โครงสร้างของอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี องค์ประกอบของนิวเคลียสของอะตอม

⁰

(บันทึกการบรรยาย)

โครงสร้างของอะตอม การแนะนำ.

วัตถุประสงค์ของการศึกษาทางเคมีคือองค์ประกอบทางเคมีและสารประกอบของพวกมัน องค์ประกอบทางเคมีเรียกว่ากลุ่มอะตอมที่มีประจุบวกเท่ากัน อะตอม- เป็นอนุภาคที่เล็กที่สุดขององค์ประกอบทางเคมีที่ช่วยรักษามันไว้ คุณสมบัติทางเคมี. เมื่อพันธะซึ่งกันและกัน อะตอมของธาตุเดียวกันหรือต่างกันจะก่อให้เกิดอนุภาคที่ซับซ้อนมากขึ้น - โมเลกุล. การรวมตัวกันของอะตอมหรือโมเลกุลก่อตัวเป็นสารเคมี สารเคมีแต่ละชนิดมีลักษณะเฉพาะด้วยชุดคุณสมบัติทางกายภาพของแต่ละบุคคล เช่น จุดเดือดและจุดหลอมเหลว ความหนาแน่น การนำไฟฟ้าและความร้อน เป็นต้น

1. โครงสร้างอะตอมและตารางธาตุ

ดิ. เมนเดเลเยฟ.

ความรู้ความเข้าใจเกี่ยวกับกฎหมายลำดับการกรอกตารางธาตุ D.I. Mendeleev ช่วยให้เราเข้าใจสิ่งต่อไปนี้:

1. สาระสำคัญทางกายภาพของการดำรงอยู่ขององค์ประกอบบางอย่างในธรรมชาติ

2. ธรรมชาติของความจุทางเคมีขององค์ประกอบ

3. ความสามารถและ “ความสว่าง” ขององค์ประกอบในการให้หรือรับอิเล็กตรอนเมื่อมีปฏิสัมพันธ์กับองค์ประกอบอื่น

4. ธรรมชาติของพันธะเคมีที่องค์ประกอบที่กำหนดสามารถก่อตัวได้เมื่อมีปฏิสัมพันธ์กับองค์ประกอบอื่น ๆ โครงสร้างเชิงพื้นที่ของโมเลกุลที่เรียบง่ายและซับซ้อน ฯลฯ เป็นต้น

โครงสร้างของอะตอม

อะตอมคือระบบไมโครซิสเต็มที่ซับซ้อนของสิ่งต่าง ๆ ที่กำลังเคลื่อนที่และมีปฏิสัมพันธ์ระหว่างกัน อนุภาคมูลฐาน.

ในช่วงปลายศตวรรษที่ 19 และต้นศตวรรษที่ 20 มีการค้นพบว่าอะตอมประกอบด้วยอนุภาคขนาดเล็ก ได้แก่ นิวตรอน โปรตอน และอิเล็กตรอน อนุภาคสองตัวสุดท้ายเป็นอนุภาคที่มีประจุ โปรตอนมีประจุบวก อิเล็กตรอนมีประจุลบ เนื่องจากอะตอมของธาตุในสถานะพื้นมีความเป็นกลางทางไฟฟ้า ซึ่งหมายความว่าจำนวนโปรตอนในอะตอมของธาตุใดๆ จะเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอน มวลของอะตอมถูกกำหนดโดยผลรวมของมวลของโปรตอนและนิวตรอน ซึ่งจำนวนนั้นเท่ากับความแตกต่างระหว่างมวลของอะตอมและเลขลำดับในระบบธาตุ D.I. เมนเดเลเยฟ.

ในปีพ.ศ. 2469 ชโรดิงเงอร์เสนอให้อธิบายการเคลื่อนที่ของอนุภาคขนาดเล็กในอะตอมของธาตุโดยใช้สมการคลื่นที่เขาได้รับ เมื่อแก้สมการคลื่นชโรดิงเงอร์สำหรับอะตอมไฮโดรเจน ตัวเลขควอนตัมจำนวนเต็มสามตัวจะปรากฏขึ้น: n, ℓ และ ม ℓ ซึ่งแสดงลักษณะของอิเล็กตรอนในอวกาศสามมิติในสนามกลางของนิวเคลียส ตัวเลขควอนตัม n, ℓ และ ม ℓ รับค่าจำนวนเต็ม ฟังก์ชันคลื่นที่กำหนดโดยเลขควอนตัมสามตัว n, ℓ และ ม ℓ และได้มาจากการแก้สมการชโรดิงเงอร์ เรียกว่าออร์บิทัล วงโคจรเป็นพื้นที่ของอวกาศซึ่งมีแนวโน้มที่จะพบอิเล็กตรอนมากที่สุดที่อยู่ในอะตอมขององค์ประกอบทางเคมี ดังนั้น การแก้สมการชโรดิงเงอร์สำหรับอะตอมไฮโดรเจนทำให้เกิดเลขควอนตัมสามตัว ความหมายทางกายภาพคือพวกมันบอกลักษณะวงโคจรที่แตกต่างกันสามประเภทที่อะตอมสามารถมีได้ มาดูตัวเลขควอนตัมแต่ละตัวให้ละเอียดยิ่งขึ้น

เลขควอนตัมหลัก n สามารถรับค่าจำนวนเต็มบวกใดๆ ได้: n = 1,2,3,4,5,6,7...โดยระบุลักษณะพลังงานของระดับอิเล็กตรอนและขนาดของอิเล็กตรอน “เมฆ” เป็นลักษณะเฉพาะที่จำนวนของหมายเลขควอนตัมหลักตรงกับจำนวนช่วงเวลาที่องค์ประกอบนั้นตั้งอยู่

เลขควอนตัมอะซิมุธัลหรือวงโคจรëสามารถรับค่าจำนวนเต็มได้จาก ℓ = 0….ถึง n – 1 และกำหนดโมเมนต์การเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอน เช่น รูปร่างวงโคจร สำหรับค่าตัวเลขต่างๆ ของ ë จะใช้สัญกรณ์ต่อไปนี้: ℓ = 0, 1, 2, 3 และระบุด้วยสัญลักษณ์ ส, พี, ง, ฉตามลำดับสำหรับ ℓ = 0, 1, 2 และ 3 ในตารางธาตุไม่มีธาตุที่มีเลขหมุน ℓ = 4.

เลขควอนตัมแม่เหล็กม ℓ กำหนดลักษณะการจัดเรียงเชิงพื้นที่ของออร์บิทัลของอิเล็กตรอน และด้วยเหตุนี้ จึงเป็นคุณสมบัติทางแม่เหล็กไฟฟ้าของอิเล็กตรอน โดยสามารถรับค่าได้จาก – ℓ ถึง + ℓ รวมถึงศูนย์ด้วย

รูปร่างหรือถ้าให้เจาะจงกว่านั้นคือคุณสมบัติสมมาตรของออร์บิทัลของอะตอมนั้นขึ้นอยู่กับเลขควอนตัม ℓ และ ม ℓ . "คลาวด์อิเล็กทรอนิกส์" ที่สอดคล้องกัน ส- วงโคจรมี, มีรูปร่างคล้ายลูกบอล (ในเวลาเดียวกัน ℓ = 0).

รูปที่ 1. วงโคจร 1 วินาที

ออร์บิทัลที่กำหนดโดยเลขควอนตัม ë = 1 และ m ë = -1, 0 และ +1 เรียกว่า p-ออร์บิทัล เนื่องจาก m ë ในกรณีนี้มีสาม ความหมายที่แตกต่างกันจากนั้นอะตอมจะมี p-ออร์บิทัลที่มีพลังงานเท่ากัน 3 ตัว (เลขควอนตัมหลักของพวกมันจะเท่ากันและสามารถมีค่า n = 2,3,4,5,6 หรือ 7) p-orbitals มีสมมาตรตามแนวแกนและมีรูปร่างเป็นสามมิติสามมิติ สนามภายนอกวางแนวตามแกน x, y และ z (รูปที่ 1.2) ดังนั้นที่มาของสัญลักษณ์ p x , p y และ p z .

รูปที่ 2. p x, p y และ p z ออร์บิทัล

นอกจากนี้ยังมีออร์บิทัลของอะตอม d- และ f- สำหรับตัวแรก ë = 2 และ m ë = -2, -1, 0, +1 และ +2 เช่น AO ห้าตัวสำหรับอันที่สอง ́ = 3 และ m ë = -3, -2, -1, 0, +1, +2 และ +3 เช่น 7 จส.

ควอนตัมที่สี่ ม สเรียกว่าเลขควอนตัมสปิน ได้รับการแนะนำให้รู้จักเพื่ออธิบายผลกระทบเล็กๆ น้อยๆ ในสเปกตรัมของอะตอมไฮโดรเจนโดยเกาด์สมิทและอูห์เลนเบคในปี 1925 การหมุนของอิเล็กตรอนคือโมเมนตัมเชิงมุมของอนุภาคมูลฐานที่มีประจุของอิเล็กตรอนซึ่งมีการวางแนวเป็นปริมาณเช่น จำกัดอยู่เพียงบางมุมเท่านั้น การวางแนวนี้จะถูกกำหนดโดยค่าของเลขควอนตัมแม่เหล็กหมุน (s) ซึ่งสำหรับอิเล็กตรอนจะเท่ากับ ½ ดังนั้นสำหรับอิเล็กตรอนตามกฎการหาปริมาณ ม ส = ± ½. ในเรื่องนี้ เราควรบวกเลขควอนตัมเข้ากับเซตของเลขควอนตัมสามตัวด้วย ม ส . ให้เราเน้นย้ำอีกครั้งว่าตัวเลขควอนตัมสี่ตัวกำหนดลำดับการสร้างตารางธาตุของ Mendeleev และอธิบายว่าทำไมจึงมีองค์ประกอบเพียงสองรายการในช่วงแรก แปดองค์ประกอบในช่วงที่สองและสาม 18 องค์ประกอบในช่วงที่สี่ เป็นต้น อย่างไรก็ตาม ใน เพื่ออธิบายโครงสร้างของอะตอมอิเล็กตรอนหลายตัวลำดับการเติมระดับอิเล็กทรอนิกส์เมื่อประจุบวกของอะตอมเพิ่มขึ้นไม่เพียงพอที่จะมีความคิดเกี่ยวกับเลขควอนตัมสี่ตัวที่ “ควบคุม” พฤติกรรมของอิเล็กตรอนเมื่อ เติมออร์บิทัลของอิเล็กตรอน แต่คุณจำเป็นต้องรู้มากกว่านี้ กฎง่ายๆกล่าวคือ หลักการของเพาลี กฎของฮันด์ และกฎของเคลชคอฟสกี้

ตามหลักการของเปาลี ในสถานะควอนตัมเดียวกันซึ่งมีค่าเฉพาะของตัวเลขควอนตัมสี่ค่าจะไม่สามารถมีอิเล็กตรอนได้มากกว่าหนึ่งตัวซึ่งหมายความว่า โดยหลักการแล้ว อิเล็กตรอนหนึ่งตัวสามารถอยู่ในวงโคจรของอะตอมใดๆ ได้ อิเล็กตรอนสองตัวสามารถอยู่ในวงโคจรของอะตอมเดียวกันได้ก็ต่อเมื่อมีเลขควอนตัมการหมุนต่างกัน

เมื่อเติม p-AO สามตัว, d-AO ห้าตัว และ f-AO เจ็ดตัวด้วยอิเล็กตรอน นอกเหนือจากหลักการของ Pauli ตามกฎของ Hund: การเติมออร์บิทัลของเปลือกย่อยหนึ่งในสถานะพื้นเกิดขึ้นกับอิเล็กตรอนที่มีการหมุนเหมือนกัน

เมื่อเติมเปลือกย่อย (พี, ง, ฉ)ค่าสัมบูรณ์ของผลรวมของการหมุนจะต้องเป็นค่าสูงสุด.

กฎของเคลชคอฟสกี้. ตามกฎของ Klechkovsky เมื่อเติมง และ ฉจะต้องเคารพวงโคจรของอิเล็กตรอนหลักการของพลังงานขั้นต่ำ ตามหลักการนี้ อิเล็กตรอนในสถานะพื้นจะครอบครองออร์บิทัลโดยมีระดับพลังงานน้อยที่สุด พลังงานของระดับย่อยถูกกำหนดโดยผลรวมของเลขควอนตัมn + ë = จ .

กฎข้อแรกของ Klechkovsky: ประการแรกระดับย่อยเหล่านั้นซึ่งn + ë = จ น้อยที่สุด

กฎข้อที่สองของ Klechkovsky: ในกรณีที่มีความเท่าเทียมกันn + ℓ สำหรับหลายระดับย่อย ซึ่งเป็นระดับย่อยที่ถูกเติมเต็มn น้อยที่สุด .

ปัจจุบันทราบธาตุแล้ว 109 องค์

2. พลังงานไอออไนเซชัน อัฟฟินิตี้ของอิเล็กตรอน และอิเล็กโตรเนกาติวีตี้.

ลักษณะที่สำคัญที่สุดของการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมคือพลังงานไอออไนเซชัน (IE) หรือศักย์ไฟฟ้าไอออไนเซชัน (IP) และสัมพรรคภาพอิเล็กตรอนของอะตอม (EA) พลังงานไอออไนเซชันคือการเปลี่ยนแปลงของพลังงานระหว่างการกำจัดอิเล็กตรอนออกจากอะตอมอิสระที่ 0 K: A = + + ē . การพึ่งพาพลังงานไอออไนเซชันกับเลขอะตอม Z ขององค์ประกอบและขนาดของรัศมีอะตอมมีลักษณะเป็นคาบเด่นชัด

ความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน (EA) คือการเปลี่ยนแปลงของพลังงานที่มาพร้อมกับการเติมอิเล็กตรอนเข้ากับอะตอมที่แยกได้เพื่อสร้างไอออนลบที่ 0 K: A + ē = A - (อะตอมและไอออนอยู่ในสถานะพื้น)ในกรณีนี้ อิเล็กตรอนจะครอบครองวงโคจรอะตอมว่างต่ำสุด (LUAO) ถ้า VZAO ถูกครอบครองโดยอิเล็กตรอนสองตัว SE ขึ้นอยู่กับการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ของวงโคจรเป็นอย่างมาก

การเปลี่ยนแปลงใน EI และ SE มีความสัมพันธ์กับการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติหลายอย่างของธาตุและสารประกอบ ซึ่งใช้ในการทำนายคุณสมบัติเหล่านี้จากค่า EI และ SE ฮาโลเจนมีความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนสัมบูรณ์สูงสุด ในแต่ละกลุ่มของตารางธาตุ ศักยภาพไอออไนเซชันหรือ EI จะลดลงตามจำนวนองค์ประกอบที่เพิ่มขึ้น ซึ่งสัมพันธ์กับการเพิ่มขึ้นของรัศมีอะตอมและการเพิ่มขึ้นของจำนวนชั้นอิเล็กทรอนิกส์ และมีความสัมพันธ์ที่ดีกับการเพิ่มขึ้นของการลดลง พลังขององค์ประกอบ

ตารางที่ 1 ของตารางธาตุแสดงค่า EI และ SE ในหน่วย eV/ต่ออะตอม โปรดทราบว่าค่า SE ที่แน่นอนนั้นเป็นที่รู้จักสำหรับอะตอมเพียงไม่กี่อะตอมเท่านั้น โดยค่าของพวกมันจะถูกเน้นไว้ในตารางที่ 1

ตารางที่ 1

พลังงานไอออไนเซชันแรก (EI) ความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน (EA) และอิเล็กโตรเนกาติวีตี้ χ) ของอะตอมในตารางธาตุ

0.747

2. 1 0

0, 3 7

1,2 2

0.54

1. 55

-0.3

1. 1 3

0.2

0. 91

1.2 5

-0. 1

0, 55

1.47

0. 59

3.45

0. 64

1 ,60

0. 7 4

1. 89

-0.3

1 . 3 1

1 . 6 0

0. 6

1.63

0.7

2.07

3.61

2.3 6

- 0 .6

1.26(อัลฟ่า)

-0.9

1 . 39

0. 18

1.2

0. 6

2.07

3.36

2.4 8

-0.6

1 . 56

0. 2

2.2

2.6 7

2, 2 1

เกี่ยวกับส

χ – อิเล็กโตรเนกาติวีตี้ตามแนวคิดของพอลลิง

ร- รัศมีอะตอม (จาก "ชั้นเรียนห้องปฏิบัติการและการสัมมนาในเคมีทั่วไปและอนินทรีย์", N.S. Akhmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

อะตอม- อนุภาคที่เล็กที่สุดของสารซึ่งแบ่งแยกไม่ได้ด้วยวิธีทางเคมี ในศตวรรษที่ 20 มีการค้นพบโครงสร้างที่ซับซ้อนของอะตอม อะตอมประกอบด้วยประจุบวก เมล็ดและเปลือกที่เกิดจากอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ ประจุรวมของอะตอมอิสระจะเป็นศูนย์ เนื่องจากประจุของนิวเคลียสและ เปลือกอิเล็กตรอนสมดุลซึ่งกันและกัน ในกรณีนี้ ประจุนิวเคลียร์จะเท่ากับจำนวนธาตุในตารางธาตุ ( เลขอะตอม) และเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมด (ประจุอิเล็กตรอนคือ −1)

นิวเคลียสของอะตอมประกอบด้วยประจุบวก โปรตอนและอนุภาคที่เป็นกลาง - นิวตรอนโดยไม่มีค่าใช้จ่าย ลักษณะทั่วไปของอนุภาคมูลฐานในอะตอมสามารถแสดงได้ในรูปแบบของตาราง:

จำนวนโปรตอนเท่ากับประจุของนิวเคลียส ดังนั้น จึงเท่ากับเลขอะตอม ในการหาจำนวนนิวตรอนในอะตอม คุณต้องลบประจุของนิวเคลียส (จำนวนโปรตอน) ออกจากมวลอะตอม (ประกอบด้วยมวลของโปรตอนและนิวตรอน)

ตัวอย่างเช่น ในอะตอมโซเดียม 23 Na จำนวนโปรตอนคือ p = 11 และจำนวนนิวตรอนคือ n = 23 − 11 = 12

จำนวนนิวตรอนในอะตอมของธาตุเดียวกันอาจแตกต่างกันได้ อะตอมดังกล่าวเรียกว่า ไอโซโทป .

เปลือกอิเล็กตรอนของอะตอมก็มีโครงสร้างที่ซับซ้อนเช่นกัน อิเล็กตรอนอยู่ในระดับพลังงาน (ชั้นอิเล็กทรอนิกส์)

หมายเลขระดับแสดงถึงลักษณะพลังงานของอิเล็กตรอน นี่เป็นเพราะความจริงที่ว่าอนุภาคมูลฐานสามารถส่งและรับพลังงานได้ไม่ใช่ในปริมาณเล็กน้อยโดยพลการ แต่ในบางส่วน - ควอนตัม ยิ่งระดับสูงเท่าใด อิเล็กตรอนก็จะยิ่งมีพลังงานมากขึ้นเท่านั้น เนื่องจากยิ่งพลังงานของระบบต่ำลงก็ยิ่งมีเสถียรภาพมากขึ้น (เปรียบเทียบความเสถียรต่ำของหินบนยอดเขาซึ่งมีพลังงานศักย์สูงกับตำแหน่งที่มั่นคงของหินก้อนเดียวกันด้านล่างบนที่ราบเมื่อพลังงานของมัน ต่ำกว่ามาก) ระดับที่มีพลังงานอิเล็กตรอนต่ำจะถูกเติมก่อนและหลังเท่านั้น - สูง

จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดที่ระดับสามารถรองรับได้สามารถคำนวณได้โดยใช้สูตร:
N = 2n 2 โดยที่ N คือจำนวนอิเล็กตรอนสูงสุดในระดับนั้น
n - หมายเลขระดับ

จากนั้นสำหรับระดับแรก N = 2 1 2 = 2

สำหรับวินาที N = 2 2 2 = 8 เป็นต้น

จำนวนอิเล็กตรอนในระดับภายนอกสำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลัก (A) จะเท่ากับหมายเลขกลุ่ม

ในตารางธาตุสมัยใหม่ส่วนใหญ่ การจัดเรียงอิเล็กตรอนตามระดับจะแสดงอยู่ในเซลล์ที่มีธาตุนั้น สำคัญมากเข้าใจว่าระดับนั้นสามารถอ่านได้ ลงขึ้นซึ่งสอดคล้องกับพลังงานของพวกเขา ดังนั้นคอลัมน์ตัวเลขในเซลล์ที่มีโซเดียม:
1
8
2

ที่ระดับ 1 - 2 อิเล็กตรอน

ที่ระดับ 2 - 8 อิเล็กตรอน

ที่ระดับ 3 - 1 อิเล็กตรอน
ระวัง นี่เป็นข้อผิดพลาดที่พบบ่อยมาก!

การกระจายระดับอิเล็กตรอนสามารถแสดงเป็นแผนภาพ:
11 นา)))
2 8 1

หากตารางธาตุไม่ได้ระบุการกระจายตัวของอิเล็กตรอนตามระดับ คุณสามารถใช้:

จำนวนอิเล็กตรอนสูงสุด: ที่ระดับ 1 ไม่เกิน 2 e - ,
ในวันที่ 2 - 8 e - ,
ที่ระดับภายนอก - 8 e − ;
จำนวนอิเล็กตรอนในระดับชั้นนอก (สำหรับ 20 องค์ประกอบแรกตรงกับหมายเลขกลุ่ม)

จากนั้นสำหรับโซเดียม บรรทัดการให้เหตุผลจะเป็นดังนี้:

จำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดคือ 11 ดังนั้นระดับแรกจึงเต็มและมี 2 e − ;
ระดับภายนอกที่สามประกอบด้วย 1 e − (กลุ่ม I)
ระดับที่สองประกอบด้วยอิเล็กตรอนที่เหลืออยู่: 11 − (2 + 1) = 8 (เต็มไปหมด)

* ผู้เขียนจำนวนหนึ่ง เพื่อที่จะแยกแยะความแตกต่างระหว่างอะตอมอิสระและอะตอมในสารประกอบได้ชัดเจนยิ่งขึ้น เสนอให้ใช้คำว่า "อะตอม" เพื่อระบุอะตอมอิสระ (เป็นกลาง) เท่านั้น และเพื่อกำหนดอะตอมทั้งหมด รวมถึงอะตอมใน สารประกอบ ให้เสนอคำว่า “อนุภาคอะตอม” เวลาจะบอกได้ว่าชะตากรรมของข้อกำหนดเหล่านี้จะเป็นอย่างไร จากมุมมองของเรา อะตอมตามคำจำกัดความคืออนุภาค ดังนั้นนิพจน์ "อนุภาคอะตอม" จึงถือได้ว่าเป็นคำซ้ำซาก ("น้ำมัน")

2. งาน การคำนวณปริมาณของสารของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาตัวใดตัวหนึ่งหากทราบมวลของสารตั้งต้น
ตัวอย่าง:

เมื่อสังกะสีทำปฏิกิริยากับกรดไฮโดรคลอริกหนัก 146 กรัม จะปล่อยสารไฮโดรเจนออกมาในปริมาณเท่าใด

สารละลาย:

เราเขียนสมการปฏิกิริยา: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
ค้นหามวลโมลาร์ของกรดไฮโดรคลอริก: M (HCl) = 1 + 35.5 = 36.5 (g/mol)
(มวลโมลาร์ของแต่ละธาตุในเชิงตัวเลขเท่ากับมวลอะตอมสัมพัทธ์นั้น ดูในตารางธาตุใต้เครื่องหมายของธาตุนั้นแล้วปัดให้เป็นจำนวนเต็ม ยกเว้นคลอรีนซึ่งคิดเป็น 35.5)
ค้นหาปริมาณกรดไฮโดรคลอริก: n (HCl) = m / M = 146 g / 36.5 g/mol = 4 mol
เราเขียนข้อมูลที่มีอยู่ไว้เหนือสมการปฏิกิริยาและใต้สมการ - จำนวนโมลตามสมการ (เท่ากับสัมประสิทธิ์หน้าสาร):
4 โมล x โมล
สังกะสี + 2HCl = สังกะสี 2 + H 2
2 โมล 1 โมล
มาสร้างสัดส่วนกัน:
4 โมล - xตุ่น
2 โมล - 1 โมล
(หรือมีคำอธิบาย:
จากกรดไฮโดรคลอริก 4 โมลที่คุณได้รับ xโมลของไฮโดรเจน
และจาก 2 โมล - 1 โมล)
เราพบ เอ็กซ์:
x= 4 โมล 1 โมล / 2 โมล = 2 โมล

คำตอบ: 2 โมล

อะตอมเป็นอนุภาคที่เป็นกลางทางไฟฟ้าซึ่งประกอบด้วยนิวเคลียสที่มีประจุบวกและอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ

โครงสร้างของนิวเคลียสของอะตอม

นิวเคลียสของอะตอมประกอบด้วยอนุภาคมูลฐาน 2 ชนิด คือ โปรตอน(พี) และ นิวตรอน(n). ผลรวมของโปรตอนและนิวตรอนในนิวเคลียสของอะตอมหนึ่งเรียกว่า หมายเลขนิวคลีออน:
,
ที่ไหน ก- หมายเลขนิวคลีออน เอ็น- จำนวนนิวตรอน ซี- จำนวนโปรตอน
โปรตอนมีประจุบวก (+1) นิวตรอนไม่มีประจุ (0) อิเล็กตรอนมีประจุลบ (-1) มวลของโปรตอนและนิวตรอนมีค่าใกล้เคียงกันโดยมีค่าเท่ากับ 1 มวลของอิเล็กตรอนน้อยกว่ามวลของโปรตอนมาก ดังนั้นในวิชาเคมีจึงถูกละเลยโดยพิจารณาว่ามวลทั้งหมดของอะตอม มีความเข้มข้นอยู่ในนิวเคลียสของมัน
จำนวนโปรตอนที่มีประจุบวกในนิวเคลียสเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนที่มีประจุลบ จากนั้นจึงรวมอะตอมทั้งหมด เป็นกลางทางไฟฟ้า.
อะตอมที่มีประจุนิวเคลียร์เท่ากันประกอบขึ้นเป็น องค์ประกอบทางเคมี.
อะตอม องค์ประกอบต่างๆถูกเรียก นิวไคลด์.
ไอโซโทป- อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันซึ่งมีเลขนิวคลีออนต่างกันเนื่องจากจำนวนนิวตรอนในนิวเคลียสต่างกัน
ไอโซโทปของไฮโดรเจน

ชื่อ	ก	ซี	เอ็น
โพรติอุส เอ็น	1	1	0
ดิวทีเรียม ดี	2	1	1
ไอโซโทป T	3	1	2

การสลายตัวของสารกัมมันตรังสี

นิวเคลียสของนิวไคลด์สามารถสลายตัวจนกลายเป็นนิวเคลียสขององค์ประกอบอื่น เช่นเดียวกับหรืออนุภาคอื่นๆ
การสลายตัวตามธรรมชาติของอะตอมของธาตุบางชนิดเรียกว่า กัมมันตรังสี yu และสารดังกล่าว - กัมมันตรังสีและ. กัมมันตภาพรังสีจะมาพร้อมกับการปล่อยอนุภาคมูลฐานและ คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า -รังสีช.
สมการการสลายตัวของนิวเคลียร์- ปฏิกิริยานิวเคลียร์- เขียนไว้ดังนี้:

เรียกว่าช่วงเวลาที่อะตอมครึ่งหนึ่งของนิวไคลด์ที่กำหนดสลายตัวเรียกว่า ครึ่งชีวิต.
องค์ประกอบที่ประกอบด้วยเท่านั้น ไอโซโทปกัมมันตภาพรังสีเรียกว่า กัมมันตรังสีส. เหล่านี้คือองค์ประกอบ 61 และ 84-107

ประเภทของการสลายตัวของกัมมันตภาพรังสี

1) -โรซปา d. -อนุภาคถูกปล่อยออกมาเช่น นิวเคลียสของอะตอมฮีเลียม ในกรณีนี้ จำนวนนิวคลีออนของไอโซโทปจะลดลง 4 และประจุของนิวเคลียสลดลง 2 หน่วย เช่น

2) -โรซปาง. ในนิวเคลียสที่ไม่เสถียร นิวตรอนจะกลายเป็นโปรตอน ในขณะที่นิวเคลียสปล่อยอิเล็กตรอนและแอนตินิวตริโนออกมา ในระหว่างการสลายตัวของนิวคลีออน จำนวนจะไม่เปลี่ยนแปลง แต่ประจุของนิวเคลียสจะเพิ่มขึ้น 1 เช่น

3) -โรซปาจ. นิวเคลียสที่ถูกกระตุ้นจะปล่อยรังสีออกมาโดยมีความยาวคลื่นสั้นมากในขณะที่พลังงานของนิวเคลียสลดลง จำนวนนิวคลีออน และประจุของนิวเคลียสจะไม่เปลี่ยนแปลง ตัวอย่างเช่น

โครงสร้าง เปลือกอิเล็กทรอนิกส์อะตอมของธาตุในสามคาบแรก

อิเล็กตรอนก็ได้ ธรรมชาติคู่: สามารถทำงานได้ทั้งแบบอนุภาคและเป็นคลื่น อิเล็กตรอนในอะตอมไม่เคลื่อนที่ไปตามวิถีโคจรบางอย่าง แต่สามารถอยู่ในส่วนใดก็ได้รอบ ๆ พื้นที่นิวเคลียร์ แต่มีความน่าจะเป็นที่จะอยู่ในนั้น ส่วนต่างๆพื้นที่นี้ไม่เหมือนกัน พื้นที่รอบนิวเคลียสซึ่งน่าจะพบอิเล็กตรอนนั้นเรียกว่า วงโคจรยู.
อิเล็กตรอนแต่ละตัวในอะตอมอยู่ห่างจากนิวเคลียสตามพลังงานสำรองของมัน อิเล็กตรอนที่มีพลังงานเท่ากันไม่มากก็น้อย ระดับพลังงานและหรือ ชั้นอิเล็กทรอนิกส์และ.
จำนวนระดับพลังงานที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอนในอะตอมของธาตุที่กำหนดจะเท่ากับจำนวนคาบที่ธาตุนั้นตั้งอยู่
จำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานภายนอกเท่ากับจำนวนหมู่ในหน่วยนิ้วซึ่งธาตุนี้ตั้งอยู่
ภายในระดับพลังงานเดียวกัน อิเล็กตรอนอาจมีรูปร่างต่างกันได้ เมฆอิเล็กทรอนิกส์และหรือ วงโคจรและ. มีรูปแบบของวงโคจรดังต่อไปนี้:
ส-รูปร่าง:
พี-รูปร่าง:
นอกจากนี้ยังมี ง-, ฉ-ออร์บิทัลและอื่นๆ ที่มีรูปร่างซับซ้อนกว่า
อิเล็กตรอนที่มีรูปร่างเหมือนกันของเมฆอิเล็กตรอนจะมีรูปร่างเหมือนกัน แหล่งพลังงานและ: ส-, พี-, ง-, ฉ- ระดับย่อย
จำนวนระดับย่อยในแต่ละระดับพลังงานจะเท่ากับจำนวนระดับนี้
ภายในระดับย่อยพลังงานหนึ่ง การกระจายของวงโคจรในอวกาศที่แตกต่างกันสามารถทำได้ ดังนั้นในระบบพิกัดสามมิติสำหรับ ส-ออร์บิทัลจะมีได้ตำแหน่งเดียวเท่านั้น:

สำหรับ ร-วงโคจร - สาม:

สำหรับ ง-orbitals - ห้าสำหรับ ฉ-วงโคจร - เจ็ด
วงโคจรเป็นตัวแทนของ:
ส-ระดับย่อย-
พี-ระดับย่อย-
ง-ระดับย่อย-
ลูกศรแสดงอิเล็กตรอนในแผนภาพซึ่งแสดงถึงการหมุนของมัน สปินหมายถึงการหมุนของอิเล็กตรอนรอบแกนของมัน มันถูกระบุด้วยลูกศร: หรือ มีการเขียนอิเล็กตรอนสองตัวในวงโคจรเดียว แต่ไม่ใช่
ในหนึ่งวงโคจรมีอิเล็กตรอนไม่เกินสองตัว ( หลักการของเปาลี).
หลักการของพลังงานน้อยที่สุดไทย : ในอะตอม อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะถูกจัดเรียงเพื่อให้พลังงานมีน้อยที่สุด (ซึ่งสอดคล้องกับพันธะที่ใหญ่ที่สุดกับนิวเคลียส).
ตัวอย่างเช่น, การกระจายตัวของอิเล็กตรอนในอะตอมของคลอรีนวี:

อิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่หนึ่งตัวจะกำหนดความจุของคลอรีนในสถานะนี้ - I.
ในระหว่างการผลิตพลังงานเพิ่มเติม (การฉายรังสี การทำความร้อน) การแยกอิเล็กตรอน (การเลื่อนตำแหน่ง) สามารถทำได้ สถานะของอะตอมนี้เรียกว่า สบุดเจนี m. ในเวลาเดียวกันจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่จะเพิ่มขึ้นและความจุของอะตอมก็เปลี่ยนไปตามไปด้วย
สภาวะตื่นเต้นของอะตอมคลอรีนวี :

ดังนั้น นอกเหนือจากจำนวนอิเล็กตรอนที่ไม่มีคู่แล้ว คลอรีนยังสามารถมีวาเลนซ์ III, V และ VII ได้ด้วย

คำนิยาม

อะตอม– อนุภาคเคมีที่เล็กที่สุด

สารประกอบทางเคมีที่หลากหลายเกิดจากการรวมตัวของอะตอมที่แตกต่างกัน องค์ประกอบทางเคมีกลายเป็นโมเลกุลและสารที่ไม่ใช่โมเลกุล ความสามารถของอะตอมในการเข้าไป สารประกอบเคมีสารเคมีของมันและ คุณสมบัติทางกายภาพกำหนดโดยโครงสร้างของอะตอม ในเรื่องนี้เคมีมีความสำคัญอย่างยิ่ง โครงสร้างภายในอะตอม และประการแรกคือโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอน

แบบจำลองโครงสร้างอะตอม

ในตอนต้นของศตวรรษที่ 19 ดี. ดาลตันได้รื้อฟื้นทฤษฎีอะตอมขึ้นใหม่ โดยอาศัยกฎพื้นฐานของเคมีที่รู้จักในขณะนั้น ( ความสม่ำเสมอขององค์ประกอบหลายอัตราส่วนและเทียบเท่า) การทดลองครั้งแรกดำเนินการเพื่อศึกษาโครงสร้างของสสาร อย่างไรก็ตาม แม้จะมีการค้นพบเกิดขึ้น (อะตอมของธาตุชนิดเดียวกันมีคุณสมบัติเหมือนกัน และอะตอมของธาตุอื่นมีคุณสมบัติต่างกัน แนวคิดเรื่องมวลอะตอมก็ถูกนำมาใช้) อะตอมก็ถือว่าแบ่งแยกไม่ได้

หลังจากได้รับหลักฐานการทดลอง ( ปลาย XIXจุดเริ่มต้นของศตวรรษที่ 20) ความซับซ้อนของโครงสร้างของอะตอม (เอฟเฟกต์โฟโตอิเล็กทริก, แคโทดและรังสีเอกซ์, กัมมันตภาพรังสี) เป็นที่ยอมรับว่าอะตอมประกอบด้วยอนุภาคที่มีประจุลบและบวกซึ่งมีปฏิกิริยาซึ่งกันและกัน

การค้นพบเหล่านี้เป็นแรงผลักดันให้เกิดการสร้างแบบจำลองโครงสร้างอะตอมรุ่นแรก ได้มีการเสนอโมเดลรุ่นแรกๆ เจ. ทอมสัน(1904) (รูปที่ 1): อะตอมถูกจินตนาการว่าเป็น "ทะเลแห่งไฟฟ้าบวก" โดยมีอิเล็กตรอนสั่นอยู่ในนั้น

หลังจากการทดลองกับอนุภาค α ในปี 1911 รัทเทอร์ฟอร์ดเสนอสิ่งที่เรียกว่า แบบจำลองดาวเคราะห์โครงสร้างอะตอม (รูปที่ 1) คล้ายกับโครงสร้าง ระบบสุริยะ. ตามแบบจำลองของดาวเคราะห์ ณ ใจกลางอะตอมจะมีนิวเคลียสขนาดเล็กมากซึ่งมีประจุ Z e ซึ่งมีขนาดประมาณ 1,000,000 เท่า ขนาดที่เล็กกว่าอะตอมนั้นเอง นิวเคลียสประกอบด้วยมวลอะตอมเกือบทั้งหมดและมีประจุบวก อิเล็กตรอนเคลื่อนที่ไปรอบนิวเคลียสในวงโคจร ซึ่งจำนวนดังกล่าวถูกกำหนดโดยประจุของนิวเคลียส วิถีการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนภายนอกเป็นตัวกำหนด มิติภายนอกอะตอม. เส้นผ่านศูนย์กลางของอะตอมคือ 10 -8 ซม. ในขณะที่เส้นผ่านศูนย์กลางของนิวเคลียสนั้นเล็กกว่ามาก -10 -12 ซม.

ข้าว. 1 แบบจำลองโครงสร้างอะตอมตามแนวคิดของทอมสันและรัทเทอร์ฟอร์ด

การทดลองเกี่ยวกับการศึกษาสเปกตรัมอะตอมแสดงให้เห็นความไม่สมบูรณ์ แบบจำลองดาวเคราะห์โครงสร้างของอะตอม เนื่องจากโมเดลนี้ขัดแย้งกับโครงสร้างของเส้นสเปกตรัมของอะตอม จากแบบจำลองของรัทเทอร์ฟอร์ด คำสอนของไอน์สไตน์เกี่ยวกับควอนตัมแสงและ ทฤษฎีควอนตัมพลังค์รังสี นีลส์ บอร์ (1913)สูตร สมมุติฐานซึ่งประกอบด้วย ทฤษฎีโครงสร้างอะตอม(รูปที่ 2): อิเล็กตรอนสามารถหมุนรอบนิวเคลียสไม่ได้ในสิ่งใด ๆ แต่เฉพาะในวงโคจรเฉพาะบางวง (นิ่ง) ซึ่งเคลื่อนที่ไปตามวงโคจรดังกล่าว มันไม่ปล่อยพลังงานแม่เหล็กไฟฟ้า การแผ่รังสี (การดูดซับหรือการปล่อยควอนตัมของพลังงานแม่เหล็กไฟฟ้า ) เกิดขึ้นระหว่างการเปลี่ยนผ่าน (คล้ายการกระโดด) อิเล็กตรอนจากวงโคจรหนึ่งไปยังอีกวงหนึ่ง

ข้าว. 2. แบบจำลองโครงสร้างของอะตอมตาม N. Bohr

วัสดุทดลองที่สะสมซึ่งแสดงลักษณะโครงสร้างของอะตอมได้แสดงให้เห็นว่าคุณสมบัติของอิเล็กตรอนและวัตถุขนาดเล็กอื่น ๆ ไม่สามารถอธิบายได้บนพื้นฐานของแนวคิดของกลศาสตร์คลาสสิก อนุภาคขนาดเล็กเป็นไปตามกฎของกลศาสตร์ควอนตัมซึ่งกลายเป็นพื้นฐานสำหรับการสร้างสรรค์ โมเดลที่ทันสมัยโครงสร้างอะตอม.

วิทยานิพนธ์หลักของกลศาสตร์ควอนตัม:

- พลังงานถูกปล่อยออกมาและดูดซับโดยร่างกายในส่วนที่แยกจากกัน - ควอนตัมดังนั้นพลังงานของอนุภาคจึงเปลี่ยนไปอย่างกะทันหัน

- อิเล็กตรอนและอนุภาคขนาดเล็กอื่น ๆ มีลักษณะเป็นคู่ - พวกมันแสดงคุณสมบัติของทั้งอนุภาคและคลื่น (ความเป็นคู่ของอนุภาคคลื่น)

— กลศาสตร์ควอนตัมปฏิเสธการมีอยู่ของวงโคจรบางอย่างในอนุภาคขนาดเล็ก (สำหรับการเคลื่อนย้ายอิเล็กตรอนนั้นเป็นไปไม่ได้ที่จะระบุตำแหน่งที่แน่นอนเนื่องจากพวกมันเคลื่อนที่ในอวกาศใกล้นิวเคลียสคุณจึงสามารถกำหนดความน่าจะเป็นในการค้นหาอิเล็กตรอนในส่วนต่าง ๆ ของอวกาศเท่านั้น)

พื้นที่ใกล้นิวเคลียสซึ่งความน่าจะเป็นในการค้นหาอิเล็กตรอนค่อนข้างสูง (90%) เรียกว่า วงโคจร.

ตัวเลขควอนตัม หลักการของเปาลี กฎของ Klechkovsky

สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอมสามารถอธิบายได้โดยใช้สี่ ตัวเลขควอนตัม.

n– เลขควอนตัมหลัก แสดงลักษณะเฉพาะของพลังงานสำรองทั้งหมดของอิเล็กตรอนในอะตอมและจำนวนระดับพลังงาน n รับค่าจำนวนเต็มตั้งแต่ 1 ถึง ∞ อิเล็กตรอนมีพลังงานต่ำสุดเมื่อ n=1; ด้วยการเพิ่มพลังงาน n สถานะของอะตอมเมื่ออิเล็กตรอนอยู่ในระดับพลังงานจนพลังงานรวมน้อยที่สุดเรียกว่าสถานะพื้น รัฐมากขึ้นด้วย ค่าสูงเรียกว่าตื่นเต้น ระดับพลังงานระบุด้วยเลขอารบิคตามค่า n อิเล็กตรอนสามารถจัดเรียงได้เจ็ดระดับ ดังนั้นในความเป็นจริง n มีอยู่ตั้งแต่ 1 ถึง 7 เลขควอนตัมหลักจะกำหนดขนาดของเมฆอิเล็กตรอนและกำหนด รัศมีเฉลี่ยตำแหน่งของอิเล็กตรอนในอะตอม

ล– เลขควอนตัมของวงโคจร แสดงลักษณะพลังงานสำรองของอิเล็กตรอนในระดับย่อยและรูปร่างของออร์บิทัล (ตารางที่ 1) ยอมรับค่าจำนวนเต็มตั้งแต่ 0 ถึง n-1 ฉันขึ้นอยู่กับ n ถ้า n=1 แล้ว l=0 ซึ่งหมายความว่ามีระดับย่อยที่ 1 ที่ระดับ 1

ฉัน– เลขควอนตัมแม่เหล็ก ระบุลักษณะการวางแนวของวงโคจรในอวกาศ ยอมรับค่าจำนวนเต็มตั้งแต่ –l ถึง 0 ถึง +l ดังนั้นเมื่อ l=1 (p-orbital) ฉัน รับค่า -1, 0, 1 และการวางแนวของวงโคจรอาจแตกต่างกัน (รูปที่ 3)

ข้าว. 3. หนึ่งในทิศทางที่เป็นไปได้ในอวกาศของ p-orbital

ส– หมุนหมายเลขควอนตัม แสดงลักษณะการหมุนรอบแกนของอิเล็กตรอนเอง ยอมรับค่า -1/2(↓) และ +1/2() อิเล็กตรอนสองตัวที่อยู่ในวงโคจรเดียวกันมีการหมุนแบบตรงข้ามกัน

สถานะของอิเล็กตรอนในอะตอมจะถูกกำหนด หลักการของเปาลี: อะตอมไม่สามารถมีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีเลขควอนตัมชุดเดียวกันทั้งหมดได้ ลำดับของการเติมออร์บิทัลด้วยอิเล็กตรอนจะถูกกำหนด กฎของ Klechkovsky: ออร์บิทัลจะเต็มไปด้วยอิเล็กตรอนตามลำดับที่เพิ่มขึ้นของผลรวม (n+l) สำหรับออร์บิทัลเหล่านี้ หากผลรวม (n+l) เท่ากัน ระบบจะเติมออร์บิทัลที่มีค่า n น้อยกว่าก่อน

อย่างไรก็ตาม อะตอมมักจะไม่มีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียว แต่มีอิเล็กตรอนหลายตัว และเมื่อคำนึงถึงปฏิสัมพันธ์ระหว่างกัน จึงใช้แนวคิดของประจุนิวเคลียร์ที่มีประสิทธิผล - อิเล็กตรอนในระดับภายนอกจะมีประจุที่น้อยกว่าประจุ ของนิวเคลียสอันเป็นผลมาจากการที่อิเล็กตรอนภายในกรองอิเล็กตรอนภายนอก

ลักษณะพื้นฐานของอะตอม: รัศมีอะตอม (โควาเลนต์ โลหะ แวนเดอร์วาลส์ อิออน) สัมพรรคภาพอิเล็กตรอน ศักย์ไอออไนเซชัน โมเมนต์แม่เหล็ก

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม

อิเล็กตรอนทั้งหมดของอะตอมก่อตัวเป็นเปลือกอิเล็กตรอน แสดงโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอน สูตรอิเล็กทรอนิกส์ซึ่งแสดงการกระจายตัวของอิเล็กตรอนตามระดับพลังงานและระดับย่อย จำนวนอิเล็กตรอนในระดับย่อยจะถูกระบุด้วยตัวเลข ซึ่งเขียนไว้ที่มุมขวาบนของตัวอักษรที่ระบุถึงระดับย่อย ตัวอย่างเช่น อะตอมไฮโดรเจนมีอิเล็กตรอน 1 ตัว ซึ่งอยู่ในระดับย่อย s ของระดับพลังงานที่ 1: 1s 1 สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของฮีเลียมที่มีอิเล็กตรอนสองตัวเขียนได้ดังนี้: 1s 2

สำหรับองค์ประกอบของคาบที่สอง อิเล็กตรอนจะเติมระดับพลังงานที่ 2 ซึ่งสามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 8 ตัว ขั้นแรก อิเล็กตรอนจะเติมเต็มระดับย่อย s จากนั้นจึงเติมระดับย่อย p ตัวอย่างเช่น:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

ความสัมพันธ์ระหว่างโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมกับตำแหน่งขององค์ประกอบในตารางธาตุ

สูตรอิเล็กทรอนิกส์ของธาตุถูกกำหนดโดยตำแหน่งในตารางธาตุ D.I เมนเดเลเยฟ. ดังนั้น หมายเลขคาบจึงสอดคล้องกับ ในองค์ประกอบของคาบที่สอง อิเล็กตรอนจะเติมระดับพลังงานที่ 2 ซึ่งสามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 8 ตัว ขั้นแรก อิเล็กตรอนจะเติมเข้าไปในองค์ประกอบของคาบที่สอง อิเล็กตรอนจะเติมระดับพลังงานที่ 2 ซึ่งสามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 8 ตัว ขั้นแรก อิเล็กตรอนจะเติมเต็มระดับย่อย s จากนั้นจึงเติมระดับย่อย p ตัวอย่างเช่น:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

ในอะตอมขององค์ประกอบบางอย่างจะสังเกตปรากฏการณ์ของอิเล็กตรอน "การก้าวกระโดด" จากระดับพลังงานภายนอกไปยังระดับพลังงานสุดท้าย การรั่วไหลของอิเล็กตรอนเกิดขึ้นในอะตอมของทองแดง โครเมียม แพลเลเดียม และองค์ประกอบอื่นๆ ตัวอย่างเช่น:

24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

ระดับพลังงานที่สามารถมีอิเล็กตรอนได้ไม่เกิน 8 ตัว ขั้นแรก อิเล็กตรอนจะเติมเต็มระดับย่อย s จากนั้นจึงเติมระดับย่อย p ตัวอย่างเช่น:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

หมายเลขกลุ่มสำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยหลักเท่ากับจำนวนอิเล็กตรอนในระดับพลังงานภายนอก อิเล็กตรอนดังกล่าวเรียกว่าเวเลนซ์อิเล็กตรอน (มีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมี) เวเลนซ์อิเล็กตรอนสำหรับองค์ประกอบของกลุ่มย่อยด้านข้างอาจเป็นอิเล็กตรอนของระดับพลังงานภายนอกและระดับย่อย d ของระดับสุดท้าย จำนวนองค์ประกอบกลุ่มของกลุ่มย่อยรองกลุ่ม III-VII เช่นเดียวกับ Fe, Ru, Os สอดคล้องกับจำนวนอิเล็กตรอนทั้งหมดในระดับย่อย s ของระดับพลังงานภายนอกและระดับย่อย d ของระดับสุดท้าย

งาน:

วาดสูตรอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมฟอสฟอรัส รูบิเดียม และเซอร์โคเนียม ระบุเวเลนซ์อิเล็กตรอน

คำตอบ:

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

37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 วาเลนซ์อิเล็กตรอน 5s 1

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 วาเลนซ์อิเล็กตรอน 4d 2 5s 2

ตั้งแต่เมื่อไร ปฏิกริยาเคมีนิวเคลียสของอะตอมที่ทำปฏิกิริยายังคงไม่เปลี่ยนแปลง (ยกเว้นการเปลี่ยนแปลงของกัมมันตภาพรังสี) คุณสมบัติทางเคมีอะตอมขึ้นอยู่กับโครงสร้างของเปลือกอิเล็กตรอน ทฤษฎี โครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมสร้างขึ้นบนพื้นฐานของอุปกรณ์กลศาสตร์ควอนตัม ดังนั้นโครงสร้างของระดับพลังงานปรมาณูสามารถรับได้บนพื้นฐานของการคำนวณเชิงกลควอนตัมของความน่าจะเป็นในการค้นหาอิเล็กตรอนในอวกาศรอบนิวเคลียสของอะตอม ( ข้าว. 4.5).

ข้าว. 4.5. โครงการแบ่งระดับพลังงานออกเป็นระดับย่อย

พื้นฐานของทฤษฎีโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมจะลดลงตามข้อกำหนดต่อไปนี้: สถานะของอิเล็กตรอนแต่ละตัวในอะตอมมีลักษณะเฉพาะด้วยเลขควอนตัมสี่ตัว: เลขควอนตัมหลัก n = 1, 2, 3,; วงโคจร (ราบ) ลิตร=0,1,2, n–1; แม่เหล็ก ม ล = –ล. –1,0,1,  ล; หมุน ม ส = -1/2, 1/2 .

ตาม หลักการของเปาลีในอะตอมเดียวกันไม่สามารถมีอิเล็กตรอนสองตัวที่มีเลขควอนตัมสี่ชุดเดียวกันได้ น, ล, ม ล , ม ส; การรวมตัวกันของอิเล็กตรอนที่มีเลขควอนตัมหลักเท่ากันและก่อตัวเป็นชั้นอิเล็กตรอนหรือระดับพลังงานของอะตอม ซึ่งกำหนดหมายเลขจากนิวเคลียสและแสดงเป็น K, L, M, N, O, P, Q, และในชั้นพลังงานตามค่าที่กำหนด nจะต้องไม่เกิน 2น 2 อิเล็กตรอน การรวมตัวกันของอิเล็กตรอนที่มีเลขควอนตัมเท่ากัน nและ ล, สร้างระดับย่อย กำหนดเมื่อเคลื่อนออกจากแกนกลางเป็น ส, พี, ดี, เอฟ.

การพิจารณาความน่าจะเป็นของตำแหน่งของอิเล็กตรอนในอวกาศรอบนิวเคลียสของอะตอมนั้นสอดคล้องกับหลักการความไม่แน่นอนของไฮเซนเบิร์ก ตามแนวคิดทางกลควอนตัม อิเล็กตรอนในอะตอมไม่มีวิถีการเคลื่อนที่ที่เฉพาะเจาะจงและสามารถอยู่ในส่วนใดๆ ของพื้นที่รอบนิวเคลียสได้ และตำแหน่งต่างๆ ของมันถือเป็นเมฆอิเล็กตรอนที่มีความหนาแน่นประจุลบที่แน่นอน พื้นที่รอบนิวเคลียสซึ่งมีแนวโน้มที่จะพบอิเล็กตรอนมากที่สุดเรียกว่า วงโคจร. ประกอบด้วยเมฆอิเล็กตรอนประมาณ 90% แต่ละระดับย่อย 1 วินาที, 2 วินาที, 2pฯลฯ สอดคล้องกับจำนวนวงโคจรของรูปร่างที่แน่นอน ตัวอย่างเช่น, 1 วินาที- และ 2s-วงโคจรเป็นทรงกลมและ 2p-ออร์บิทัล ( 2p x , 2น ย , 2น z-orbitals) มีทิศทางตั้งฉากกันและมีรูปร่างเหมือนดัมเบล ( ข้าว. 4.6).

ข้าว. 4.6. รูปร่างและทิศทางของออร์บิทัลของอิเล็กตรอน

ในระหว่างปฏิกิริยาเคมี นิวเคลียสของอะตอมจะไม่เกิดการเปลี่ยนแปลง มีเพียงเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมเท่านั้นที่เปลี่ยนแปลง โครงสร้างที่อธิบายคุณสมบัติหลายประการขององค์ประกอบทางเคมี จากทฤษฎีโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอม ความหมายทางกายภาพเชิงลึกของกฎธาตุเคมีของเมนเดเลเยฟได้ถูกสร้างขึ้น และสร้างทฤษฎีพันธะเคมีขึ้น

เหตุผลทางทฤษฎีของระบบธาตุเคมีเป็นระยะรวมถึงข้อมูลเกี่ยวกับโครงสร้างของอะตอมยืนยันการมีอยู่ของการเชื่อมโยงระหว่างช่วงเวลาของการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติขององค์ประกอบทางเคมีและการทำซ้ำเป็นระยะของการกำหนดค่าทางอิเล็กทรอนิกส์ประเภทเดียวกันของอะตอม

ในแง่ของหลักคำสอนเรื่องโครงสร้างของอะตอม การแบ่งองค์ประกอบทั้งหมดของ Mendeleev ออกเป็นเจ็ดช่วงกลายเป็นเรื่องชอบธรรม: จำนวนช่วงเวลาสอดคล้องกับจำนวนระดับพลังงานของอะตอมที่เต็มไปด้วยอิเล็กตรอน ในช่วงเวลาเล็กๆ เมื่อประจุบวกของนิวเคลียสของอะตอมเพิ่มขึ้น จำนวนอิเล็กตรอนในระดับภายนอกจะเพิ่มขึ้น (จาก 1 เป็น 2 ในช่วงแรก และจาก 1 เป็น 8 ในช่วงที่สองและสาม) ซึ่งอธิบาย การเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติขององค์ประกอบ: ที่จุดเริ่มต้นของช่วงเวลา (ยกเว้นครั้งแรก) จะมีโลหะอัลคาไลจากนั้นคุณสมบัติโลหะจะอ่อนลงอย่างค่อยเป็นค่อยไปและการเสริมสร้างคุณสมบัติที่ไม่ใช่โลหะ รูปแบบนี้สามารถติดตามองค์ประกอบของช่วงที่สองได้ ตาราง 4.2.

ตารางที่ 4.2.

ในช่วงเวลาขนาดใหญ่ เมื่อประจุของนิวเคลียสเพิ่มขึ้น การเติมระดับด้วยอิเล็กตรอนจะยากขึ้น ซึ่งจะอธิบายการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติขององค์ประกอบที่ซับซ้อนมากขึ้นเมื่อเปรียบเทียบกับองค์ประกอบของคาบขนาดเล็ก

ลักษณะที่เหมือนกันของคุณสมบัติขององค์ประกอบทางเคมีในกลุ่มย่อยนั้นอธิบายได้ด้วยโครงสร้างที่คล้ายกันของระดับพลังงานภายนอกดังแสดงใน โต๊ะ 4.3แสดงลำดับการเติมระดับพลังงานด้วยอิเล็กตรอนสำหรับกลุ่มย่อยของโลหะอัลคาไล

ตารางที่ 4.3.

โดยปกติหมายเลขกลุ่มจะระบุจำนวนอิเล็กตรอนในอะตอมที่สามารถมีส่วนร่วมในการก่อตัวของพันธะเคมีได้ นี่คือความหมายทางกายภาพของหมายเลขกลุ่ม ในตารางธาตุสี่ตำแหน่ง ธาตุต่างๆ ไม่ได้ถูกจัดเรียงตามมวลอะตอมที่เพิ่มขึ้น: อาร์และ เค,บริษัทและ นิ,ตจและ ฉัน,ไทยและ ป้า. การเบี่ยงเบนเหล่านี้ถือเป็นข้อบกพร่องของตารางธาตุขององค์ประกอบทางเคมี หลักคำสอนเรื่องโครงสร้างของอะตอมอธิบายความเบี่ยงเบนเหล่านี้ การทดลองหาประจุนิวเคลียร์แสดงให้เห็นว่าการจัดเรียงองค์ประกอบเหล่านี้สอดคล้องกับการเพิ่มขึ้นของประจุในนิวเคลียส นอกจากนี้ การทดลองหาประจุของนิวเคลียสของอะตอมทำให้สามารถระบุจำนวนองค์ประกอบระหว่างไฮโดรเจนและยูเรเนียมได้ รวมถึงจำนวนแลนทาไนด์ด้วย ตอนนี้ทุกสถานที่ในตารางธาตุจะเต็มไปด้วยช่วงเวลาจาก ซี=1ก่อน ซ=114อย่างไรก็ตาม ระบบคาบยังไม่สมบูรณ์ การค้นพบธาตุทรานยูเรเนียมใหม่ก็เป็นไปได้