan her bir enerji alt düzeyi, (2l+1) orbitalden oluşur. Böylece, s-alt katman bir s-orbital, p-alt katman - üç p-orbital, d-alt katman - beş d-orbital ve f-alt katman - yedi f-orbitalden oluşur. Daha önce bahsedildiği gibi, bir atomik orbital genellikle bir kare hücre ile gösterildiğinden, s-, p-, d- ve f-alt seviyeleri aşağıdaki gibi grafiksel olarak gösterilebilir:

Her yörünge, kesin olarak tanımlanmış üç kuantum sayısı n, l ve m l'ye karşılık gelir.

Elektronların yörüngelerdeki dağılımına elektron konfigürasyonu denir.

Atomik orbitallerin elektronlarla doldurulması üç koşula göre gerçekleşir:

• Minimum enerji ilkesi: Elektronlar, en düşük enerji alt seviyesinden başlayarak orbitalleri doldurur. Artan enerji sırasına göre alt seviyelerin sırası şöyledir: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Elektronik alt seviyelerin bu doldurma sırasını hatırlamayı kolaylaştırmak için aşağıdaki grafik çizim çok uygundur:

• Pauli prensibi: Her orbital en fazla iki elektron tutabilir.

Yörüngede bir elektron varsa eşleşmemiş, iki elektron varsa elektron çifti olarak adlandırılır.

• Hund kuralı: bir atomun en kararlı durumu, bir alt düzey içinde atomun mümkün olan maksimum sayıda eşleşmemiş elektrona sahip olduğu durumdur. Atomun bu en kararlı durumuna temel durum denir.

Aslında, yukarıdaki, örneğin, 1., 2., 3. ve 4. elektronların p-alt seviyesinin üç yörüngesine yerleştirilmesinin aşağıdaki gibi gerçekleştirileceği anlamına gelir:

Yük sayısı 1 olan hidrojenden yük sayısı 36 olan kriptona (Kr) atomik orbitallerin doldurulması şu şekilde yapılacaktır:

Atomik orbitallerin doldurulma sırasının benzer bir temsiline enerji diyagramı denir. Bireysel elemanların elektronik diyagramlarına dayanarak, onların sözde elektronik formüllerini (konfigürasyonları) yazabilirsiniz. Yani, örneğin, 15 protonlu ve sonuç olarak 15 elektronlu bir element, yani. fosfor (P) aşağıdaki enerji diyagramına sahip olacaktır:

Elektronik bir formüle çevrildiğinde, fosfor atomu şu şekli alacaktır:

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

Alt seviye sembolünün solundaki normal boyutlu rakamlar, enerji seviyesinin sayısını gösterir ve alt seviye sembolünün sağındaki üst simgeler, ilgili alt seviyedeki elektronların sayısını gösterir.

Aşağıda, D.I.'nin ilk 36 elementinin elektronik formülleri bulunmaktadır. Mendeleyev.

Daha önce de belirtildiği gibi, temel hallerinde, atomik orbitallerdeki elektronlar, en az enerji ilkesine göre düzenlenir. Bununla birlikte, bir atomun temel durumundaki boş p-orbitallerinin varlığında, genellikle ona fazla enerji verildiğinde, atom uyarılmış duruma aktarılabilir. Örneğin, temel durumundaki bir bor atomunun elektronik bir konfigürasyonu ve aşağıdaki biçimde bir enerji diyagramı vardır:

Ve heyecanlı durumda (*), yani. bor atomuna bir miktar enerji verildiğinde, elektronik konfigürasyonu ve enerji diyagramı şöyle görünecektir:

Atomdaki en son hangi alt seviyenin doldurulduğuna bağlı olarak, kimyasal elementler s, p, d veya f'ye ayrılır.

D.I tablosunda s, p, d ve f öğelerini bulma. Mendeleyev:

• s-elemanları doldurulacak son s-alt düzeyine sahiptir. Bu öğeler, grup I ve II'nin ana (tablo hücresinde solda) alt gruplarının öğelerini içerir.
• p-elemanları için, p-alt düzeyi doldurulur. p elementleri, birinci ve yedinci hariç her dönemin son altı elementini ve ayrıca III-VIII gruplarının ana alt gruplarının elementlerini içerir.
• d-elemanları büyük periyotlarda s- ve p-elemanları arasında yer alır.
• F elementlerine lantanitler ve aktinitler denir. D.I. tarafından masanın altına yerleştirilirler. Mendeleyev.

Reaksiyona giren atomların çekirdeği kimyasal reaksiyonlar sırasında (radyoaktif dönüşümler hariç) değişmeden kaldığından, atomların kimyasal özellikleri elektron kabuklarının yapısına bağlıdır. teori atomun elektronik yapısı kuantum mekaniğinin aparatına dayalıdır. Böylece, bir atomun enerji seviyelerinin yapısı, atom çekirdeğinin etrafındaki boşlukta elektron bulma olasılıklarının kuantum mekaniksel hesaplamaları temelinde elde edilebilir ( pilav. 4.5).

Pirinç. 4.5. Enerji seviyelerinin alt seviyelere bölünmesi şeması

Bir atomun elektronik yapısı teorisinin temelleri aşağıdaki hükümlere indirgenir: bir atomdaki her elektronun durumu dört kuantum sayısı ile karakterize edilir: ana kuantum sayısı n = 1, 2, 3,; yörünge (azimut) l=0,1,2, n-1; manyetik m ben = –l, –1,0,1,  ben; döndürmek m s = -1/2, 1/2 .

Buna göre Pauli prensibi aynı atomda, aynı dört kuantum sayısına sahip iki elektron olamaz. n,l,m ben , m s; aynı temel kuantum sayılarına sahip elektron kümeleri, çekirdekten itibaren numaralandırılmış ve şu şekilde gösterilen elektron katmanlarını veya atomun enerji seviyelerini oluşturur. K, L, M, N, O, P, Q,  ayrıca, verilen değere sahip enerji katmanında n daha fazla olamaz 2n 2 elektronlar. Aynı kuantum sayılarına sahip elektron kümeleri n Ve ben,   alt düzeyler oluştururlar, çekirdekten uzaklaştıkça şu şekilde gösterilir: s, p, d, f.

Atom çekirdeği etrafındaki uzayda bir elektronun konumunun olasılıksal bulgusu, Heisenberg belirsizlik ilkesine karşılık gelir. Kuantum mekaniği kavramlarına göre, bir atomdaki bir elektronun belirli bir hareket yörüngesi yoktur ve çekirdeğin etrafındaki uzayın herhangi bir yerinde bulunabilir ve çeşitli konumları, belirli bir negatif yük yoğunluğuna sahip bir elektron bulutu olarak kabul edilir. Elektronun bulunma olasılığının en yüksek olduğu çekirdeğin etrafındaki boşluğa denir. orbital. Elektron bulutunun yaklaşık %90'ını içerir. Her alt düzey 1s, 2s, 2p vb. belirli bir şekle sahip belirli sayıda yörüngeye karşılık gelir. Örneğin, 1s- Ve 2s- Yörüngeler küreseldir ve 2p-orbitaller ( 2p x , 2p y , 2p z-orbitaller) karşılıklı olarak dik yönlerde yönlendirilir ve bir dambıl şeklindedir ( pilav. 4.6).

Pirinç. 4.6. Elektron orbitallerinin şekli ve yönü.

Kimyasal reaksiyonlar sırasında, atom çekirdeği değişime uğramaz, sadece yapısı kimyasal elementlerin birçok özelliğini açıklayan atomların elektron kabukları değişir. Atomun elektronik yapısı teorisine dayanarak, Mendeleev'in periyodik kimyasal elementler yasasının derin fiziksel anlamı kuruldu ve kimyasal bağ teorisi oluşturuldu.

Periyodik kimyasal elementler sisteminin teorik olarak doğrulanması, kimyasal elementlerin özelliklerindeki değişikliklerin periyodikliği ile atomlarının benzer elektronik konfigürasyon türlerinin periyodik tekrarı arasında bir ilişkinin varlığını doğrulayan atomun yapısı hakkındaki verileri içerir.

Atomun yapısı doktrini ışığında, Mendeleev'in tüm elementleri yedi periyoda ayırması haklı çıkar: periyodun sayısı elektronlarla dolu atomların enerji seviyelerinin sayısına karşılık gelir. Kısa periyotlarda, atom çekirdeğinin pozitif yükünün artmasıyla, dış seviyedeki elektronların sayısı artar (birinci periyotta 1'den 2'ye, ikinci ve üçüncü periyotlarda 1'den 8'e), hangi elementlerin özelliklerindeki değişimi açıklar: dönemin başında (birincisi hariç) alkali metal vardır, daha sonra metalik özelliklerde kademeli bir zayıflama ve metalik olmayanlarda bir artış vardır. Bu düzenlilik, ikinci periyodun unsurları için izlenebilir. tablo 4.2.

Tablo 4.2.

Büyük periyotlarda, çekirdek yükünün artmasıyla, seviyelerin elektronlarla doldurulması daha zordur, bu da elementlerin özelliklerinde küçük periyotların elementlerine kıyasla daha karmaşık değişimi açıklar.

Alt gruplardaki kimyasal elementlerin özelliklerinin aynı doğası, aşağıda gösterildiği gibi dış enerji seviyesinin benzer yapısı ile açıklanmaktadır. sekme. 4.3 alkali metallerin alt grupları için enerji seviyelerinin elektron doldurma sırasını gösteren.

Tablo 4.3.

Grup numarası, kural olarak, bir atomdaki kimyasal bağların oluşumuna katılabilecek elektron sayısını gösterir. Bu, grup numarasının fiziksel anlamıdır. Periyodik tablonun dört yerinde, elementler artan atom kütlelerine göre sıralanmaz: Ar Ve K,ortak Ve Ni,Te Ve i,Th Ve baba. Bu sapmalar, kimyasal elementlerin periyodik tablosunun eksiklikleri olarak kabul edildi. Atomun yapısı doktrini bu sapmaları açıkladı. Nükleer yüklerin deneysel olarak belirlenmesi, bu elementlerin düzeninin, çekirdeklerinin yüklerindeki bir artışa karşılık geldiğini gösterdi. Ek olarak, atom çekirdeği yüklerinin deneysel olarak belirlenmesi, hidrojen ve uranyum arasındaki elementlerin yanı sıra lantanitlerin sayısını belirlemeyi mümkün kıldı. Artık periyodik sistemdeki tüm yerler aralıkta doldurulur. Z=1önce Z=114 ancak, periyodik tablo tamamlanmamıştır, yeni uranyum ötesi elementlerin keşfi mümkündür.

Bir elementin elektronik formülünü derlemek için algoritma:

1. Kimyasal Elementlerin Periyodik Tablosunu kullanarak bir atomdaki elektron sayısını belirleyin D.I. Mendeleyev.

2. Elementin bulunduğu periyot sayısına göre, enerji seviyelerinin sayısını belirleyin; son elektronik seviyedeki elektron sayısı grup numarasına karşılık gelir.

3. Seviyeleri alt seviyelere ve yörüngelere bölün ve yörüngeleri doldurma kurallarına uygun olarak elektronlarla doldurun:

Birinci seviyenin maksimum 2 elektrona sahip olduğu unutulmamalıdır. 1s2, saniyede - maksimum 8 (iki s ve altı R: 2s 2 2p 6), üçüncüde - maksimum 18 (iki s, altı P, ve on d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Ana kuantum sayısı n minimal olmalıdır.
• İlk doldurulmuş s- alt düzey, daha sonra p-, d-b f- alt düzeyler.
• Elektronlar yörüngeleri artan yörünge enerjisi sırasına göre doldurur (Klechkovsky'nin kuralı).
• Alt düzey içinde, elektronlar önce birer birer serbest yörüngeleri işgal eder ve ancak bundan sonra çiftler oluştururlar (Hund kuralı).
• Bir yörüngede ikiden fazla elektron bulunamaz (Pauli ilkesi).

Örnekler

1. Azotun elektronik formülünü oluşturun. Azot periyodik cetvelde 7 numaradır.

2. Argonun elektronik formülünü oluşturun. Periyodik tabloda argon 18 numaradadır.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Kromun elektronik formülünü oluşturun. Periyodik tabloda krom 24 numaradır.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3 boyutlu 5

Çinko enerji diyagramı.

4. Çinkonun elektronik formülünü oluşturun. Periyodik tabloda çinko 30 numaradır.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Elektronik formülün bir kısmının, yani 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6'nın argonun elektronik formülü olduğuna dikkat edin.

Çinkonun elektronik formülü şu şekilde temsil edilebilir.

Elektronların enerji kabukları veya seviyeleri üzerindeki konumu, kimyasal elementlerin elektronik formülleri kullanılarak kaydedilir. Elektronik formüller veya konfigürasyonlar, bir elementin atomunun yapısını temsil etmeye yardımcı olur.

atomun yapısı

Tüm elementlerin atomları, pozitif yüklü bir çekirdekten ve çekirdeğin etrafında bulunan negatif yüklü elektronlardan oluşur.

Elektronlar farklı enerji seviyelerindedir. Elektron çekirdekten ne kadar uzaksa o kadar fazla enerjisi vardır. Enerji seviyesinin boyutu, atomik yörüngenin veya yörünge bulutunun boyutuna göre belirlenir. Bu, elektronun hareket ettiği boşluktur.

Pirinç. 1. Atomun genel yapısı.

Yörüngeler farklı geometrik konfigürasyonlara sahip olabilir:

• s-orbitalleri- küresel;
• p-, d ve f-orbitalleri- dambıl şeklinde, farklı düzlemlerde uzanıyor.

Herhangi bir atomun ilk enerji seviyesinde, her zaman iki elektronlu bir s-yörüngesi vardır (bir istisna hidrojendir). İkinci seviyeden başlayarak, s- ve p-orbitalleri aynı seviyededir.

Pirinç. 2. s-, p-, d ve f-orbitalleri.

Yörüngeler, üzerlerindeki elektronların konumundan bağımsız olarak mevcuttur ve doldurulabilir veya boş olabilir.

formül girişi

Kimyasal elementlerin atomlarının elektronik konfigürasyonları aşağıdaki ilkelere göre yazılmıştır:

• her enerji seviyesi, bir Arap rakamı ile gösterilen bir seri numarasına karşılık gelir;
• sayıyı yörüngeyi belirten bir harf takip eder;
• Harfin üzerine yörüngedeki elektron sayısına karşılık gelen bir üst simge yazılır.

Kayıt örnekleri:

Bir atomun elektronik konfigürasyonu bir atomdaki elektronların düzeylere ve alt düzeylere göre düzenlenişini gösteren bir formüldür. Makaleyi inceledikten sonra, elektronların nerede ve nasıl bulunduğunu öğrenecek, kuantum sayıları ile tanışacak ve bir atomun elektronik konfigürasyonunu numarasına göre oluşturabileceksiniz, makalenin sonunda bir element tablosu var.

Neden elementlerin elektronik konfigürasyonunu inceleyelim?

Atomlar bir kurucu gibidir: belirli sayıda parça vardır, bunlar birbirinden farklıdır, ancak aynı türden iki parça tamamen aynıdır. Ancak bu yapıcı plastik olandan çok daha ilginç ve işte nedeni. Yapılandırma, yakınlarda kimin olduğuna bağlı olarak değişir. Örneğin, hidrojenin yanında oksijen belki suya, sodyumun yanında gaza, demirin yanında tamamen pasa dönüşür. Bunun neden olduğu sorusunu cevaplamak 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, çekirdek ise proton ve nötronlardan oluşur. Nötr durumda, her atom çekirdeğindeki proton sayısı kadar elektrona sahiptir. Proton sayısı, elementin seri numarası ile gösterilir, örneğin, kükürtün 16 protonu vardır - periyodik sistemin 16. elementi. Altının 79 protonu vardır - periyodik tablonun 79. elementi. Buna göre, nötr durumda kükürt içinde 16 elektron ve altında 79 elektron vardır.

Elektron nerede aranır?

Bir elektronun davranışını gözlemleyerek, belirli modeller türetildi, bunlar kuantum sayılarıyla tanımlandı, toplamda dört tane var:

• Ana kuantum sayısı
• yörünge kuantum sayısı
• Manyetik kuantum sayısı
• Spin kuantum sayısı

Orbital

Ayrıca, yörünge kelimesi yerine "yörünge" terimini kullanacağız, yörünge elektronun dalga fonksiyonudur, kabaca - bu elektronun zamanın %90'ını harcadığı alandır.

N - seviye
L - kabuk
M l - yörünge numarası
M s - yörüngedeki birinci veya ikinci elektron

Yörünge kuantum sayısı l

Elektron bulutunun incelenmesinin bir sonucu olarak, enerji seviyesine bağlı olarak bulutun dört ana form aldığı bulundu: bir top, halter ve diğer ikisi daha karmaşık. Artan enerji düzeninde bu formlara s-, p-, d- ve f-kabukları denir. 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. Sırasıyla s, p, d ve f orbitalleri için orbital kuantum sayısı 0,1,2 veya 3 değerlerini alır.

s kabuğunda bir yörünge (L=0) - iki elektron
p-kabuğunda (L=1) üç orbital vardır - altı elektron
d-kabuğunda (L=2) beş orbital vardır - on elektron
f-kabuğunda yedi orbital (L=3) vardır - on dört elektron

Manyetik kuantum sayısı m l

p kabuğunda üç yörünge vardır, 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 harfi ile gösterilir.

Kabuk içinde, elektronların farklı yörüngelerde yer alması daha kolaydır, bu nedenle ilk elektronlar her yörünge için bir tane doldurur ve ardından çifti her birine eklenir.

Bir d-kabuğu düşünün:
D-kabuğu L=2 değerine karşılık gelir, yani beş orbital (-2,-1,0,1 ve 2), ilk beş elektron kabuğu doldurur, M l =-2 değerlerini alır, Ml =-1,Ml=0, Ml=1,Ml=2.

Spin kuantum sayısı m s

Spin, bir elektronun kendi ekseni etrafındaki dönüş yönüdür, iki yön vardır, dolayısıyla spin kuantum sayısının iki değeri vardır: +1/2 ve -1/2. Aynı enerji alt seviyesinde sadece zıt spinli iki elektron olabilir. Spin kuantum sayısı gösterilir m s

Baş kuantum sayısı n

Ana kuantum sayısı enerji seviyesidir, bilindiği anda yedi enerji seviyesi vardır ve her biri bir Arap rakamı ile gösterilir: 1,2,3,...7. Her seviyedeki mermi sayısı, seviye numarasına eşittir: birinci seviyede bir, ikinci seviyede iki mermi vb.

elektron numarası

Yani herhangi bir elektron dört kuantum sayısı ile tanımlanabilir, bu sayıların kombinasyonu elektronun her konumu için benzersizdir, ilk elektronu alalım, en düşük enerji seviyesi N=1, birinci seviyede bir kabuk bulunur, herhangi bir seviyedeki ilk mermi top (s -kabuk) şeklindedir, yani. L=0, manyetik kuantum sayısı yalnızca bir değer alabilir, M l =0 ve dönüş +1/2'ye eşit olacaktır. Beşinci elektronu alırsak (hangi atomda olursa olsun), bunun için ana kuantum sayıları şöyle olacaktır: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.