โครงสร้างของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี องค์ประกอบของนิวเคลียสของอะตอม

บทเรียนนี้เน้นไปที่การสร้างแนวคิดเกี่ยวกับโครงสร้างที่ซับซ้อนของอะตอม พิจารณาสถานะของอิเล็กตรอนในอะตอม แนวคิดของ "การโคจรของอะตอมและเมฆอิเล็กตรอน" และรูปร่างของวงโคจร (s--, p-, d-orbitals) แง่มุมต่างๆ เช่น จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดที่ระดับพลังงานและระดับย่อย การกระจายของอิเล็กตรอนข้ามระดับพลังงานและระดับย่อยในอะตอมของธาตุในสี่ช่วงแรก และเวเลนซ์อิเล็กตรอนขององค์ประกอบ s-, p- และ d ก็เช่นกัน ที่พิจารณา. ให้แผนภาพกราฟิกของโครงสร้างของชั้นอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม (สูตรกราฟิกอิเล็กตรอน)

หัวข้อ: โครงสร้างของอะตอม. กฎหมายเป็นระยะ D.I. เมนเดเลเยฟ

บทเรียน: โครงสร้างอะตอม

แปลจากภาษากรีกคำว่า " อะตอม"แปลว่า "แบ่งแยกไม่ได้" อย่างไรก็ตาม มีการค้นพบปรากฏการณ์ที่แสดงให้เห็นถึงความเป็นไปได้ของการแบ่งแยก เหล่านี้คือการแผ่รังสีเอกซ์, การแผ่รังสีแคโทด, ปรากฏการณ์เอฟเฟกต์โฟโตอิเล็กทริก, ปรากฏการณ์กัมมันตภาพรังสี อิเล็กตรอน โปรตอน และนิวตรอนเป็นอนุภาคที่ประกอบกันเป็นอะตอม พวกเขาถูกเรียกว่า อนุภาค.

โต๊ะ 1

นอกจากโปรตอนแล้ว นิวเคลียสของอะตอมส่วนใหญ่ยังรวมถึง นิวตรอนซึ่งไม่คิดค่าใช้จ่ายใดๆ ดังที่เห็นได้จากตาราง 1 มวลของนิวตรอนแทบไม่ต่างจากมวลของโปรตอน โปรตอนและนิวตรอนประกอบกันเป็นนิวเคลียสของอะตอมและถูกเรียกว่า นิวเคลียส (นิวเคลียส - นิวเคลียส) ประจุและมวลในหน่วยมวลอะตอม (amu) แสดงในตารางที่ 1 เมื่อคำนวณมวลของอะตอม มวลของอิเล็กตรอนสามารถถูกละเลยได้

มวลอะตอม ( เลขมวล)เท่ากับผลรวมของมวลของโปรตอนและนิวตรอนที่ประกอบกันเป็นนิวเคลียส เลขมวลระบุด้วยตัวอักษร ก. จากชื่อของปริมาณนี้ เห็นได้ชัดเจนว่ามีความสัมพันธ์อย่างใกล้ชิดกับมวลอะตอมของธาตุ โดยปัดเศษให้เป็นจำนวนเต็มที่ใกล้ที่สุด ก = ซี + น

ที่นี่ ก- เลขมวลของอะตอม (ผลรวมของโปรตอนและนิวตรอน) ซี- ประจุนิวเคลียร์ (จำนวนโปรตอนในนิวเคลียส) เอ็น- จำนวนนิวตรอนในนิวเคลียส ตามหลักคำสอนของไอโซโทป แนวคิดเรื่อง "องค์ประกอบทางเคมี" สามารถกำหนดได้ดังนี้

องค์ประกอบทางเคมี คือกลุ่มของอะตอมที่มีประจุนิวเคลียร์เท่ากัน

องค์ประกอบบางอย่างมีอยู่ในรูปแบบของหลายองค์ประกอบ ไอโซโทป. “ไอโซโทป” แปลว่า “ครอบครองที่เดียวกัน” ไอโซโทปมีจำนวนโปรตอนเท่ากัน แต่มีมวลต่างกัน นั่นคือจำนวนนิวตรอนในนิวเคลียส (หมายเลข N) เนื่องจากนิวตรอนแทบไม่มีผลกระทบใดๆ คุณสมบัติทางเคมีธาตุ ไอโซโทปทั้งหมดของธาตุเดียวกันนั้นแยกไม่ออกทางเคมี

ไอโซโทปเป็นอะตอมหลายชนิดที่เหมือนกัน องค์ประกอบทางเคมีมีประจุนิวเคลียร์เท่ากัน (นั่นคือจำนวนโปรตอนเท่ากัน) แต่ด้วย ตัวเลขที่แตกต่างกันนิวตรอนในนิวเคลียส

ไอโซโทปต่างกันเฉพาะในเลขมวลเท่านั้น สิ่งนี้แสดงด้วยตัวยกที่มุมขวาหรือด้วยเส้น: 12 C หรือ S-12 . หากองค์ประกอบมีไอโซโทปธรรมชาติหลายชนิด ดังนั้นในตารางธาตุ D.I. มวลอะตอมเฉลี่ยของ Mendeleev ถูกระบุโดยคำนึงถึงความอุดมสมบูรณ์ของมัน ตัวอย่างเช่น คลอรีนประกอบด้วยไอโซโทปธรรมชาติ 2 ไอโซโทป 35 Cl และ 37 Cl ซึ่งมีปริมาณ 75% และ 25% ตามลำดับ ดังนั้นมวลอะตอมของคลอรีนจะเท่ากับ:

กร(Cl)=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5

สำหรับอะตอมที่สังเคราะห์ขึ้นอย่างหนัก จะมีค่ามวลอะตอมหนึ่งค่ามาให้ วงเล็บเหลี่ยม. นี่คือมวลอะตอมของไอโซโทปที่เสถียรที่สุดของธาตุที่กำหนด

แบบจำลองพื้นฐานของโครงสร้างอะตอม

ในอดีต แบบจำลองแรกคือแบบจำลองอะตอมของทอมสันในปี พ.ศ. 2440

ข้าว. 1. แบบจำลองโครงสร้างอะตอม โดย เจ. ทอมสัน

นักฟิสิกส์ชาวอังกฤษ เจ. เจ. ทอมสัน แนะนำว่าอะตอมประกอบด้วยทรงกลมที่มีประจุบวกซึ่งมีอิเล็กตรอนฝังอยู่ (รูปที่ 1) แบบจำลองนี้เรียกโดยนัยว่า "พุดดิ้งพลัม" ซึ่งเป็นขนมปังที่มีลูกเกด (โดยที่ "ลูกเกด" เป็นอิเล็กตรอน) หรือ "แตงโม" ที่มี "เมล็ด" - อิเล็กตรอน อย่างไรก็ตาม โมเดลนี้ถูกยกเลิกเนื่องจากได้รับข้อมูลการทดลองที่ขัดแย้งกับโมเดลนี้

ข้าว. 2. แบบจำลองโครงสร้างของอะตอม โดย อี. รัทเทอร์ฟอร์ด

ในปี 1910 นักฟิสิกส์ชาวอังกฤษ Ernst Rutherford และนักเรียนของเขา Geiger และ Marsden ได้ทำการทดลองที่ให้ผลลัพธ์ที่น่าทึ่ง ซึ่งอธิบายไม่ได้จากมุมมองของแบบจำลองของ Thomson เอิร์นส์ รัทเทอร์ฟอร์ดพิสูจน์ด้วยการทดลองว่า ณ ศูนย์กลางของอะตอมจะมีนิวเคลียสที่มีประจุบวก (รูปที่ 2) ซึ่งอิเล็กตรอนหมุนรอบตัวเช่นเดียวกับดาวเคราะห์รอบดวงอาทิตย์ อะตอมโดยรวมมีความเป็นกลางทางไฟฟ้า และอิเล็กตรอนถูกกักอยู่ในอะตอมเนื่องจากแรงดึงดูดไฟฟ้าสถิต (แรงคูลอมบ์) แบบจำลองนี้มีความขัดแย้งหลายประการและที่สำคัญที่สุดไม่ได้อธิบายว่าทำไมอิเล็กตรอนจึงไม่ตกบนนิวเคลียสรวมถึงความเป็นไปได้ในการดูดซับและปล่อยพลังงานด้วย

นักฟิสิกส์ชาวเดนมาร์ก เอ็น. บอร์ ในปี พ.ศ. 2456 โดยใช้แบบจำลองอะตอมของรัทเทอร์ฟอร์ดเป็นพื้นฐาน ได้เสนอแบบจำลองอะตอมที่อนุภาคอิเล็กตรอนหมุนรอบนิวเคลียสของอะตอมในลักษณะเดียวกับที่ดาวเคราะห์หมุนรอบดวงอาทิตย์

ข้าว. 3. แบบจำลองดาวเคราะห์เอ็น โบรา

บอร์แนะนำว่าอิเล็กตรอนในอะตอมสามารถคงอยู่ได้อย่างเสถียรเฉพาะในวงโคจรที่ถูกแยกออกจากนิวเคลียสในระยะห่างที่แน่นอนเท่านั้น เขาเรียกว่าวงโคจรเหล่านี้หยุดนิ่ง ภายนอกวงโคจรที่อยู่นิ่ง อิเล็กตรอนไม่สามารถดำรงอยู่ได้ เหตุใดจึงเป็นเช่นนี้ บอร์ไม่สามารถอธิบายได้ในขณะนั้น แต่เขาแสดงให้เห็นว่าแบบจำลองดังกล่าว (รูปที่ 3) ช่วยให้สามารถอธิบายข้อเท็จจริงเชิงทดลองได้มากมาย

ปัจจุบันเพื่ออธิบายโครงสร้างของอะตอมที่ใช้ กลศาสตร์ควอนตัมนี่คือวิทยาศาสตร์ ประเด็นหลักคืออิเล็กตรอนมีคุณสมบัติของอนุภาคและคลื่นในเวลาเดียวกัน นั่นคือความเป็นคู่ของคลื่นและอนุภาค ตามกลศาสตร์ควอนตัม เรียกว่าขอบเขตของอวกาศที่มีความน่าจะเป็นในการค้นหาอิเล็กตรอนมากที่สุดวงโคจร ยิ่งอิเล็กตรอนอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากเท่าใด พลังงานอันตรกิริยากับนิวเคลียสก็จะยิ่งลดลงเท่านั้น อิเล็กตรอนที่มีพลังงานคล้ายกันเกิดขึ้น ระดับพลังงาน จำนวนระดับพลังงานเท่ากับ หมายเลขงวดซึ่งองค์ประกอบนี้อยู่ในตาราง D.I. เมนเดเลเยฟ. ออร์บิทัลของอะตอมมีรูปร่างที่แตกต่างกัน (รูปที่ 4) วงโคจร d และวงโคจร f มีรูปร่างที่ซับซ้อนมากขึ้น

ข้าว. 4. รูปร่างของวงโคจรของอะตอม

มีอิเล็กตรอนในเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมใดๆ มากพอๆ กับที่มีโปรตอนในนิวเคลียส ดังนั้นอะตอมโดยรวมจึงมีความเป็นกลางทางไฟฟ้า อิเล็กตรอนในอะตอมถูกวางเพื่อให้พลังงานน้อยที่สุด ยิ่งอิเล็กตรอนอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากเท่าใด วงโคจรก็จะยิ่งมีมากขึ้นและรูปร่างของพวกมันก็จะซับซ้อนมากขึ้นเท่านั้น แต่ละระดับและระดับย่อยสามารถเก็บอิเล็กตรอนได้จำนวนหนึ่งเท่านั้น ในทางกลับกันระดับย่อยจะประกอบด้วยพลังงานที่เท่ากัน วงโคจร.

ที่ระดับพลังงานแรก ใกล้กับนิวเคลียสมากที่สุด สามารถมีวงโคจรทรงกลมได้หนึ่งวง ( 1 ส). ที่ระดับพลังงานที่สอง จะมีออร์บิทัลทรงกลมขนาดใหญ่ และ p-ออร์บิทัล 3 อัน: 2 ส2 ต่อคน. ในระดับที่สาม: 3 ส3 ต่อคน3 ddddd.

นอกจากการเคลื่อนที่ไปรอบนิวเคลียสแล้ว อิเล็กตรอนยังมีการเคลื่อนไหว ซึ่งถือได้ว่าเป็นการเคลื่อนที่รอบแกนของพวกมันเอง การหมุนนี้เรียกว่า หมุน (ในเลน จากอังกฤษ "แกนหมุน") วงโคจรหนึ่งวงสามารถมีอิเล็กตรอนได้เพียงสองตัวที่มีการหมุนตรงกันข้าม (ตรงกันข้าม)

ขีดสุดจำนวนอิเล็กตรอนต่อ ระดับพลังงานกำหนดโดยสูตร เอ็น=2 n 2.

โดยที่ n คือเลขควอนตัมหลัก (หมายเลขระดับพลังงาน) ดูตาราง 2

โต๊ะ 2

ขึ้นอยู่กับว่าอิเล็กตรอนตัวสุดท้ายอยู่ในวงโคจรใด ส-, พี-, ง-องค์ประกอบองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักที่เกี่ยวข้อง ส-, พี-องค์ประกอบในกลุ่มย่อยรองได้แก่ ง-องค์ประกอบ

แผนภาพกราฟิกของโครงสร้างของชั้นอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม (สูตรกราฟิกอิเล็กตรอน)

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ใช้เพื่ออธิบายการจัดเรียงอิเล็กตรอนในออร์บิทัลของอะตอม ถ้าจะเขียนก็คือวงโคจรเข้า สัญลักษณ์ (ส--, พี-, ง-,ฉ-ออร์บิทัล) และด้านหน้ามีตัวเลขแสดงจำนวนระดับพลังงาน ยิ่งมีจำนวนอิเล็กตรอนมากเท่าไร อิเล็กตรอนก็จะอยู่ห่างจากนิวเคลียสมากขึ้นเท่านั้น ในตัวพิมพ์ใหญ่ เหนือการกำหนดวงโคจร จำนวนอิเล็กตรอนที่อยู่ในวงโคจรที่กำหนดจะถูกเขียน (รูปที่ 5)

ข้าว. 5

โดยภาพรวมแล้ว การกระจายตัวของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลของอะตอมสามารถแสดงได้ในรูปของเซลล์ แต่ละเซลล์สอดคล้องกับหนึ่งวงโคจร สำหรับ p-orbital จะมีเซลล์ดังกล่าวสามเซลล์ สำหรับ d-orbital - ห้าเซลล์ สำหรับ f-orbital - เจ็ด หนึ่งเซลล์สามารถมีอิเล็กตรอนได้ 1 หรือ 2 ตัว ตาม กฎของฮุนด์อิเล็กตรอนจะถูกกระจายไปในออร์บิทัลที่มีพลังงานเท่ากัน (เช่น ใน p-ออร์บิทัล 3 ตัว) ทีละตัว และเมื่อแต่ละออร์บิทัลดังกล่าวมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัวอยู่แล้วเท่านั้น การเติมออร์บิทัลเหล่านี้ด้วยอิเล็กตรอนตัวที่สองจึงเริ่มต้นขึ้น อิเล็กตรอนชนิดนี้เรียกว่า จับคู่สิ่งนี้อธิบายได้จากข้อเท็จจริงที่ว่าในเซลล์ใกล้เคียงอิเล็กตรอนจะผลักกันน้อยลงเช่นเดียวกับอนุภาคที่มีประจุคล้ายกัน

ดูภาพประกอบ 6 สำหรับอะตอม 7 N

ข้าว. 6

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมสแกนเดียม

21 วท: 1 ส 2 2 ส 2 2 พี 6 3 ส 2 3 พี 6 4 ส 2 3 ง 1

อิเล็กตรอนในระดับพลังงานภายนอกเรียกว่าเวเลนซ์อิเล็กตรอน 21 วทอ้างถึง ง-องค์ประกอบ

สรุปบทเรียน

บทเรียนนี้ตรวจสอบโครงสร้างของอะตอม สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอม และแนะนำแนวคิดเรื่อง "การโคจรของอะตอมและเมฆอิเล็กตรอน" นักเรียนได้เรียนรู้ว่าวงโคจรมีรูปร่างอย่างไร ( ส-, พี-, ง-ออร์บิทัล) จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดที่ระดับพลังงานและระดับย่อยคือเท่าใด การกระจายตัวของอิเล็กตรอนข้ามระดับพลังงาน คืออะไร ส-, พี- และ ง-องค์ประกอบ ให้แผนภาพกราฟิกของโครงสร้างของชั้นอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม (สูตรกราฟิกอิเล็กตรอน)

บรรณานุกรม

1. Rudzitis G.E. เคมี. พื้นฐาน เคมีทั่วไป. ชั้นประถมศึกษาปีที่ 11 หนังสือเรียนสำหรับสถานศึกษาทั่วไป ระดับพื้นฐาน / G.E. Rudzitis, F.G. เฟลด์แมน. - ฉบับที่ 14 - อ.: การศึกษา, 2555.

2. โปเปล พี.พี. เคมี: ชั้นประถมศึกษาปีที่ 8: หนังสือเรียนสถานศึกษาทั่วไป / ป.ล. โปเปล, แอล.เอส. กริฟเลีย. - K.: IC "Academy", 2551. - 240 หน้า: ป่วย

3. อ.วี. มานูอิลอฟ, V.I. โรดิโอนอฟ พื้นฐานของเคมี หนังสือเรียนออนไลน์.

การบ้าน

1. ลำดับที่ 5-7 (หน้า 22) Rudzitis G.E. เคมี. ความรู้พื้นฐานทางเคมีทั่วไป ชั้นประถมศึกษาปีที่ 11 หนังสือเรียนสำหรับสถานศึกษาทั่วไป ระดับพื้นฐาน / G.E. Rudzitis, F.G. เฟลด์แมน. - ฉบับที่ 14 - อ.: การศึกษา, 2555.

2.เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์สำหรับ องค์ประกอบต่อไปนี้: 6 C, 12 มก., 16 ส, 21 Sc.

3. องค์ประกอบมีสูตรอิเล็กทรอนิกส์ดังต่อไปนี้: a) 1s 2 2s 2 2p 4.b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. ค) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2. องค์ประกอบเหล่านี้คืออะไร?

สารเคมีคือสิ่งที่โลกรอบตัวเราสร้างขึ้น

คุณสมบัติของสารเคมีแต่ละชนิดแบ่งออกเป็นสองประเภท: สารเคมีซึ่งแสดงลักษณะความสามารถในการสร้างสารอื่น ๆ และทางกายภาพซึ่งมีการสังเกตอย่างเป็นกลางและสามารถพิจารณาแยกจากการเปลี่ยนแปลงทางเคมีได้ ตัวอย่างเช่น คุณสมบัติทางกายภาพของสารคือสถานะการรวมตัว (ของแข็ง ของเหลว หรือก๊าซ) การนำความร้อน ความจุความร้อน ความสามารถในการละลายในตัวกลางต่างๆ (น้ำ แอลกอฮอล์ ฯลฯ) ความหนาแน่น สี รสชาติ ฯลฯ

การเปลี่ยนแปลงของบางอย่าง สารเคมีในสารอื่นเรียกว่าปรากฏการณ์ทางเคมีหรือปฏิกิริยาเคมี ควรสังเกตว่ายังมีปรากฏการณ์ทางกายภาพที่เห็นได้ชัดว่ามีการเปลี่ยนแปลงในบางอย่าง คุณสมบัติทางกายภาพสารโดยไม่ถูกเปลี่ยนเป็นสารอื่น ปรากฏการณ์ทางกายภาพ เช่น การละลายของน้ำแข็ง การกลายเป็นน้ำแข็งหรือการระเหยของน้ำ เป็นต้น

ข้อเท็จจริงที่ว่าปรากฏการณ์ทางเคมีเกิดขึ้นระหว่างกระบวนการใดๆ สามารถสรุปได้ด้วยการสังเกต คุณสมบัติลักษณะ ปฏิกริยาเคมีเช่น การเปลี่ยนสี การตกตะกอน วิวัฒนาการของก๊าซ ความร้อนและ/หรือแสง

ตัวอย่างเช่น ข้อสรุปเกี่ยวกับการเกิดปฏิกิริยาเคมีสามารถทำได้โดยการสังเกต:

การก่อตัวของตะกอนเมื่อน้ำเดือดเรียกว่าตะกรันในชีวิตประจำวัน

การปล่อยความร้อนและแสงสว่างเมื่อเกิดเพลิงไหม้

เปลี่ยนสีของแอปเปิ้ลสดที่หั่นแล้วในอากาศ

การเกิดฟองแก๊สระหว่างการหมักแป้ง ฯลฯ

อนุภาคที่เล็กที่สุดของสารที่ไม่มีการเปลี่ยนแปลงใดๆ ในระหว่างปฏิกิริยาเคมี แต่จะเชื่อมต่อกันในรูปแบบใหม่เท่านั้นที่เรียกว่าอะตอม

ความคิดเรื่องการมีอยู่ของหน่วยสสารดังกล่าวก็เกิดขึ้นอีกครั้ง กรีกโบราณในความคิดของนักปรัชญาโบราณซึ่งอธิบายที่มาของคำว่า "อะตอม" อย่างแท้จริง เนื่องจาก "อะตอม" แปลตามตัวอักษรจากภาษากรีกแปลว่า "แบ่งแยกไม่ได้"

แต่ตรงกันข้ามกับความคิด นักปรัชญากรีกโบราณอะตอมไม่ใช่ปริมาณขั้นต่ำที่แน่นอนของสสาร กล่าวคือ พวกเขามีโครงสร้างที่ซับซ้อน

แต่ละอะตอมประกอบด้วยสิ่งที่เรียกว่าอนุภาคย่อยของอะตอม ได้แก่ โปรตอน นิวตรอน และอิเล็กตรอน ซึ่งกำหนดตามลำดับด้วยสัญลักษณ์ p +, n o และ e - ตัวยกในสัญลักษณ์ที่ใช้ระบุว่าโปรตอนมีหน่วยประจุบวก อิเล็กตรอนมีหน่วยประจุลบ และนิวตรอนไม่มีประจุ

สำหรับโครงสร้างเชิงคุณภาพของอะตอมนั้น ในแต่ละอะตอม โปรตอนและนิวตรอนทั้งหมดจะกระจุกตัวอยู่ในนิวเคลียสที่เรียกว่า นิวเคลียส ซึ่งอิเล็กตรอนจะก่อตัวเป็นเปลือกอิเล็กตรอน

โปรตอนและนิวตรอนมีมวลเกือบเท่ากัน กล่าวคือ m p µ m n และมวลของอิเล็กตรอนนั้นน้อยกว่ามวลของแต่ละตัวเกือบ 2,000 เท่านั่นคือ ม. พี /เม หยาบคาย ม. n /ม. อี 2000

เนื่องจากคุณสมบัติพื้นฐานของอะตอมคือความเป็นกลางทางไฟฟ้าและประจุของอิเล็กตรอนหนึ่งตัว เท่ากับการชาร์จโปรตอนหนึ่งตัว จากนี้เราสามารถสรุปได้ว่าจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมใดๆ เท่ากับจำนวนโปรตอน

ตัวอย่างเช่น ตารางด้านล่างแสดงองค์ประกอบที่เป็นไปได้ของอะตอม:

ประเภทของอะตอมที่มีประจุนิวเคลียร์เท่ากัน ได้แก่ ด้วยจำนวนโปรตอนในนิวเคลียสเท่ากันเรียกว่าองค์ประกอบทางเคมี ดังนั้น จากตารางด้านบน เราสามารถสรุปได้ว่าอะตอม1 และอะตอม2 เป็นขององค์ประกอบทางเคมีหนึ่ง และอะตอม3 และอะตอม4 เป็นขององค์ประกอบทางเคมีอื่น

องค์ประกอบทางเคมีแต่ละชนิดมีชื่อและสัญลักษณ์เฉพาะของตัวเองซึ่งอ่านได้ในลักษณะใดลักษณะหนึ่ง ตัวอย่างเช่นองค์ประกอบทางเคมีที่ง่ายที่สุดซึ่งอะตอมที่มีโปรตอนเพียงตัวเดียวในนิวเคลียสเรียกว่า "ไฮโดรเจน" และแสดงด้วยสัญลักษณ์ "H" ซึ่งอ่านว่า "เถ้า" และองค์ประกอบทางเคมีที่มี ประจุนิวเคลียร์ +7 (เช่น มีโปรตอน 7 ตัว) - "ไนโตรเจน" มีสัญลักษณ์ "N" ซึ่งอ่านว่า "en"

ดังที่คุณเห็นจากตารางด้านบน อะตอมขององค์ประกอบทางเคมีชนิดหนึ่งอาจมีจำนวนนิวตรอนในนิวเคลียสที่แตกต่างกัน

อะตอมที่เป็นองค์ประกอบทางเคมีเดียวกัน แต่มีจำนวนนิวตรอนต่างกัน ส่งผลให้มีมวล เรียกว่า ไอโซโทป

ตัวอย่างเช่น องค์ประกอบทางเคมี ไฮโดรเจนมีสามไอโซโทป - 1 H, 2 H และ 3 H ดัชนี 1, 2 และ 3 เหนือสัญลักษณ์ H หมายถึงจำนวนนิวตรอนและโปรตอนทั้งหมด เหล่านั้น. เมื่อรู้ว่าไฮโดรเจนเป็นองค์ประกอบทางเคมีซึ่งมีลักษณะของโปรตอนหนึ่งตัวในนิวเคลียสของอะตอมเราสามารถสรุปได้ว่าในไอโซโทป 1 H ไม่มีนิวตรอนเลย (1-1 = 0) ใน ไอโซโทป 2 H - 1 นิวตรอน (2-1=1) และในไอโซโทป 3 H - นิวตรอนสองตัว (3-1=2) เนื่องจากดังที่ได้กล่าวไปแล้ว นิวตรอนและโปรตอนมีมวลเท่ากัน และมวลของอิเล็กตรอนมีขนาดเล็กมากเมื่อเปรียบเทียบกับพวกมัน ซึ่งหมายความว่าไอโซโทป 2 H นั้นหนักเกือบสองเท่าของไอโซโทป 1 H และ 3 ไอโซโทป H หนักกว่าถึงสามเท่า เนื่องจากมีการกระจายตัวมากในมวลของไอโซโทปไฮโดรเจน ไอโซโทป 2 H และ 3 H จึงได้รับการตั้งชื่อและสัญลักษณ์แยกกัน ซึ่งไม่ใช่เรื่องปกติสำหรับองค์ประกอบทางเคมีอื่นๆ ไอโซโทป 2H ได้รับการตั้งชื่อว่าดิวเทอเรียมและให้สัญลักษณ์ D และไอโซโทป 3H ได้รับการตั้งชื่อว่าไอโซโทปและได้รับสัญลักษณ์ T

หากเรานำมวลของโปรตอนและนิวตรอนเป็นหนึ่งเดียวและละเลยมวลของอิเล็กตรอน ในความเป็นจริงดัชนีด้านซ้ายบนนอกเหนือจากจำนวนโปรตอนและนิวตรอนทั้งหมดในอะตอมก็ถือได้ว่าเป็นมวลของมันและ ดังนั้นดัชนีนี้จึงเรียกว่าเลขมวลและถูกกำหนดด้วยสัญลักษณ์ A เนื่องจากประจุของนิวเคลียสของโปรตอนใดๆ สอดคล้องกับอะตอม และประจุของโปรตอนแต่ละตัวถือว่าตามอัตภาพเท่ากับ +1 จำนวนโปรตอนใน นิวเคลียสเรียกว่าหมายเลขประจุ (Z) โดยการแทนจำนวนนิวตรอนในอะตอมเป็น N ความสัมพันธ์ระหว่างเลขมวล จำนวนประจุ และจำนวนนิวตรอนสามารถแสดงได้ทางคณิตศาสตร์เป็น:

ตามแนวคิดสมัยใหม่ อิเล็กตรอนมีลักษณะเป็นคู่ (คลื่นอนุภาค) มีคุณสมบัติเป็นทั้งอนุภาคและคลื่น เช่นเดียวกับอนุภาค อิเล็กตรอนมีมวลและประจุ แต่ในขณะเดียวกัน การไหลของอิเล็กตรอนก็เหมือนกับคลื่น มีลักษณะพิเศษคือความสามารถในการเลี้ยวเบน

เพื่ออธิบายสถานะของอิเล็กตรอนในอะตอม จะใช้การเป็นตัวแทน กลศาสตร์ควอนตัมตามที่อิเล็กตรอนไม่มีวิถีโคจรเฉพาะและสามารถอยู่ที่จุดใดก็ได้ในอวกาศ แต่มีความน่าจะเป็นที่แตกต่างกัน

พื้นที่ว่างรอบนิวเคลียสซึ่งมีแนวโน้มที่จะพบอิเล็กตรอนมากที่สุดเรียกว่าออร์บิทัลของอะตอม

ออร์บิทัลของอะตอมสามารถมีได้ รูปทรงต่างๆขนาดและการวางแนว วงโคจรของอะตอมเรียกอีกอย่างว่าเมฆอิเล็กตรอน

ในเชิงกราฟิก ออร์บิทัลของอะตอมหนึ่งวงมักจะแสดงเป็นเซลล์สี่เหลี่ยม:

กลศาสตร์ควอนตัมมีเครื่องมือทางคณิตศาสตร์ที่ซับซ้อนมาก ดังนั้นในกรอบของหลักสูตรเคมีของโรงเรียน จึงพิจารณาเฉพาะผลที่ตามมาจากทฤษฎีกลศาสตร์ควอนตัมเท่านั้น

จากผลที่ตามมาเหล่านี้ วงโคจรของอะตอมและอิเล็กตรอนที่อยู่ในนั้นจะมีคุณลักษณะเฉพาะด้วยเลขควอนตัม 4 ตัว

• เลขควอนตัมหลักคือ n เป็นตัวกำหนดพลังงานทั้งหมดของอิเล็กตรอนในวงโคจรที่กำหนด ช่วงค่าของเลขควอนตัมหลัก – ทั้งหมด จำนวนเต็ม, เช่น. n = 1,2,3,4, 5 เป็นต้น
• หมายเลขควอนตัมของวงโคจร - l - กำหนดลักษณะรูปร่างของวงโคจรของอะตอมและสามารถรับค่าจำนวนเต็มตั้งแต่ 0 ถึง n-1 โดยที่ n หรือที่เรียกกลับได้คือเลขควอนตัมหลัก

วงโคจรที่มี l = 0 เรียกว่า ส-ออร์บิทัล. s-Orbitals มีรูปร่างเป็นทรงกลมและไม่มีทิศทางในอวกาศ:

วงโคจรที่มี l = 1 เรียกว่า พี-ออร์บิทัล. วงโคจรเหล่านี้มีรูปร่างเป็นรูปแปดมิติสามมิติ กล่าวคือ รูปร่างที่ได้จากการหมุนเลขแปดรอบแกนสมมาตร และภายนอกมีลักษณะคล้ายดัมเบล:

วงโคจรที่มี l = 2 เรียกว่า ง-ออร์บิทัลและด้วย l = 3 – ฉ-ออร์บิทัล. โครงสร้างของมันซับซ้อนกว่ามาก

3) เลขควอนตัมแม่เหล็ก – ml – กำหนดการวางแนวเชิงพื้นที่ของวงโคจรอะตอมเฉพาะ และแสดงการฉายภาพโมเมนตัมเชิงมุมของวงโคจรไปยังทิศทาง สนามแม่เหล็ก. หมายเลขควอนตัมแม่เหล็ก ml สอดคล้องกับการวางแนวของวงโคจรที่สัมพันธ์กับทิศทางของเวกเตอร์ความแรงของสนามแม่เหล็กภายนอกและสามารถรับค่าจำนวนเต็มจาก –l ถึง +l รวมถึง 0 เช่น ทั้งหมดค่าที่เป็นไปได้คือ (2l+1) ตัวอย่างเช่น สำหรับ l = 0 m l = 0 (หนึ่งค่า) สำหรับ l = 1 m l = -1, 0, +1 (สามค่า) สำหรับ l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (ห้าค่าของเลขควอนตัมแม่เหล็ก) เป็นต้น

ตัวอย่างเช่น p-ออร์บิทัล เช่น วงโคจรที่มีหมายเลขควอนตัมวงโคจร l = 1 ซึ่งมีรูปร่างเป็น "รูปสามมิติแปด" สอดคล้องกับค่าสามค่าของเลขควอนตัมแม่เหล็ก (-1, 0, +1) ซึ่งจะสอดคล้องกับ ทิศทางทั้งสามตั้งฉากกันในอวกาศ

4) หมายเลขควอนตัมการหมุน (หรือเพียงแค่หมุน) - m · s - ตามอัตภาพสามารถพิจารณาว่ารับผิดชอบต่อทิศทางการหมุนของอิเล็กตรอนในอะตอม โดยสามารถรับค่าได้ อิเล็กตรอนที่มีการหมุนต่างกันจะถูกระบุด้วยลูกศรแนวตั้งที่ชี้ไปในทิศทางที่ต่างกัน: ↓ และ .

เซตของออร์บิทัลทั้งหมดในอะตอมที่มีเลขควอนตัมหลักเท่ากันเรียกว่าระดับพลังงานหรือ เปลือกอิเล็กตรอน. ระดับพลังงานใดๆ ก็ตามที่มีจำนวน n ตัวหนึ่งจะประกอบด้วย n 2 ออร์บิทัล

ชุดของออร์บิทัลที่มีค่าเท่ากันของเลขควอนตัมหลักและเลขควอนตัมของวงโคจรแสดงถึงระดับย่อยของพลังงาน

แต่ละระดับพลังงานซึ่งสอดคล้องกับเลขควอนตัมหลัก n มีระดับย่อย n ระดับ ในทางกลับกัน แต่ละระดับย่อยของพลังงานที่มีเลขควอนตัมในวงโคจร l จะประกอบด้วย (2l+1) ออร์บิทัล ดังนั้น ระดับย่อย s ประกอบด้วยออร์บิทัล 1 อัน ระดับย่อย p ประกอบด้วยออร์บิทัล p 3 อัน ระดับย่อย d ประกอบด้วยออร์บิทัล d 5 อัน และระดับย่อย f ประกอบด้วยออร์บิทัล f 7 อัน เนื่องจากดังที่ได้กล่าวไปแล้ว ออร์บิทัลอะตอมหนึ่งวงมักจะแสดงด้วยเซลล์สี่เหลี่ยมหนึ่งเซลล์ ระดับย่อย s-, p-, d- และ f จึงสามารถแสดงเป็นกราฟิกได้ดังนี้:

แต่ละวงโคจรสอดคล้องกับชุดตัวเลขควอนตัมสามชุดที่กำหนดไว้อย่างเคร่งครัด n, l และ m l

การกระจายตัวของอิเล็กตรอนระหว่างออร์บิทัลเรียกว่าการจัดเรียงอิเล็กตรอน

การเติมออร์บิทัลของอะตอมด้วยอิเล็กตรอนเกิดขึ้นตามเงื่อนไขสามประการ:

• หลักการพลังงานขั้นต่ำ: อิเล็กตรอนเติมออร์บิทัลโดยเริ่มจากระดับย่อยพลังงานต่ำสุด ลำดับของระดับย่อยตามลำดับพลังงานที่เพิ่มขึ้นมีดังนี้: 1 วินาที<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

เพื่อให้ง่ายต่อการจดจำลำดับการกรอกระดับย่อยอิเล็กทรอนิกส์นี้ ภาพประกอบกราฟิกต่อไปนี้สะดวกมาก:

• หลักการของเปาลี: แต่ละวงโคจรสามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว

หากมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัวในวงโคจร จะเรียกว่าคู่อิเล็กตรอน และหากมีอิเล็กตรอนสองตัวก็จะเรียกว่าคู่อิเล็กตรอน

• กฎของฮุนด์: สถานะที่เสถียรที่สุดของอะตอมคือสภาวะหนึ่งซึ่งภายในระดับย่อยหนึ่ง อะตอมจะมีจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่สูงสุดที่เป็นไปได้ สถานะที่เสถียรที่สุดของอะตอมนี้เรียกว่าสถานะพื้น

ในความเป็นจริง ข้างต้นหมายความว่า ตัวอย่างเช่น การวางตำแหน่งอิเล็กตรอนตัวที่ 1, 2, 3 และ 4 ในวงโคจรสามวงของระดับย่อย p จะดำเนินการดังนี้:

การเติมออร์บิทัลของอะตอมจากไฮโดรเจนซึ่งมีประจุเลข 1 ถึงคริปตัน (Kr) ที่มีประจุเท่ากับ 36 จะดำเนินการดังนี้:

การแสดงลำดับการเติมออร์บิทัลของอะตอมดังกล่าวเรียกว่าแผนภาพพลังงาน จากแผนภาพอิเล็กทรอนิกส์ของแต่ละองค์ประกอบ คุณสามารถเขียนสิ่งที่เรียกว่าสูตรอิเล็กทรอนิกส์ (การกำหนดค่า) ได้ ตัวอย่างเช่น องค์ประกอบที่มี 15 โปรตอน และผลที่ตามมาคือ 15 อิเล็กตรอน นั่นคือ ฟอสฟอรัส (P) จะมีแผนภาพพลังงานดังนี้

เมื่อแปลงเป็นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ อะตอมของฟอสฟอรัสจะอยู่ในรูปแบบ:

15 ป = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

ตัวเลขขนาดปกติทางด้านซ้ายของสัญลักษณ์ระดับย่อยจะแสดงหมายเลขระดับพลังงาน และตัวยกทางด้านขวาของสัญลักษณ์ระดับย่อยจะแสดงจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อยที่สอดคล้องกัน

ด้านล่างนี้เป็นสูตรอิเล็กทรอนิกส์ขององค์ประกอบ 36 ตัวแรกของตารางธาตุโดย D.I. เมนเดเลเยฟ.

ระยะเวลา	หมายเลขสินค้า	เครื่องหมาย	ชื่อ	สูตรอิเล็กทรอนิกส์
ฉัน	1	ชม	ไฮโดรเจน	1 วินาที 1
	2	เขา	ฮีเลียม	1 วินาที 2
ครั้งที่สอง	3	หลี่	ลิเธียม	1 วินาที 2 2 วินาที 1
	4	เป็น	เบริลเลียม	1 วินาที 2 2 วินาที 2
	5	บี	โบรอน	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2p 1
	6	ค	คาร์บอน	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2p 2
	7	เอ็น	ไนโตรเจน	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2p 3
	8	โอ	ออกซิเจน	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2p 4
	9	เอฟ	ฟลูออรีน	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2p 5
	10	เน	นีออน	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2p 6
สาม	11	นา	โซเดียม	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2p 6 3 วินาที 1
	12	มก	แมกนีเซียม	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2p 6 3 วินาที 2
	13	อัล	อลูมิเนียม	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	ศรี	ซิลิคอน	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	ป	ฟอสฟอรัส	1วินาที 2 2วินาที 2 2จุด 6 3วินาที 2 3p 3
	16	ส	กำมะถัน	1วินาที 2 2วินาที 2 2จุด 6 3วินาที 2 3p 4
	17	Cl	คลอรีน	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	อาร์	อาร์กอน	1วินาที 2 2วินาที 2 2จุด 6 3วินาที 2 3p 6
IV	19	เค	โพแทสเซียม	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 1
	20	แคลิฟอร์เนีย	แคลเซียม	1 วินาที 2 2 วินาที 2 2 จุด 6 3 วินาที 2 3 จุด 6 4 วินาที 2
	21	วท	สแกนเดียม	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	ไทเทเนียม	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	วี	วาเนเดียม	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Cr	โครเมียม	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 ตรงนี้เราสังเกตการกระโดดของอิเล็กตรอนหนึ่งตัวด้วย สบน งระดับย่อย
	25	มน	แมงกานีส	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	เฟ	เหล็ก	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	บริษัท	โคบอลต์	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	นิ	นิกเกิล	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	ลูกบาศ์ก	ทองแดง	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 ตรงนี้เราสังเกตการกระโดดของอิเล็กตรอนหนึ่งตัวด้วย สบน งระดับย่อย
	30	สังกะสี	สังกะสี	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	กา	แกลเลียม	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	จีอี	เจอร์เมเนียม	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	เช่น	สารหนู	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	ส	ซีลีเนียม	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	บ	โบรมีน	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	ค	คริปทอน	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

ดังที่ได้กล่าวไปแล้ว ในสถานะพื้น อิเล็กตรอนในออร์บิทัลของอะตอมจะตั้งอยู่ตามหลักการของพลังงานน้อยที่สุด อย่างไรก็ตาม เมื่อมี p-orbitals ว่างอยู่ในสถานะพื้นของอะตอม บ่อยครั้งด้วยการให้พลังงานส่วนเกินแก่อะตอม อะตอมจึงสามารถถ่ายโอนไปยังสถานะที่เรียกว่าตื่นเต้นได้ ตัวอย่างเช่น อะตอมของโบรอนในสถานะพื้นมีการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์และแผนภาพพลังงานในรูปแบบต่อไปนี้:

5 B = 1s 2 2s 2 2p 1

และอยู่ในสภาพตื่นเต้น (*) เช่น เมื่อพลังงานบางส่วนถูกจ่ายให้กับอะตอมโบรอน การจัดเรียงอิเล็กตรอนและแผนภาพพลังงานจะมีลักษณะดังนี้:

5 B* = 1 วินาที 2 2 วินาที 1 2p 2

องค์ประกอบทางเคมีจะถูกแบ่งออกเป็น s, p, d หรือ f ขึ้นอยู่กับระดับย่อยใดในอะตอมที่ถูกเติมเป็นอันดับสุดท้าย

ค้นหาองค์ประกอบ s, p, d และ f ในตาราง D.I. เมนเดเลเยฟ:

• องค์ประกอบ s มีระดับย่อย s สุดท้ายที่ต้องเติม องค์ประกอบเหล่านี้ประกอบด้วยองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลัก (ทางด้านซ้ายในเซลล์ตาราง) ของกลุ่ม I และ II
• สำหรับองค์ประกอบ p ระดับย่อย p จะถูกเติม องค์ประกอบ p ประกอบด้วยองค์ประกอบหกรายการสุดท้ายของแต่ละช่วงเวลา ยกเว้นองค์ประกอบที่หนึ่งและเจ็ด รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม III-VIII
• องค์ประกอบ d จะอยู่ระหว่างองค์ประกอบ s และ p ในช่วงเวลาขนาดใหญ่
• f-ธาตุเรียกว่าแลนทาไนด์และแอกติไนด์ ซึ่งแสดงไว้ที่ด้านล่างของตาราง D.I. เมนเดเลเยฟ.

ตารางธาตุของเมนเดเลเยฟ โครงสร้างของอะตอม

ระบบธาตุของเมนเดเลฟ - การจำแนกประเภททางเคมี องค์ประกอบที่สร้างโดยรัสเซีย นักวิทยาศาสตร์ D.I. Mendeleev บนพื้นฐานของช่วงเวลาที่เขาค้นพบ (ในปี พ.ศ. 2412) กฎ.

ทันสมัย การกำหนดเป็นระยะ กฎหมาย: คุณสมบัติของธาตุ (ปรากฏในสารประกอบเชิงเดี่ยวและสารประกอบ) พบได้เป็นคาบ ขึ้นอยู่กับประจุของนิวเคลียสของอะตอม

ประจุของนิวเคลียสของอะตอม Z เท่ากับเลขอะตอม (ลำดับ) ของสารเคมี องค์ประกอบใน P. s. จ. M. หากคุณจัดเรียงองค์ประกอบทั้งหมดจากน้อยไปมาก Z. (ไฮโดรเจน H, Z = 1; ฮีเลียม He, Z = 2; ลิเธียม Li, Z == 3; เบริลเลียม Be, Z = 4 ฯลฯ) จากนั้นองค์ประกอบเหล่านี้จะก่อตัว 7 คาบ. ในแต่ละช่วงเวลาเหล่านี้จะมีการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติขององค์ประกอบเป็นประจำตั้งแต่องค์ประกอบแรกของช่วงเวลา (โลหะอัลคาไล) ไปจนถึงองค์ประกอบสุดท้าย (ก๊าซมีตระกูล) ช่วงแรกมี 2 องค์ประกอบ ช่วงที่ 2 และ 3 - 8 องค์ประกอบอย่างละ 4 และ 5 - 18 องค์ประกอบที่ 6 - 32 ในช่วงที่ 7 ทราบองค์ประกอบ 19 รายการ ช่วงที่ 2 และ 3 มักเรียกว่าช่วงเล็ก ช่วงต่อมาทั้งหมดเรียกว่าช่วงใหญ่ หากคุณจัดเรียงช่วงเวลาในรูปแบบของแถวแนวนอนผลลัพธ์ที่ได้ ตารางจะแสดงเส้นแนวตั้ง 8 เส้น คอลัมน์; เหล่านี้คือกลุ่มขององค์ประกอบที่มีคุณสมบัติคล้ายกัน

คุณสมบัติขององค์ประกอบภายในกลุ่มก็เปลี่ยนแปลงไปตามธรรมชาติขึ้นอยู่กับการเพิ่มขึ้นของ Z ตัวอย่างเช่น ในกลุ่ม Li - Na - K - Rb - Cs - Fr ปริมาณสารเคมีจะเพิ่มขึ้น กิจกรรมของโลหะจะเพิ่มขึ้นด้วย ธรรมชาติของออกไซด์และไฮดรอกไซด์

จากทฤษฎีโครงสร้างอะตอมเป็นไปตามที่ระยะเวลาของคุณสมบัติขององค์ประกอบถูกกำหนดโดยกฎของการก่อตัวของเปลือกอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียส เมื่อค่า Z ของธาตุเพิ่มขึ้น อะตอมก็จะมีความซับซ้อนมากขึ้น โดยจำนวนอิเล็กตรอนที่อยู่รอบนิวเคลียสจะเพิ่มขึ้น และช่วงเวลาหนึ่งก็มาถึงเมื่อการเติมเปลือกอิเล็กตรอนชั้นหนึ่งสิ้นสุดลง และการก่อตัวของเปลือกนอกถัดไปจะเริ่มขึ้น ในระบบเมนเดเลเยฟ สิ่งนี้เกิดขึ้นพร้อมกับการเริ่มต้นยุคใหม่ องค์ประกอบที่มีอิเล็กตรอน 1, 2, 3 ฯลฯ ในเปลือกใหม่มีคุณสมบัติคล้ายคลึงกับองค์ประกอบที่มีอิเล็กตรอนด้านนอก 1, 2, 3 เป็นต้น แม้ว่าจำนวนนั้นจะอยู่ภายในก็ตาม มีเปลือกอิเล็กตรอนน้อยกว่าหนึ่ง (หรือหลาย) เปลือก: Na คล้ายกับ Li (อิเล็กตรอนภายนอกหนึ่งตัว), Mg คล้ายกับ Be (อิเล็กตรอนภายนอก 2 ตัว); A1 - ถึง B (อิเล็กตรอนภายนอก 3 ตัว) เป็นต้น โดยตำแหน่งขององค์ประกอบอยู่ใน P. s จ. M. มีความเกี่ยวข้องกับสารเคมีของมัน และอื่น ๆ อีกมากมาย ทางกายภาพ เซนต์.

มีการเสนอตัวเลือกกราฟิกจำนวนมาก (ประมาณ 1,000) รายการ รูปภาพของ ป.ส. จ. M. P. s. 2 สายพันธุ์ที่พบบ่อยที่สุด จ. ม. - โต๊ะสั้นและยาว ก.-ล. ไม่มีความแตกต่างพื้นฐานระหว่างพวกเขา ภาคผนวกประกอบด้วยหนึ่งในตัวเลือกตารางแบบสั้น ในตาราง หมายเลขงวดจะแสดงไว้ในคอลัมน์แรก (ระบุด้วยเลขอารบิค 1 - 7) ตัวเลขกลุ่มจะแสดงที่ด้านบนด้วยเลขโรมัน I - VIII แต่ละกลุ่มแบ่งออกเป็นสองกลุ่มย่อย - a และ b เซตของธาตุที่นำโดยธาตุที่มีคาบเล็กๆ บางครั้งเรียกว่า กลุ่มย่อยหลักคือ a-m และ (Li เป็นหัวหน้ากลุ่มย่อยของโลหะอัลคาไล F - ฮาโลเจน He - ก๊าซเฉื่อย ฯลฯ ) ในกรณีนี้จะเรียกกลุ่มย่อยที่เหลือขององค์ประกอบในช่วงเวลาขนาดใหญ่ ผลข้างเคียง.

องค์ประกอบที่มี Z = 58 - 71 เนื่องจากโครงสร้างอะตอมมีความใกล้ชิดเป็นพิเศษและความคล้ายคลึงกันของเคมี เซนต์ ประกอบตระกูลแลนทาไนด์ซึ่งรวมอยู่ในกลุ่ม III แต่เพื่อความสะดวกจะอยู่ที่ด้านล่างของตาราง องค์ประกอบที่มี Z = 90 - 103 มักถูกจัดอยู่ในตระกูลแอกทิไนด์ด้วยเหตุผลเดียวกัน ตามด้วยองค์ประกอบที่มี Z = 104 - curchatovy และองค์ประกอบที่มี Z = 105 (ดู Nilsborium) ในเดือนกรกฎาคม พ.ศ. 2517 นกฮูก นักฟิสิกส์รายงานการค้นพบธาตุที่มีค่า Z = 106 และในเดือน ม.ค. 1976 - องค์ประกอบที่มี Z = 107 องค์ประกอบต่อมาที่มี Z = 108 และ 109 ถูกสังเคราะห์ขึ้น ต่ำกว่า ชายแดนของป. จ. เป็นที่ทราบกันดีอยู่แล้วว่า M. ได้รับจากไฮโดรเจนเนื่องจากไม่สามารถมีองค์ประกอบที่มีประจุนิวเคลียร์น้อยกว่าหนึ่งได้ คำถามคือว่าขีดจำกัดบนของ P.s เป็นเท่าใด จ. M. คือสิ่งที่ศิลปะสามารถเข้าถึงคุณค่าสูงสุดได้ การสังเคราะห์องค์ประกอบยังไม่ได้รับการแก้ไข (นิวเคลียสหนักไม่เสถียร ดังนั้นอะเมริเซียมที่มี Z = 95 และองค์ประกอบที่ตามมาจึงไม่พบในธรรมชาติ แต่ได้มาจากปฏิกิริยานิวเคลียร์ อย่างไรก็ตาม ในบริเวณที่มีองค์ประกอบทรานยูเรเนียมที่อยู่ห่างไกลออกไป คาดว่าจะเกิดลักษณะของเกาะที่เรียกว่าเกาะแห่งความมั่นคง โดยเฉพาะอย่างยิ่งสำหรับ Z = 114.) B ศิลปะ การสังเคราะห์องค์ประกอบใหม่เป็นระยะ กฎหมายและป. จ. ม. มีบทบาทหลัก. กฎและระบบของเมนเดเลเยฟเป็นหนึ่งในลักษณะทั่วไปที่สำคัญที่สุดของวิทยาศาสตร์ธรรมชาติ และเป็นพื้นฐานของวิทยาศาสตร์สมัยใหม่ คำสอนเกี่ยวกับโครงสร้างของเกาะ

โครงสร้างทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

ย่อหน้านี้และย่อหน้าถัดไปจะพูดถึงแบบจำลองของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอม สิ่งสำคัญคือต้องเข้าใจว่าเรากำลังพูดถึง โมเดล. แน่นอนว่าอะตอมที่แท้จริงนั้นซับซ้อนกว่าและเรายังไม่รู้ทุกอย่างเกี่ยวกับอะตอมเหล่านั้น อย่างไรก็ตาม แบบจำลองทางทฤษฎีสมัยใหม่ของโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมทำให้สามารถอธิบายและทำนายคุณสมบัติหลายอย่างขององค์ประกอบทางเคมีได้สำเร็จ ดังนั้นจึงมีการใช้กันอย่างแพร่หลายในวิทยาศาสตร์ธรรมชาติ

ขั้นแรกให้เราพิจารณารายละเอียดเพิ่มเติมเกี่ยวกับแบบจำลอง "ดาวเคราะห์" ที่เสนอโดย N. Bohr (รูปที่ 2-3 ค)

ข้าว. 2-3 ค. แบบจำลอง "ดาวเคราะห์" ของบอร์

นักฟิสิกส์ชาวเดนมาร์ก เอ็น. บอร์ ในปี 1913 ได้เสนอแบบจำลองของอะตอมที่อนุภาคอิเล็กตรอนหมุนรอบนิวเคลียสของอะตอมในลักษณะเดียวกับที่ดาวเคราะห์หมุนรอบดวงอาทิตย์โดยประมาณ บอร์แนะนำว่าอิเล็กตรอนในอะตอมสามารถคงอยู่ได้อย่างเสถียรเฉพาะในวงโคจรที่ถูกแยกออกจากนิวเคลียสในระยะห่างที่แน่นอนเท่านั้น เขาเรียกว่าวงโคจรเหล่านี้หยุดนิ่ง ภายนอกวงโคจรที่อยู่นิ่ง อิเล็กตรอนไม่สามารถดำรงอยู่ได้ เหตุใดจึงเป็นเช่นนี้ บอร์ไม่สามารถอธิบายได้ในขณะนั้น แต่เขาแสดงให้เห็นว่าแบบจำลองดังกล่าวช่วยให้สามารถอธิบายข้อเท็จจริงเชิงทดลองได้มากมาย (ซึ่งจะกล่าวถึงในรายละเอียดเพิ่มเติมในย่อหน้าที่ 2.7)

วงโคจรของอิเล็กตรอนในแบบจำลองบอร์ถูกกำหนดด้วยจำนวนเต็ม 1, 2, 3, ... nเริ่มจากอันที่ใกล้กับแกนกลางที่สุด ต่อไปนี้เราจะเรียกว่าวงโคจรดังกล่าว ระดับ. เพื่ออธิบายโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมไฮโดรเจน ระดับเพียงอย่างเดียวก็เพียงพอแล้ว แต่ในอะตอมที่ซับซ้อนมากขึ้น ระดับต่างๆ จะประกอบด้วยพลังงานที่คล้ายกัน ระดับย่อย. ตัวอย่างเช่น ระดับ 2 ประกอบด้วยสองระดับย่อย (2s และ 2p) ระดับที่สามประกอบด้วย 3 ระดับย่อย (3s, 3p และ 3d) ดังแสดงในรูป 2-6. ระดับที่สี่ (ไม่พอดีกับรูป) ประกอบด้วยระดับย่อย 4s, 4p, 4d, 4f ในส่วนที่ 2.7 เราจะบอกคุณว่าชื่อของระดับย่อยเหล่านี้มาจากไหนและเกี่ยวกับการทดลองทางกายภาพที่ทำให้สามารถ "ดู" ระดับอิเล็กทรอนิกส์และระดับย่อยในอะตอมได้

ข้าว. 2-6. แบบจำลองอะตอมของบอร์มีความซับซ้อนมากกว่าอะตอมไฮโดรเจน การวาดภาพไม่ได้ปรับขนาด - อันที่จริงระดับย่อยของระดับเดียวกันนั้นอยู่ใกล้กันมาก

มีอิเล็กตรอนในเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมใดๆ มากพอๆ กับที่มีโปรตอนในนิวเคลียส ดังนั้นอะตอมโดยรวมจึงมีความเป็นกลางทางไฟฟ้า อิเล็กตรอนในอะตอมจะอยู่ในระดับและระดับย่อยที่อยู่ใกล้กับนิวเคลียสมากที่สุด เพราะในกรณีนี้พลังงานของพวกมันจะน้อยกว่าหากพวกมันอยู่ในระดับที่ห่างไกลมากขึ้น แต่ละระดับและระดับย่อยสามารถเก็บอิเล็กตรอนได้จำนวนหนึ่งเท่านั้น

ในทางกลับกันระดับย่อยจะประกอบด้วยพลังงานที่เท่ากัน วงโคจร(ไม่แสดงในรูปที่ 2-6) หากเปรียบเทียบเมฆอิเล็กตรอนของอะตอมกับเมืองหรือถนนที่อิเล็กตรอนทั้งหมดของอะตอมนั้น "มีชีวิตอยู่" ระดับหนึ่งก็สามารถเปรียบเทียบกับบ้าน ระดับย่อยของอพาร์ทเมนต์ และวงโคจรของ ห้องสำหรับอิเล็กตรอน วงโคจรทั้งหมดของระดับย่อยใดๆ มีพลังงานเท่ากัน ที่ระดับย่อย s มี "ห้อง" เพียงห้องเดียวเท่านั้น - ออร์บิทัล ระดับย่อย p มี 3 ออร์บิทัล ระดับย่อย d มี 5 ออร์บิทัล และระดับย่อย f มีออร์บิทัลมากถึง 7 ออร์บิทัล อิเล็กตรอนหนึ่งหรือสองตัวสามารถ "มีชีวิตอยู่" ในวงโคจร "ห้อง" แต่ละห้องได้ ข้อห้ามของอิเล็กตรอนที่มีมากกว่าสองในวงโคจรเดียวเรียกว่า ข้อห้ามของเปาลี- ตั้งชื่อตามนักวิทยาศาสตร์ผู้ค้นพบคุณลักษณะที่สำคัญของโครงสร้างของอะตอมนี้ อิเล็กตรอนแต่ละตัวในอะตอมมี "ที่อยู่" ของตัวเอง ซึ่งเขียนเป็นชุดของตัวเลขสี่ตัวที่เรียกว่า "ควอนตัม" ตัวเลขควอนตัมจะกล่าวถึงรายละเอียดในหัวข้อ 2.7 ในที่นี้เราจะพูดถึงเฉพาะเลขควอนตัมหลักเท่านั้น n(ดูรูปที่ 2-6) ซึ่งใน “ที่อยู่” ของอิเล็กตรอนจะระบุจำนวนระดับที่มีอิเล็กตรอนอยู่

©2015-2019 เว็บไซต์
สิทธิ์ทั้งหมดเป็นของผู้เขียน ไซต์นี้ไม่ได้อ้างสิทธิ์ในการประพันธ์ แต่ให้ใช้งานฟรี
วันที่สร้างเพจ: 2016-08-20

แนวคิดเรื่องอะตอมเกิดขึ้นในโลกยุคโบราณเพื่อแสดงถึงอนุภาคของสสาร แปลจากภาษากรีก อะตอม แปลว่า "แบ่งแยกไม่ได้"

อิเล็กตรอน

จากการทดลองของ Stoney นักฟิสิกส์ชาวไอริช ได้ข้อสรุปว่ากระแสไฟฟ้าถูกพาไปโดยอนุภาคที่เล็กที่สุดที่มีอยู่ในอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีทั้งหมด ในปี พ.ศ. 2434 นายสโตนีย์เสนอให้เรียกอนุภาคเหล่านี้ อิเล็กตรอนซึ่งแปลว่า "อำพัน" ในภาษากรีก

ไม่กี่ปีหลังจากที่อิเล็กตรอนได้รับชื่อนี้ นักฟิสิกส์ชาวอังกฤษ โจเซฟ ทอมสัน และนักฟิสิกส์ชาวฝรั่งเศส ฌอง แปร์แรง ได้พิสูจน์ว่าอิเล็กตรอนมีประจุลบ นี่คือประจุลบที่เล็กที่สุด ซึ่งในทางเคมีมีหน่วยเป็น $(–1)$ ทอมสันยังสามารถระบุความเร็วของอิเล็กตรอนได้ (ซึ่งเท่ากับความเร็วแสง - 300,000 ดอลลาร์สหรัฐฯ/วินาที) และมวลของอิเล็กตรอน (ซึ่งน้อยกว่ามวลของอะตอมไฮโดรเจนอยู่ที่ 1,836 ดอลลาร์สหรัฐฯ)

ทอมสันและเพอร์รินเชื่อมต่อขั้วของแหล่งกำเนิดกระแสไฟฟ้าด้วยแผ่นโลหะสองแผ่น ได้แก่ แคโทดและแอโนด บัดกรีเข้ากับหลอดแก้วเพื่อไล่อากาศออก เมื่อใช้แรงดันไฟฟ้าประมาณ 10,000 โวลต์บนแผ่นอิเล็กโทรด การปล่อยแสงจะแวบวับในหลอดและอนุภาคก็บินจากแคโทด (ขั้วลบ) ไปยังขั้วบวก (ขั้วบวก) ซึ่งนักวิทยาศาสตร์เรียกว่าครั้งแรก รังสีแคโทดแล้วพบว่าเป็นกระแสอิเล็กตรอน อิเล็กตรอนกระทบกับสสารพิเศษ เช่น สารบนหน้าจอทีวี ทำให้เกิดการเรืองแสง

สรุปได้ว่า: อิเล็กตรอนหลุดออกจากอะตอมของวัสดุที่ใช้สร้างแคโทด

สามารถรับอิเล็กตรอนอิสระหรือการไหลของพวกมันได้ด้วยวิธีอื่นเช่นโดยการให้ความร้อนกับลวดโลหะหรือโดยการส่องแสงบนโลหะที่เกิดจากองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม I ของตารางธาตุ (เช่น ซีเซียม)

สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอม

สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอมเป็นที่เข้าใจกันว่าเป็นข้อมูลทั้งหมดเกี่ยวกับ พลังงานมีอิเล็กตรอนบางตัวเข้ามา ช่องว่างซึ่งมันตั้งอยู่. เรารู้อยู่แล้วว่าอิเล็กตรอนในอะตอมไม่มีวิถีการเคลื่อนที่ กล่าวคือ เราทำได้แต่พูดถึงเท่านั้น ความน่าจะเป็นตำแหน่งของมันในอวกาศรอบนิวเคลียส มันสามารถอยู่ในส่วนใดก็ได้ของพื้นที่รอบนิวเคลียส และชุดของตำแหน่งที่แตกต่างกันถือเป็นเมฆอิเล็กตรอนที่มีความหนาแน่นประจุลบที่แน่นอน หากเป็นไปได้ในการถ่ายภาพตำแหน่งของอิเล็กตรอนในอะตอมหลังจากหนึ่งในร้อยหรือหนึ่งในล้านของวินาที เช่นเดียวกับในการถ่ายภาพเสร็จสิ้น อิเล็กตรอนในภาพถ่ายดังกล่าวก็จะถูกแสดงเป็นจุด หากภาพถ่ายดังกล่าวซ้อนทับกันนับไม่ถ้วน รูปภาพนั้นจะเป็นเมฆอิเล็กตรอนที่มีความหนาแน่นมากที่สุดซึ่งมีจุดเหล่านี้มากที่สุด

รูปภาพนี้แสดงให้เห็นถึง "การตัด" ของความหนาแน่นของอิเล็กตรอนในอะตอมไฮโดรเจนที่ผ่านนิวเคลียส และเส้นประจะจำกัดทรงกลมซึ่งความน่าจะเป็นในการตรวจจับอิเล็กตรอนอยู่ที่ 90%$ รูปร่างที่อยู่ใกล้กับนิวเคลียสมากที่สุดครอบคลุมพื้นที่ซึ่งความน่าจะเป็นในการตรวจจับอิเล็กตรอนคือ 10%$ ความน่าจะเป็นที่จะตรวจจับอิเล็กตรอนภายในเส้นชั้นที่ 2 จากนิวเคลียสคือ 20%$ ภายในส่วนที่ 3 คือ $µ30% $ ฯลฯ มีความไม่แน่นอนในสถานะของอิเล็กตรอน เพื่ออธิบายลักษณะพิเศษนี้ นักฟิสิกส์ชาวเยอรมัน ดับบลิว. ไฮเซนเบิร์กได้แนะนำแนวคิดของ หลักความไม่แน่นอน, เช่น. แสดงให้เห็นว่าเป็นไปไม่ได้ที่จะระบุพลังงานและตำแหน่งของอิเล็กตรอนพร้อมกันและแม่นยำ ยิ่งกำหนดพลังงานของอิเล็กตรอนได้แม่นยำมากขึ้นเท่าใด ตำแหน่งที่ไม่แน่นอนก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น และในทางกลับกันเมื่อกำหนดตำแหน่งแล้ว ก็เป็นไปไม่ได้ที่จะกำหนดพลังงานของอิเล็กตรอน ช่วงความน่าจะเป็นในการตรวจจับอิเล็กตรอนไม่มีขอบเขตที่ชัดเจน อย่างไรก็ตาม คุณสามารถเลือกช่องว่างที่มีความน่าจะเป็นในการค้นหาอิเล็กตรอนสูงสุดได้

พื้นที่รอบนิวเคลียสของอะตอมซึ่งมีแนวโน้มที่จะพบอิเล็กตรอนมากที่สุดเรียกว่าออร์บิทัล

ประกอบด้วยเมฆอิเล็กตรอนประมาณ 90%$ ซึ่งหมายความว่าประมาณ 90%$ ของเวลาที่อิเล็กตรอนอยู่ในพื้นที่ส่วนนี้ ขึ้นอยู่กับรูปร่าง มีวงโคจรที่รู้จักอยู่สี่ประเภท ซึ่งกำหนดด้วยตัวอักษรละติน $s, p, d$ และ $f$ การแสดงภาพกราฟิกของออร์บิทัลอิเล็กตรอนบางรูปแบบแสดงไว้ในภาพ

ลักษณะที่สำคัญที่สุดของการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนในวงโคจรที่แน่นอนคือพลังงานของการจับกับนิวเคลียส อิเล็กตรอนที่มีค่าพลังงานใกล้เคียงกันจะเกิดเป็นอิเล็กตรอนเดี่ยว ชั้นอิเล็กตรอน, หรือ ระดับพลังงาน. ระดับพลังงานจะถูกกำหนดหมายเลขโดยเริ่มจากนิวเคลียส: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ และ $7$

จำนวนเต็ม $n$ ซึ่งแสดงถึงจำนวนระดับพลังงานเรียกว่าเลขควอนตัมหลัก

เป็นการแสดงลักษณะพลังงานของอิเล็กตรอนที่ครอบครองระดับพลังงานที่กำหนด อิเล็กตรอนระดับพลังงานแรกซึ่งอยู่ใกล้นิวเคลียสมากที่สุดจะมีพลังงานต่ำที่สุด เมื่อเปรียบเทียบกับอิเล็กตรอนในระดับแรก อิเล็กตรอนในระดับต่อมาจะมีพลังงานจำนวนมาก ดังนั้นอิเล็กตรอนในระดับชั้นนอกจึงเกาะติดกับนิวเคลียสของอะตอมอย่างแน่นหนาน้อยที่สุด

จำนวนระดับพลังงาน (ชั้นอิเล็กทรอนิกส์) ในอะตอมเท่ากับจำนวนคาบในระบบ D.I. Mendeleev ซึ่งมีองค์ประกอบทางเคมีอยู่: อะตอมขององค์ประกอบของคาบแรกมีระดับพลังงานหนึ่งระดับ ช่วงที่สอง - สอง; ช่วงที่เจ็ด - เจ็ด

จำนวนอิเล็กตรอนที่มากที่สุดในระดับพลังงานถูกกำหนดโดยสูตร:

โดยที่ $N$ คือจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุด $n$ คือหมายเลขระดับหรือหมายเลขควอนตัมหลัก ผลที่ตามมา: ที่ระดับพลังงานแรกที่ใกล้กับนิวเคลียสมากที่สุด จะต้องมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว ครั้งที่สอง - ไม่เกิน $8$; ในวันที่สาม - ไม่เกิน $18$; ในวันที่สี่ - ไม่เกิน $32$ แล้วระดับพลังงาน (ชั้นอิเล็กทรอนิกส์) จะถูกจัดเรียงอย่างไร?

เริ่มต้นจากระดับพลังงานที่สอง $(n = 2)$ แต่ละระดับจะแบ่งออกเป็นระดับย่อย (ชั้นย่อย) ซึ่งแตกต่างกันเล็กน้อยในพลังงานที่ยึดเหนี่ยวกับนิวเคลียส

จำนวนระดับย่อยเท่ากับค่าของเลขควอนตัมหลัก:ระดับพลังงานแรกมีหนึ่งระดับย่อย ที่สอง - สอง; สาม - สาม; ที่สี่ - สี่ ในทางกลับกันระดับย่อยก็ถูกสร้างขึ้นโดยออร์บิทัล

แต่ละค่าของ $n$ สอดคล้องกับวงโคจรจำนวนหนึ่งที่เท่ากับ $n^2$ จากข้อมูลที่นำเสนอในตาราง เราสามารถติดตามความสัมพันธ์ระหว่างหมายเลขควอนตัมหลัก $n$ กับจำนวนระดับย่อย ชนิดและจำนวนของออร์บิทัล และจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดที่ระดับย่อยและระดับ

จำนวนควอนตัมหลัก ชนิดและจำนวนออร์บิทัล จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในระดับย่อยและระดับ

ระดับพลังงาน $(n)$	จำนวนระดับย่อยเท่ากับ $n$	ประเภทวงโคจร	จำนวนออร์บิทัล		จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุด
			ในระดับย่อย	ในระดับเท่ากับ $n^2$	ในระดับย่อย	ในระดับเท่ากับ $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$แอล(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$เอ็น(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

ระดับย่อยมักจะแสดงด้วยตัวอักษรละติน เช่นเดียวกับรูปร่างของวงโคจรที่ประกอบด้วย: $s, p, d, f$ ดังนั้น:

• $s$-sublevel - ระดับย่อยแรกของแต่ละระดับพลังงานที่อยู่ใกล้กับนิวเคลียสของอะตอมมากที่สุด ประกอบด้วย $s$-orbital หนึ่งอัน
• $p$-sublevel - ระดับย่อยที่สองของแต่ละระดับ ยกเว้นระดับพลังงานแรก ประกอบด้วย $p$-orbitals สามอัน
• $d$-ระดับย่อย - ระดับย่อยที่สามของแต่ละระดับ เริ่มต้นจากระดับพลังงานที่สาม ประกอบด้วย $d$-ออร์บิทัลห้าอัน
• $f$-ระดับย่อยของแต่ละระดับ เริ่มต้นจากระดับพลังงานที่สี่ ประกอบด้วย $f$-ออร์บิทัลเจ็ดอัน

นิวเคลียสของอะตอม

แต่ไม่เพียงแต่อิเล็กตรอนเท่านั้นที่เป็นส่วนหนึ่งของอะตอม นักฟิสิกส์ อองรี เบคเคอเรล ค้นพบว่าแร่ธาตุธรรมชาติที่มีเกลือยูเรเนียมยังปล่อยรังสีที่ไม่รู้จักออกมา เผยให้เห็นฟิล์มภาพถ่ายที่ถูกบังจากแสง ปรากฏการณ์นี้ถูกเรียกว่า กัมมันตภาพรังสี.

รังสีกัมมันตภาพรังสีมีสามประเภท:

1. $α$-รังสี ซึ่งประกอบด้วย $α$-อนุภาคที่มีประจุ $2$ มากกว่าประจุของอิเล็กตรอน แต่มีเครื่องหมายบวก และมีมวล $4$ มากกว่ามวลของอะตอมไฮโดรเจน
2. $β$-rays แสดงถึงการไหลของอิเล็กตรอน
3. $γ$-รังสีคือคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าที่มีมวลเล็กน้อยและไม่มีประจุไฟฟ้า

ดังนั้นอะตอมจึงมีโครงสร้างที่ซับซ้อน - ประกอบด้วยนิวเคลียสและอิเล็กตรอนที่มีประจุบวก

อะตอมมีโครงสร้างอย่างไร?

ในปี 1910 ที่เมืองเคมบริดจ์ ใกล้ลอนดอน เออร์เนสต์ รัทเทอร์ฟอร์ดและนักเรียนและเพื่อนร่วมงานของเขาได้ศึกษาการกระเจิงของอนุภาค $α$ ที่ลอดผ่านแผ่นฟอยล์สีทองบางๆ แล้วตกลงไปบนหน้าจอ อนุภาคอัลฟ่ามักจะเบี่ยงเบนไปจากทิศทางเดิมเพียงระดับเดียว ซึ่งดูเหมือนจะยืนยันความสม่ำเสมอและความสม่ำเสมอของคุณสมบัติของอะตอมทองคำ และทันใดนั้น นักวิจัยสังเกตเห็นว่าอนุภาค $α$ บางอนุภาคเปลี่ยนทิศทางของเส้นทางกะทันหัน ราวกับว่ากำลังเผชิญกับสิ่งกีดขวางบางอย่าง

ด้วยการวางฉากกั้นไว้ด้านหน้าฟอยล์ รัทเทอร์ฟอร์ดสามารถตรวจจับได้แม้กระทั่งกรณีที่หายากเหล่านั้นเมื่ออนุภาค $α$ ซึ่งสะท้อนจากอะตอมทองคำ บินไปในทิศทางตรงกันข้าม

การคำนวณแสดงให้เห็นว่าปรากฏการณ์ที่สังเกตได้อาจเกิดขึ้นได้หากมวลทั้งหมดของอะตอมและประจุบวกทั้งหมดนั้นกระจุกตัวอยู่ในนิวเคลียสส่วนกลางเล็กๆ รัศมีของนิวเคลียสตามที่ปรากฏนั้นเล็กกว่ารัศมีของอะตอมทั้งหมด 100,000 เท่าซึ่งเป็นบริเวณที่มีอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุลบอยู่ หากเราใช้การเปรียบเทียบเป็นรูปเป็นร่าง ปริมาตรทั้งหมดของอะตอมก็สามารถเปรียบได้กับสนามกีฬาในลุจนิกิ และนิวเคลียสก็สามารถเปรียบเสมือนลูกฟุตบอลที่อยู่ตรงกลางสนามได้

อะตอมขององค์ประกอบทางเคมีใดๆ ก็ตามเทียบได้กับระบบสุริยะขนาดเล็ก ดังนั้นแบบจำลองอะตอมนี้ที่รัทเทอร์ฟอร์ดเสนอจึงเรียกว่าดาวเคราะห์

โปรตอนและนิวตรอน

ปรากฎว่านิวเคลียสอะตอมเล็ก ๆ ซึ่งมีมวลทั้งหมดของอะตอมเข้มข้นประกอบด้วยอนุภาคสองประเภท - โปรตอนและนิวตรอน

โปรตอนมีประจุเท่ากับประจุของอิเล็กตรอน แต่ตรงข้ามกับเครื่องหมาย $(+1)$ และมีมวลเท่ากับมวลของอะตอมไฮโดรเจน (ถือเป็นเอกภาพในวิชาเคมี) โปรตอนถูกกำหนดด้วยเครื่องหมาย $↙(1)↖(1)p$ (หรือ $p+$) นิวตรอนไม่มีประจุ พวกมันเป็นกลางและมีมวลเท่ากับมวลของโปรตอน กล่าวคือ $1$. นิวตรอนถูกกำหนดด้วยเครื่องหมาย $↙(0)↖(1)n$ (หรือ $n^0$)

โปรตอนและนิวตรอนรวมกันเรียกว่า นิวเคลียส(ตั้งแต่ lat. นิวเคลียส- แกน)

ผลรวมของจำนวนโปรตอนและนิวตรอนในอะตอมเรียกว่า เลขมวล. ตัวอย่างเช่น เลขมวลของอะตอมอะลูมิเนียมคือ:

เนื่องจากมวลของอิเล็กตรอนซึ่งมีขนาดเล็กมากสามารถถูกละเลยได้ จึงเห็นได้ชัดว่ามวลทั้งหมดของอะตอมกระจุกตัวอยู่ในนิวเคลียส อิเล็กตรอนถูกกำหนดไว้ดังนี้: $e↖(-)$

เนื่องจากอะตอมมีความเป็นกลางทางไฟฟ้า จึงเห็นได้ชัดเช่นกัน ว่าจำนวนโปรตอนและอิเล็กตรอนในอะตอมเท่ากัน มีค่าเท่ากับเลขอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีกำหนดไว้ในตารางธาตุ ตัวอย่างเช่น นิวเคลียสของอะตอมเหล็กมีโปรตอน 26 ดอลลาร์ และอิเล็กตรอน 26 ดอลลาร์โคจรรอบนิวเคลียส จะทราบจำนวนนิวตรอนได้อย่างไร?

ดังที่ทราบกันดีว่ามวลของอะตอมประกอบด้วยมวลของโปรตอนและนิวตรอน รู้หมายเลขซีเรียลขององค์ประกอบ $(Z)$ เช่น จำนวนโปรตอน และเลขมวล $(A)$ ซึ่งเท่ากับผลรวมของจำนวนโปรตอนและนิวตรอน สามารถหาจำนวนนิวตรอน $(N)$ ได้โดยใช้สูตร:

ตัวอย่างเช่น จำนวนนิวตรอนในอะตอมของเหล็กคือ:

$56 – 26 = 30$.

ตารางแสดงลักษณะสำคัญของอนุภาคมูลฐาน

ลักษณะพื้นฐานของอนุภาคมูลฐาน

ไอโซโทป

อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันที่มีประจุนิวเคลียร์เท่ากันแต่มีมวลต่างกันเรียกว่าไอโซโทป

คำ ไอโซโทปประกอบด้วยคำภาษากรีกสองคำ: ไอโซ- เหมือนกันและ โทโพส- สถานที่ หมายถึง "การครอบครองที่เดียว" (เซลล์) ในตารางธาตุ

องค์ประกอบทางเคมีที่พบในธรรมชาติเป็นส่วนผสมของไอโซโทป ดังนั้น คาร์บอนจึงมีไอโซโทป 3 ไอโซโทปที่มีมวล $12, 13, 14$; ออกซิเจน - ไอโซโทปสามชนิดที่มีมวล $16, 17, 18 เป็นต้น

โดยปกติมวลอะตอมสัมพัทธ์ขององค์ประกอบทางเคมีที่กำหนดในตารางธาตุคือค่าเฉลี่ยของมวลอะตอมของส่วนผสมตามธรรมชาติของไอโซโทปขององค์ประกอบที่กำหนดโดยคำนึงถึงความอุดมสมบูรณ์สัมพัทธ์ในธรรมชาติ ดังนั้นค่าของอะตอม มวลมักจะเป็นเศษส่วน ตัวอย่างเช่น อะตอมของคลอรีนธรรมชาติเป็นส่วนผสมของสองไอโซโทป - 35$ (โดยธรรมชาติมี $75%$) และ $37$ (โดยธรรมชาติคือ $25%$) ดังนั้นมวลอะตอมสัมพัทธ์ของคลอรีนคือ 35.5$ ไอโซโทปของคลอรีนเขียนได้ดังนี้:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ และ $↖(37)↙(17)(Cl)$

คุณสมบัติทางเคมีของไอโซโทปของคลอรีนเหมือนกันทุกประการ เช่นเดียวกับไอโซโทปขององค์ประกอบทางเคมีส่วนใหญ่ เช่น โพแทสเซียม อาร์กอน:

$↖(39)↙(19)(K)$ และ $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ และ $↖(40)↙(18 )(อาร์)$

อย่างไรก็ตาม ไอโซโทปของไฮโดรเจนมีคุณสมบัติแตกต่างกันอย่างมากเนื่องจากการเพิ่มขึ้นอย่างมากของมวลอะตอมสัมพัทธ์ พวกเขายังได้รับชื่อบุคคลและสัญลักษณ์ทางเคมีอีกด้วย: โปรเทียม - $↖(1)↙(1)(H)$; ดิวเทอเรียม - $↖(2)↙(1)(H)$ หรือ $↖(2)↙(1)(D)$; ไอโซโทป - $↖(3)↙(1)(H)$ หรือ $↖(3)↙(1)(T)$

ตอนนี้เราสามารถให้คำจำกัดความที่ทันสมัย ​​เข้มงวดยิ่งขึ้นและเป็นวิทยาศาสตร์ขององค์ประกอบทางเคมีได้

องค์ประกอบทางเคมีคือกลุ่มของอะตอมที่มีประจุนิวเคลียร์เท่ากัน

โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในสี่ช่วงแรก

ลองพิจารณาการแสดงการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมขององค์ประกอบตามช่วงเวลาของระบบ D.I. Mendeleev

องค์ประกอบของยุคแรก

แผนภาพโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนผ่านชั้นอิเล็กทรอนิกส์ (ระดับพลังงาน)

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนตามระดับพลังงานและระดับย่อย

สูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิกของอะตอมแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนไม่เพียงแต่ข้ามระดับและระดับย่อยเท่านั้น แต่ยังรวมถึงวงโคจรด้วย

ในอะตอมฮีเลียม ชั้นอิเล็กตรอนชั้นแรกจะเสร็จสมบูรณ์ โดยประกอบด้วยอิเล็กตรอนมูลค่า 2$

ไฮโดรเจนและฮีเลียมเป็นองค์ประกอบ $s$ โดยที่ $s$ วงโคจรของอะตอมเหล่านี้เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

องค์ประกอบของช่วงที่สอง

สำหรับองค์ประกอบช่วงที่สองทั้งหมด ชั้นอิเล็กตรอนชั้นแรกจะถูกเติม และอิเล็กตรอนจะเติมวงโคจร $s-$ และ $p$ ของชั้นอิเล็กตรอนที่สองตามหลักการของพลังงานน้อยที่สุด ($s$ แรกแล้วตามด้วย $p$ ) และกฎของเพาลีและฮุนด์

ในอะตอมนีออน ชั้นอิเล็กตรอนชั้นที่ 2 เสร็จสมบูรณ์ ประกอบด้วยอิเล็กตรอน 8$

องค์ประกอบของยุคที่สาม

สำหรับอะตอมของธาตุในช่วงที่สาม ชั้นอิเล็กตรอนที่หนึ่งและสองจะเสร็จสมบูรณ์ ดังนั้นชั้นอิเล็กตรอนที่สามจึงถูกเติมเต็ม ซึ่งอิเล็กตรอนสามารถครอบครองระดับ 3s-, 3p- และ 3d-sub

โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมของธาตุในยุคที่สาม

อะตอมแมกนีเซียมทำให้วงโคจรของอิเล็กตรอนมีค่า $3.5$ สมบูรณ์ $Na$ และ $Mg$ เป็น $s$-องค์ประกอบ

ในอะลูมิเนียมและองค์ประกอบต่อมา ระดับย่อย $3d$ จะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน

$↙(18)(Ar)$ อาร์กอน

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

อะตอมอาร์กอนมีอิเล็กตรอน $8$ ในชั้นนอก (ชั้นอิเล็กตรอนที่สาม) เมื่อชั้นนอกเสร็จสมบูรณ์ แต่โดยรวมแล้วในชั้นอิเล็กตรอนที่สาม ดังที่คุณทราบอยู่แล้วว่าอาจมีอิเล็กตรอนได้ 18 ตัว ซึ่งหมายความว่าองค์ประกอบของคาบที่สามนั้นมีออร์บิทัล $3d$ ที่ยังไม่ได้เติมเต็ม

องค์ประกอบทั้งหมดตั้งแต่ $Al$ ถึง $Ar$ คือ $р$ -องค์ประกอบ

$s-$ และ $p$ -องค์ประกอบรูปร่าง กลุ่มย่อยหลักในตารางธาตุ

องค์ประกอบของยุคที่สี่

อะตอมของโพแทสเซียมและแคลเซียมมีชั้นอิเล็กตรอนที่สี่และระดับย่อย $4s$ ถูกเติมเต็ม เพราะว่า มันมีพลังงานต่ำกว่าระดับย่อย $3d$ เพื่อลดความซับซ้อนของสูตรอิเล็กทรอนิกส์กราฟิกของอะตอมขององค์ประกอบของช่วงเวลาที่สี่:

1. ให้เราแสดงสูตรอิเล็กทรอนิกส์เชิงกราฟิกทั่วไปของอาร์กอนดังนี้: $Ar$;
2. เราจะไม่พรรณนาถึงระดับย่อยที่ไม่ได้เต็มไปด้วยอะตอมเหล่านี้

$K, Ca$ - $s$ -องค์ประกอบรวมอยู่ในกลุ่มย่อยหลัก สำหรับอะตอมตั้งแต่ $Sc$ ถึง $Zn$ ระดับย่อย 3 มิติจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน เหล่านี้คือองค์ประกอบ $3d$ พวกเขาจะรวมอยู่ใน กลุ่มย่อยด้านข้างชั้นอิเล็กตรอนชั้นนอกถูกเติมเต็ม พวกมันถูกจัดประเภทเป็น องค์ประกอบการนำส่ง

ให้ความสนใจกับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมโครเมียมและทองแดง ในนั้นอิเล็กตรอนตัวหนึ่ง “ล้มเหลว” จากระดับ $4s-$ ถึงระดับย่อย $3d$ ซึ่งอธิบายได้จากความเสถียรทางพลังงานที่มากขึ้นของผลลัพธ์ $3d^5$ และ $3d^(10)$ การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(ลูกบาศ์ก)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

สัญลักษณ์องค์ประกอบ หมายเลขซีเรียล ชื่อ	แผนภาพโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์	สูตรอิเล็กทรอนิกส์	สูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิก
$↙(19)(K)$ โพแทสเซียม		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ แคลเซียม		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ สแกนเดียม		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ หรือ $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ ไทเทเนียม		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ หรือ $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ วานาเดียม		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ หรือ $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ หรือ $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(ลูกบาศ์ก)$ โครเมียม		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ หรือ $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ สังกะสี		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ หรือ $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ แกลเลียม		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ หรือ $1s^2(2) ส^2(2)พี^6(3)พี^6(3)ง^(10)(4)ส^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ คริปทอน		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ หรือ $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

ในอะตอมสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนชั้นที่สามจะเสร็จสมบูรณ์ - ระดับย่อย $3s, 3p$ และ $3d$ ทั้งหมดจะถูกเติมเต็มลงไป โดยมีอิเล็กตรอนทั้งหมด $18$

ในองค์ประกอบถัดจากสังกะสี ชั้นอิเล็กตรอนที่สี่ ซึ่งเป็นระดับย่อย $4p$ ยังคงถูกเติมเต็มต่อไป องค์ประกอบตั้งแต่ $Ga$ ถึง $Кr$ - $р$ -องค์ประกอบ

ชั้นนอก (ที่สี่) ของอะตอมคริปทอนเสร็จสมบูรณ์แล้ว และมีอิเล็กตรอน 8$ แต่อย่างที่คุณทราบ โดยรวมแล้วในชั้นอิเล็กตรอนที่สี่อาจมีอิเล็กตรอนได้ $32$; อะตอมของคริปทอนยังคงมีระดับย่อย $4d-$ และ $4f$ ที่ยังไม่ได้ดำเนินการ

สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่ห้า ระดับย่อยจะถูกกรอกตามลำดับต่อไปนี้: $5s → 4d → 5p$ และยังมีข้อยกเว้นที่เกี่ยวข้องกับ "ความล้มเหลว" ของอิเล็กตรอนใน $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46 ) Pd$, $↙(47)Ag$ $f$ ปรากฏในช่วงที่หกและเจ็ด -องค์ประกอบ, เช่น. องค์ประกอบที่มีการเติมระดับย่อย $4f-$ และ $5f$ ของเลเยอร์อิเล็กทรอนิกส์ภายนอกชั้นที่สามตามลำดับ

$4f$ -องค์ประกอบเรียกว่า แลนทาไนด์

$5f$ -องค์ประกอบเรียกว่า แอกติไนด์

ลำดับการเติมระดับย่อยอิเล็กทรอนิกส์ในอะตอมขององค์ประกอบในช่วงที่หก: องค์ประกอบ $↙(55)Cs$ และ $↙(56)Ba$ - $6s$ องค์ประกอบ; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-องค์ประกอบ; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-องค์ประกอบ; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-องค์ประกอบ; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-องค์ประกอบ แต่ที่นี่ก็มีองค์ประกอบที่ละเมิดลำดับของการเติมวงโคจรอิเล็กทรอนิกส์ซึ่งตัวอย่างเช่นมีความเกี่ยวข้องกับความมั่นคงทางพลังงานที่มากขึ้นของครึ่งหนึ่งและเติมเต็ม $f$-ระดับย่อยทั้งหมด เช่น $nf^7$ และ $nf^(14)$.

องค์ประกอบทั้งหมดตามที่คุณเข้าใจแล้วนั้นขึ้นอยู่กับระดับย่อยของอะตอมที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนจะแบ่งออกเป็นสี่ตระกูลอิเล็กตรอนหรือบล็อก:

1. $s$ -องค์ประกอบ;$s$-ระดับย่อยของระดับภายนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน $s$-ธาตุ ได้แก่ ไฮโดรเจน ฮีเลียม และธาตุของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม I และ II;
2. $p$ -องค์ประกอบ;$p$-ระดับย่อยของระดับภายนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน $p$-องค์ประกอบ ได้แก่ องค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักของกลุ่ม III–VIII;
3. $d$ -องค์ประกอบ;$d$-ระดับย่อยของระดับก่อนภายนอกของอะตอมเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน $d$-องค์ประกอบ รวมถึงองค์ประกอบของกลุ่มย่อยรองของกลุ่ม I–VIII เช่น องค์ประกอบของทศวรรษระหว่างทศวรรษระหว่าง $s-$ และ $p-$elements พวกมันก็ถูกเรียกว่า องค์ประกอบการเปลี่ยนแปลง
4. $f$ -องค์ประกอบ;อิเล็กตรอนเติมเต็มระดับย่อย $f-$ ของระดับภายนอกที่สามของอะตอม เหล่านี้รวมถึงแลนทาไนด์และแอกติไนด์

การกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม สถานะพื้นดินและความตื่นเต้นของอะตอม

นักฟิสิกส์ชาวสวิส W. Pauli ในปี 1925 พบว่า อะตอมสามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัวในวงโคจรเดียวมีด้านหลังตรงกันข้าม (ขนานกัน) (แปลจากภาษาอังกฤษเป็นแกนหมุน) กล่าวคือ มีคุณสมบัติที่สามารถจินตนาการตามอัตภาพว่าเป็นการหมุนของอิเล็กตรอนรอบแกนจินตนาการตามเข็มนาฬิกาหรือทวนเข็มนาฬิกา หลักการนี้เรียกว่า หลักการของเปาลี

หากมีอิเล็กตรอนหนึ่งตัวอยู่ในวงโคจรจะเรียกว่า ไม่ได้จับคู่ถ้าสองก็นี่ อิเล็กตรอนที่จับคู่, เช่น. อิเล็กตรอนที่มีการหมุนตรงข้ามกัน

รูปนี้แสดงแผนภาพการแบ่งระดับพลังงานออกเป็นระดับย่อย

$s-$ วงโคจรดังที่คุณทราบแล้วว่ามีรูปร่างเป็นทรงกลม อิเล็กตรอนของอะตอมไฮโดรเจน $(n = 1)$ อยู่ในวงโคจรนี้และไม่มีการจับคู่ ด้วยเหตุนี้เอง สูตรอิเล็กทรอนิกส์, หรือ การกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์เขียนไว้ดังนี้: $1s^1$ ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ จำนวนระดับพลังงานจะระบุด้วยตัวเลขหน้าตัวอักษร $(1...)$ ตัวอักษรละตินหมายถึงระดับย่อย (ประเภทของวงโคจร) และตัวเลขที่เขียนทางด้านขวาเหนือ ตัวอักษร (เป็นเลขชี้กำลัง) แสดงจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อย

สำหรับอะตอมฮีเลียม He ซึ่งมีอิเล็กตรอนคู่กัน 2 ตัวในวงโคจร $s-$ เดียว สูตรนี้คือ: $1s^2$ เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมฮีเลียมมีความสมบูรณ์และเสถียรมาก ฮีเลียมเป็นก๊าซมีตระกูล ที่ระดับพลังงานที่สอง $(n = 2)$ มีวงโคจรสี่วง หนึ่ง $s$ และสาม $p$ อิเล็กตรอนของ $s$-orbital ของระดับที่สอง ($2s$-orbital) มีพลังงานสูงกว่า เนื่องจาก อยู่ในระยะห่างจากนิวเคลียสมากกว่าอิเล็กตรอนของวงโคจร $1s$ $(n = 2)$ โดยทั่วไป สำหรับแต่ละค่าของ $n$ จะมี $s-$orbital หนึ่งวง แต่ด้วยการจ่ายพลังงานอิเล็กตรอนที่สอดคล้องกัน ดังนั้น ด้วยเส้นผ่านศูนย์กลางที่สอดคล้องกันจึงเพิ่มขึ้นเมื่อค่าของ $n$ เพิ่มขึ้น $ s-$Orbital ดังที่คุณทราบแล้วว่า มีรูปร่างเป็นทรงกลม อิเล็กตรอนของอะตอมไฮโดรเจน $(n = 1)$ อยู่ในวงโคจรนี้และไม่มีการจับคู่ ดังนั้น สูตรอิเล็กทรอนิกส์หรือการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์จึงเขียนดังนี้: $1s^1$ ในสูตรอิเล็กทรอนิกส์ จำนวนระดับพลังงานจะระบุด้วยตัวเลขหน้าตัวอักษร $(1...)$ ตัวอักษรละตินหมายถึงระดับย่อย (ประเภทของวงโคจร) และตัวเลขที่เขียนทางด้านขวาเหนือ ตัวอักษร (เป็นเลขชี้กำลัง) แสดงจำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อย

สำหรับอะตอมฮีเลียม $He$ ซึ่งมีอิเล็กตรอนคู่กัน 2 ตัวในวงโคจร $s-$ เดียว สูตรนี้คือ: $1s^2$ เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมฮีเลียมมีความสมบูรณ์และเสถียรมาก ฮีเลียมเป็นก๊าซมีตระกูล ที่ระดับพลังงานที่สอง $(n = 2)$ มีวงโคจรสี่วง หนึ่ง $s$ และสาม $p$ อิเล็กตรอนของ $s-$orbitals ระดับที่สอง ($2s$-orbitals) มีพลังงานสูงกว่า เนื่องจาก อยู่ในระยะห่างจากนิวเคลียสมากกว่าอิเล็กตรอนของวงโคจร $1s$ $(n = 2)$ โดยทั่วไป สำหรับแต่ละค่าของ $n$ จะมี $s-$orbital หนึ่งวง แต่ด้วยการจ่ายพลังงานอิเล็กตรอนที่สอดคล้องกัน ดังนั้น ด้วยเส้นผ่านศูนย์กลางที่สอดคล้องกัน จึงเพิ่มขึ้นเมื่อค่าของ $n$ เพิ่มขึ้น

$พี-$ วงโคจรมีรูปร่างคล้ายดัมเบลหรือมีรูปร่างใหญ่โตแปด $p$-ออร์บิทัลทั้งสามอยู่ในอะตอมตั้งฉากกันตามพิกัดเชิงพื้นที่ที่ลากผ่านนิวเคลียสของอะตอม ควรเน้นย้ำอีกครั้งว่าแต่ละระดับพลังงาน (ชั้นอิเล็กทรอนิกส์) เริ่มต้นจาก $n= 2$ มี $p$-ออร์บิทัลสามอัน เมื่อค่าของ $n$ เพิ่มขึ้น อิเล็กตรอนจะครอบครอง $p$-ออร์บิทัลซึ่งอยู่ห่างจากนิวเคลียสอย่างมากและพุ่งไปตามแกน $x, y, z$

สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่สอง $(n = 2)$ จะมีการเติม $s$-orbital อันแรก จากนั้นจึงเติม $p$-orbitals สามอัน สูตรอิเล็กทรอนิกส์ $Li: 1s^(2)2s^(1)$ อิเล็กตรอน $2s^1$ จับกับนิวเคลียสของอะตอมได้อ่อนกว่า ดังนั้นอะตอมลิเธียมจึงสามารถยอมแพ้ได้ง่าย (ดังที่คุณจำได้ชัดเจน กระบวนการนี้เรียกว่าออกซิเดชัน) กลายเป็นลิเธียมไอออน $Li^+$ .

ในอะตอมของเบริลเลียม Be อิเล็กตรอนตัวที่สี่ก็อยู่ในวงโคจร $2s$: $1s^(2)2s^(2)$ อิเล็กตรอนชั้นนอกสองตัวของอะตอมเบริลเลียมแยกออกได้ง่าย - $B^0$ ถูกออกซิไดซ์เป็นไอออนบวก $Be^(2+)$

ในอะตอมโบรอน อิเล็กตรอนตัวที่ 5 ครอบครองวงโคจร $2p$: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$ ถัดไป อะตอม $C, N, O, F$ จะถูกเติมด้วย $2p$-ออร์บิทัล ซึ่งลงท้ายด้วยนีออนก๊าซมีตระกูล: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$

สำหรับองค์ประกอบของช่วงที่สาม ออร์บิทัล $3s-$ และ $3p$ จะถูกเติมตามลำดับ $d$-วงโคจรระดับที่สามห้าวงยังคงเป็นอิสระ:

$↙(11)นา 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)อาร์ 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

บางครั้งในแผนภาพที่แสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนในอะตอม จะแสดงเฉพาะจำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละระดับพลังงานเท่านั้น กล่าวคือ เขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบย่อของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี ตรงกันข้ามกับสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบเต็มที่ให้ไว้ข้างต้น ตัวอย่างเช่น:

$↙(11)นา 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

สำหรับองค์ประกอบที่มีคาบขนาดใหญ่ (ที่สี่และห้า) อิเล็กตรอนสองตัวแรกจะครอบครองวงโคจร $4s-$ และ $5s$ ตามลำดับ: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. เริ่มต้นจากองค์ประกอบที่สามของแต่ละช่วงหลัก อิเล็กตรอน 10 ตัวถัดไปจะไปที่ $3d-$ และ $4d-$orbitals ก่อนหน้า ตามลำดับ (สำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยด้านข้าง): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. ตามกฎแล้ว เมื่อ $d$-ระดับย่อยก่อนหน้าถูกเติมเต็ม ระดับด้านนอก ($4р-$ และ $5р-$ ตามลำดับ) $р-$ระดับย่อยจะเริ่มถูกเติมเต็ม: $↙(33)เป็น 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)เต้ 2, 8, 18, 18, 6$.

สำหรับองค์ประกอบของคาบขนาดใหญ่ - ที่หกและเจ็ดที่ไม่สมบูรณ์ - ระดับอิเล็กทรอนิกส์และระดับย่อยจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตามกฎเช่นนี้: อิเล็กตรอนสองตัวแรกเข้าสู่ระดับย่อยภายนอก $s-$: $↙(56)Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; อิเล็กตรอนตัวถัดไป (สำหรับ $La$ และ $Ca$) ไปยัง $d$-ระดับย่อยก่อนหน้า: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ และ $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

จากนั้นอิเล็กตรอน $14$ ถัดไปจะไปที่ระดับพลังงานภายนอกที่สาม ไปยังวงโคจรของแลนทาไนด์และแอกติไนด์ $4f$ และ $5f$ ตามลำดับ: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

จากนั้นระดับพลังงานภายนอกที่สอง ($d$-ระดับย่อย) ขององค์ประกอบของกลุ่มย่อยด้านข้างจะเริ่มสร้างขึ้นอีกครั้ง: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. และสุดท้าย หลังจากที่ระดับย่อย $d$ เต็มด้วยอิเล็กตรอน 10 ตัวแล้ว ระดับย่อย $p$-จึงจะถูกเติมอีกครั้ง: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$

บ่อยครั้งที่โครงสร้างของเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมถูกแสดงโดยใช้พลังงานหรือเซลล์ควอนตัม - สิ่งที่เรียกว่า สูตรอิเล็กทรอนิกส์กราฟิก. สำหรับสัญลักษณ์นี้ จะใช้สัญลักษณ์ต่อไปนี้: เซลล์ควอนตัมแต่ละเซลล์ถูกกำหนดโดยเซลล์ที่สอดคล้องกับหนึ่งออร์บิทัล อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะถูกระบุด้วยลูกศรที่สอดคล้องกับทิศทางการหมุน เมื่อเขียนสูตรอิเล็กทรอนิกส์แบบกราฟิก คุณควรจำกฎสองข้อ: หลักการของเปาลีตามที่เซลล์หนึ่งเซลล์ (ออร์บิทัล) สามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกินสองตัว แต่มีการหมุนแบบตรงข้ามกันและ กฎของเอฟฮุนด์โดยที่อิเล็กตรอนจะครอบครองเซลล์อิสระทีละเซลล์ก่อนและมีค่าการหมุนเท่ากัน จากนั้นจึงจับคู่กัน แต่การหมุนตามหลักการของเพาลีจะอยู่ไปในทิศทางตรงกันข้าม

อะตอม(จากอะตอมกรีก - แบ่งแยกไม่ได้) - อนุภาคนิวเคลียร์เดี่ยวที่แบ่งแยกไม่ได้ทางเคมีขององค์ประกอบทางเคมีซึ่งเป็นพาหะของคุณสมบัติของสาร สารประกอบด้วยอะตอม อะตอมนั้นประกอบด้วยนิวเคลียสที่มีประจุบวกและเมฆอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ โดยทั่วไปอะตอมจะมีความเป็นกลางทางไฟฟ้า ขนาดของอะตอมนั้นถูกกำหนดโดยขนาดของเมฆอิเล็กตรอน เนื่องจากขนาดของนิวเคลียสนั้นน้อยมากเมื่อเทียบกับขนาดของเมฆอิเล็กตรอน แกนกลางประกอบด้วย ซีโปรตอนที่มีประจุบวก (ประจุโปรตอนสอดคล้องกับ +1 ในหน่วยใดก็ได้) และ เอ็นนิวตรอนที่ไม่มีประจุ (จำนวนนิวตรอนอาจเท่ากับ มากกว่าหรือน้อยกว่าโปรตอนเล็กน้อย) โปรตอนและนิวตรอนเรียกว่านิวคลีออน ซึ่งก็คืออนุภาคนิวเคลียร์ ดังนั้นประจุของนิวเคลียสจึงถูกกำหนดโดยจำนวนโปรตอนเท่านั้นและเท่ากับเลขลำดับขององค์ประกอบในตารางธาตุ ประจุบวกของนิวเคลียสได้รับการชดเชยด้วยอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ (ประจุอิเล็กตรอน -1 ในหน่วยใดก็ได้) ซึ่งก่อตัวเป็นเมฆอิเล็กตรอน จำนวนอิเล็กตรอนเท่ากับจำนวนโปรตอน มวลของโปรตอนและนิวตรอนเท่ากัน (1 และ 1 อามู ตามลำดับ) มวลของอะตอมถูกกำหนดโดยมวลของนิวเคลียสเป็นหลัก เนื่องจากมวลของอิเล็กตรอนมีค่าน้อยกว่ามวลของโปรตอนและนิวตรอนประมาณ 1,836 เท่า และไม่ค่อยได้นำมาพิจารณาในการคำนวณ จำนวนนิวตรอนที่แน่นอนสามารถพบได้จากความแตกต่างระหว่างมวลของอะตอมและจำนวนโปรตอน ( เอ็น=ก-ซี). ประเภทของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมีที่มีนิวเคลียสประกอบด้วยจำนวนโปรตอน (Z) และนิวตรอน (N) ที่กำหนดไว้อย่างเคร่งครัดเรียกว่านิวไคลด์ (สิ่งเหล่านี้อาจเป็นองค์ประกอบที่แตกต่างกันโดยมีจำนวนนิวคลีออน (ไอโซบาร์) หรือนิวตรอนเท่ากัน (ไอโซโทน) หรือองค์ประกอบทางเคมีหนึ่งองค์ประกอบ - โปรตอนจำนวนหนึ่ง แต่จำนวนนิวตรอน (ไอโซเมอร์) ที่แตกต่างกัน)

เนื่องจากมวลเกือบทั้งหมดกระจุกตัวอยู่ในนิวเคลียสของอะตอม แต่ขนาดของมันนั้นน้อยมากเมื่อเทียบกับปริมาตรรวมของอะตอม นิวเคลียสจึงเป็นที่ยอมรับตามอัตภาพว่าเป็นจุดวัสดุที่วางอยู่ในใจกลางของอะตอม และตัวอะตอมเองนั้นก็คือ ถือเป็นระบบของอิเล็กตรอน ในปฏิกิริยาเคมี นิวเคลียสของอะตอมจะไม่ได้รับผลกระทบ (ยกเว้นปฏิกิริยานิวเคลียร์) เช่นเดียวกับระดับอิเล็กทรอนิกส์ภายใน แต่มีเพียงอิเล็กตรอนของเปลือกอิเล็กตรอนชั้นนอกเท่านั้นที่เกี่ยวข้อง ด้วยเหตุนี้จึงจำเป็นต้องทราบคุณสมบัติของอิเล็กตรอนและกฎสำหรับการก่อตัวของเปลือกอิเล็กตรอนของอะตอม

คุณสมบัติของอิเล็กตรอน

ก่อนที่จะศึกษาคุณสมบัติของอิเล็กตรอนและกฎสำหรับการก่อตัวของระดับอิเล็กทรอนิกส์ จำเป็นต้องสัมผัสกับประวัติความเป็นมาของการก่อตัวของแนวคิดเกี่ยวกับโครงสร้างของอะตอม เราจะไม่พิจารณาประวัติที่สมบูรณ์ของการก่อตัวของโครงสร้างอะตอม แต่จะเน้นเฉพาะแนวคิดที่เกี่ยวข้องและ "ถูกต้อง" ที่สุดเท่านั้น ซึ่งสามารถแสดงให้เห็นได้ชัดเจนว่าอิเล็กตรอนอยู่ในอะตอมอย่างไร การมีอยู่ของอะตอมเป็นองค์ประกอบพื้นฐานของสสารได้รับการเสนอแนะครั้งแรกโดยนักปรัชญาชาวกรีกโบราณ (หากคุณเริ่มแบ่งร่างกายออกเป็นสองส่วน ครึ่งหนึ่งอีกครั้งในครึ่ง และต่อๆ ไป กระบวนการนี้จะไม่สามารถดำเนินต่อไปได้อย่างไม่มีกำหนด เราจะหยุดที่อนุภาค ที่เราไม่สามารถแบ่งแยกได้อีกต่อไป - นี่และก็จะมีอะตอม) หลังจากนั้นประวัติความเป็นมาของโครงสร้างของอะตอมก็ผ่านเส้นทางที่ซับซ้อนและแนวคิดต่างๆ เช่น การแบ่งแยกอะตอมไม่ได้ แบบจำลองอะตอมของทอมสัน และอื่นๆ แบบจำลองอะตอมที่ใกล้เคียงที่สุดถูกเสนอโดยเออร์เนสต์ รัทเธอร์ฟอร์ด ในปี พ.ศ. 2454 เขาเปรียบเทียบอะตอมกับระบบสุริยะ โดยที่นิวเคลียสของอะตอมทำหน้าที่เป็นดวงอาทิตย์ และอิเล็กตรอนก็เคลื่อนที่ไปรอบๆ เหมือนดาวเคราะห์ การวางอิเล็กตรอนในวงโคจรที่อยู่นิ่งเป็นขั้นตอนสำคัญมากในการทำความเข้าใจโครงสร้างของอะตอม อย่างไรก็ตาม แบบจำลองดาวเคราะห์ของโครงสร้างของอะตอมขัดแย้งกับกลศาสตร์แบบคลาสสิก ความจริงก็คือเมื่ออิเล็กตรอนเคลื่อนที่ไปตามวงโคจรของมัน มันควรจะสูญเสียพลังงานศักย์และ "ตกลง" เข้าสู่นิวเคลียสในที่สุด และอะตอมก็ควรจะหยุดอยู่ ความขัดแย้งดังกล่าวถูกขจัดออกไปโดยการแนะนำหลักสมมุติของ Niels Bohr ตามสมมุติฐานเหล่านี้ อิเล็กตรอนเคลื่อนที่ในวงโคจรที่อยู่นิ่งรอบนิวเคลียส และภายใต้สภาวะปกติ อิเล็กตรอนจะไม่ดูดซับหรือปล่อยพลังงานออกมา สมมุติฐานแสดงให้เห็นว่ากฎของกลศาสตร์คลาสสิกไม่เหมาะสำหรับการอธิบายอะตอม แบบจำลองอะตอมนี้เรียกว่าแบบจำลองบอร์-รัทเทอร์ฟอร์ด ความต่อเนื่องของโครงสร้างดาวเคราะห์ของอะตอมคือแบบจำลองเชิงกลควอนตัมของอะตอมตามที่เราจะพิจารณาอิเล็กตรอน

อิเล็กตรอนเป็นอนุภาคกึ่งควาซิพติคัล ซึ่งแสดงความเป็นคู่ของอนุภาคระหว่างคลื่น โดยเป็นทั้งอนุภาค (คอร์ปัสเคิล) และคลื่นไปพร้อมๆ กัน คุณสมบัติของอนุภาครวมถึงมวลของอิเล็กตรอนและประจุของมัน และคุณสมบัติของคลื่นรวมถึงความสามารถในการเลี้ยวเบนและการรบกวน ความสัมพันธ์ระหว่างคลื่นและคุณสมบัติทางร่างกายของอิเล็กตรอนสะท้อนให้เห็นในสมการเดอบรอกลี:

แล = h m v , (\displaystyle \lambda =(\frac (h)(mv)),)

ที่ไหน แลมบ์ดา (\displaystyle \lambda) - ความยาวคลื่น - มวลอนุภาค - ความเร็วของอนุภาค - ค่าคงที่ของพลังค์ = 6.63·10 -34 เจ·ส.

สำหรับอิเล็กตรอน เป็นไปไม่ได้ที่จะคำนวณวิถีการเคลื่อนที่ของมัน เราทำได้เพียงพูดถึงความน่าจะเป็นในการค้นหาอิเล็กตรอนในบริเวณเฉพาะรอบๆ นิวเคลียสเท่านั้น ด้วยเหตุนี้ พวกเขาไม่ได้พูดถึงวงโคจรของการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียส แต่เกี่ยวกับวงโคจร - พื้นที่รอบนิวเคลียสที่ ความน่าจะเป็นการมีอิเล็กตรอนเกิน 95% สำหรับอิเล็กตรอน เป็นไปไม่ได้ที่จะวัดทั้งตำแหน่งและความเร็วในเวลาเดียวกันได้อย่างแม่นยำ (หลักการความไม่แน่นอนของไฮเซนเบิร์ก)

Δ x ∗ m ∗ Δ v > ℏ 2 (\displaystyle \Delta x*m*\Delta v>(\frac (\hbar )(2)))

ที่ไหน Δ x (\displaystyle \เดลต้า x) - ความไม่แน่นอนของพิกัดอิเล็กตรอน Δ v (\displaystyle \Delta v) - ข้อผิดพลาดในการวัดความเร็ว ħ=h/2π=1.05·10 -34 เจ·ส
ยิ่งเราวัดพิกัดของอิเล็กตรอนได้แม่นยำมากเท่าใด ข้อผิดพลาดในการวัดความเร็วก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น และในทางกลับกัน ยิ่งเรารู้ความเร็วของอิเล็กตรอนได้แม่นยำมากเท่าใด พิกัดของอิเล็กตรอนก็จะยิ่งไม่แน่นอนมากขึ้นเท่านั้น
การมีอยู่ของคุณสมบัติคลื่นของอิเล็กตรอนทำให้เราสามารถใช้สมการคลื่นชโรดิงเงอร์กับมันได้

∂ 2 Ψ ∂ x 2 + ∂ 2 Ψ ∂ y 2 + ∂ 2 Ψ ∂ z 2 + 8 π 2 m h (E − V) Ψ = 0 (\displaystyle (\frac ((\partial )^(2)\Psi )(\บางส่วน x^(2)))+(\frac ((\บางส่วน )^(2)\Psi )(\บางส่วน y^(2)))+(\frac ((\บางส่วน )^(2) \Psi )(\บางส่วน z^(2)))+(\frac (8(\pi ^(2))m)(h))\left(E-V\right)\Psi =0)

โดยที่พลังงานทั้งหมดของอิเล็กตรอน พลังงานศักย์ของอิเล็กตรอน ความหมายทางกายภาพของฟังก์ชัน Ψ (\displaystyle \Psi ) - รากที่สองของความน่าจะเป็นในการค้นหาอิเล็กตรอนในอวกาศด้วยพิกัด x, ยและ z(แกนกลางถือเป็นแหล่งกำเนิด)
สมการที่นำเสนอนี้เขียนขึ้นสำหรับระบบหนึ่งอิเล็กตรอน สำหรับระบบที่มีอิเล็กตรอนมากกว่าหนึ่งตัว หลักการอธิบายยังคงเหมือนเดิม แต่สมการจะใช้รูปแบบที่ซับซ้อนกว่า คำตอบแบบกราฟิกของสมการชโรดิงเงอร์คือเรขาคณิตของออร์บิทัลของอะตอม ดังนั้น s-orbital จึงมีรูปร่างเหมือนลูกบอล p-orbital มีรูปร่างเลขแปดโดยมี "โหนด" ที่จุดกำเนิด (บนนิวเคลียส ซึ่งความน่าจะเป็นในการตรวจจับอิเล็กตรอนมีแนวโน้มเป็นศูนย์)

ภายในกรอบของทฤษฎีกลศาสตร์ควอนตัมสมัยใหม่ อิเล็กตรอนถูกอธิบายด้วยชุดของตัวเลขควอนตัม: n , ล , ม.ล , ส และ นางสาว . ตามหลักการของเพาลี อะตอมหนึ่งอะตอมไม่สามารถมีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีชุดเลขควอนตัมที่เหมือนกันทุกประการได้
เลขควอนตัมหลัก n กำหนดระดับพลังงานของอิเล็กตรอนซึ่งก็คือระดับอิเล็กทรอนิกส์ที่อิเล็กตรอนตั้งอยู่ หมายเลขควอนตัมหลักสามารถรับค่าจำนวนเต็มที่มากกว่า 0 เท่านั้น: n =1;2;3... ค่าสูงสุด n สำหรับอะตอมเฉพาะขององค์ประกอบนั้นสอดคล้องกับจำนวนคาบที่องค์ประกอบนั้นอยู่ในตารางธาตุของ D.I. Mendeleev
เลขควอนตัมวงโคจร (ประกอบ) ล กำหนดรูปทรงของเมฆอิเล็กตรอน สามารถรับค่าจำนวนเต็มตั้งแต่ 0 ถึง n -1. สำหรับค่าของเลขควอนตัมเพิ่มเติม ล ใช้การกำหนดตัวอักษร:

ความหมาย ล	0	1	2	3	4
การกำหนดตัวอักษร	ส	พี	ง	ฉ	ก

วงโคจร S มีรูปร่างเหมือนลูกบอล วงโคจร p มีรูปร่างเลขแปด ออร์บิทัลที่เหลือมีโครงสร้างที่ซับซ้อนมาก เช่น d-ออร์บิทัลดังแสดงในรูป

อิเล็กตรอนไม่ได้ถูกจัดเรียงแบบสุ่มในระดับและออร์บิทัล แต่ตามกฎของ Klechkovsky ซึ่งการเติมอิเล็กตรอนเกิดขึ้นตามหลักการของพลังงานต่ำสุดนั่นคือในลำดับที่เพิ่มขึ้นของผลรวมของตัวเลขควอนตัมหลักและวงโคจร n +ล . ในกรณีที่ผลรวมของตัวเลือกการเติมทั้งสองเท่ากัน ระดับพลังงานที่น้อยที่สุดจะถูกเติมในตอนแรก (เช่น เมื่อ n =3 ก ล =2 และ n =4 ก ล =1 ระดับ 3 จะถูกเติมเต็มในตอนแรก) เลขควอนตัมแม่เหล็ก ม.ล กำหนดตำแหน่งของวงโคจรในอวกาศและสามารถรับค่าจำนวนเต็มได้ -ล ก่อน +ล รวมถึง 0 ด้วย ค่า s ออร์บิทัลเป็นไปได้เพียงค่าเดียวเท่านั้น ม.ล =0. สำหรับ p-orbital มีค่าสามค่าอยู่แล้ว -1, 0 และ +1 นั่นคือ p-orbital สามารถวางตำแหน่งตามแกนพิกัดสามแกน x, y และ z

การจัดเรียงวงโคจรขึ้นอยู่กับมูลค่า ม.ล

อิเล็กตรอนมีโมเมนตัมเชิงมุมของตัวเอง - การหมุนซึ่งแสดงด้วยเลขควอนตัม ส . การหมุนของอิเล็กตรอนเป็นค่าคงที่และเท่ากับ 1/2 ปรากฏการณ์ของการหมุนสามารถแสดงตามอัตภาพว่าเป็นการเคลื่อนที่รอบแกนของมันเอง ในตอนแรก การหมุนของอิเล็กตรอนนั้นเท่ากับการเคลื่อนที่ของดาวเคราะห์รอบแกนของมันเอง แต่การเปรียบเทียบดังกล่าวมีข้อผิดพลาด สปินเป็นปรากฏการณ์ควอนตัมล้วนๆ ที่ไม่มีความคล้ายคลึงในกลศาสตร์คลาสสิก